Libro Guia Apuntes Quimica 2Bach 100cia

La materia y sus transformaciones

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2.- LA MATERIA Y SUS TRANSFORMACIONES

2.1.- Clasificación de la materia .................................................. 20 2.1.1.- Mezclas homogéneas .................................................................... 20 2.2.- La reacción química ............................................................. 22 2.2.1.- Reacciones de síntesis ................................................................... 23 2.2.2.- Reacciones de descomposición .................................................... 23 2.2.3.- Reacciones de desplazamiento o sustitución ................................ 24 2.2.4.- Reacciones de intercambio ........................................................... 24 2.3.- Leyes ponderales .................................................................. 24 2.3.1.- Ley de la constancia de la masa .................................................. 24 2.3.2.- Ley de las proporciones definidas ................................................ 25 2.3.3.- Ley de las proporciones múltiples ................................................ 25 2.4 .- Teoría de Dalton .................................................................. 25 2.4.1.- Símbolos y fórmulas ..................................................................... 27 2.5.- Leyes volumétricas. Hipótesis de Avogadro ....................... 27 2.6.- Concepto de masa atómica ................................................... 28 2.6.1.- Isótopos ........................................................................................ 30 2.7.- Fórmulas empíricas y fórmulas moleculares ...................... 31 2.8.- Concepto de mol. Número de Avogadro ............................. 32 2.9.- Volumen molar. Ecuación de los gases perfectos ............... 32 2.10.- Disoluciones ......................................................................... 34 2.10.1.- Ley de Dalton de las presiones parciales ................................... 34 2.11.- Estequiometría de las reacciones químicas........................... 35 2.12.- Problemas y cuestiones ......................................................... 36

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2.1.- Clasificación de la materia. La materia puede encontrarse en la naturaleza como sustancia pura o formando mezclas. Como la Química trata de estudiar la materia y sus transformaciones, a continuación te vamos a presentar unos conceptos sobre las distintas clases de materias que hay y las diferencias que existen entre ellas:

• Fase: Es una porción de materia física y químicamente uniforme. Es un concepto distinto al de estado, por ejemplo, una mezcla de líquido y aceite está constituida por dos fases a pesar de ser las dos sustancias líquidas.

• Una Fase: La sustancias formadas por una sola fase pueden ser de dos tipos: sustancias puras o disoluciones (también llamadas mezclas homogéneas.

• Más de una fase: Cuando una mezcla está formada por más de una fase se denomina mezcla heterogénea. Las mezclas heterogéneas se pueden separar en sus distintas fases por métodos físicos o mecánicos (filtración, decantación, …).

El estudio de las mezclas heterogéneas puede simplificarse analizando cada una de sus fases por separado, de ahí que no las estudiemos con profundidad y pasemos a detallar las mezclas homogéneas y las sustancias puras. 2.1.1.- Sustancias constituidas por una sola fase. Las hay de dos tipos:

• Disoluciones: Son mezclas homogéneas en las que sus componentes pueden separarse por métodos físicos (calentamiento, destilación, …). Hay varios tipos de ellas:

o Sólidas: Aleaciones (por ejemplo el acero (Fe y C). o Líquidas: Sales disueltas o Gaseosas: por ejemplo el aire (mezcla de gases, fundamentalmente

oxígeno y nitrógeno).

• Sustancias puras: Las hay de dos tipos: o Elementos: Sustancias que no se pueden separar en otras más sencillas.

Hay 109 elementos organizados convenientemente en la Tabla periódica)

o Compuestos: Son sustancias puras que se pueden descomponer en otras más sencillas. Están formadas por la agrupación de varios elementos. Tienen las siguientes características: Composición fija e invariable, independientemente de su

procedencia, (por ejemplo, el agua siempre tendrá un 88,89 % de oxígeno y un 11,11 % de hidrógeno).

Tienen propiedades que las diferencian (al igual que los elementos) como puntos de fusión y ebullición, densidad, …

Son siempre homogéneas, aunque todas las sustancias homogéneas no son compuestos o elementos (sustancias puras), también están las disoluciones.


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En las mezclas los componentes mantienen sus propiedades, mientras que en los compuestos no.

En ocasiones existen verdaderas dificultades para poder diferenciar una disolución de un compuesto, por eso, el la siguiente tabla te resumimos las diferencias fundamentales:

Compuestos Mezclas homogéneas - Las proporciones en que están los

elementos dentro de los compuestos es siempre constante.

- Las proporciones de las sustancias que se mezclan son variables.

- Tienen propiedades físicas (puntos de fusión y de ebullición, densidad,...) constantes.

- Tienen propiedades físicas (puntos de fusión y de ebullición, densidad,...) que varían en función de las proporciones en que están las sustancias mezcladas.

- Las propiedades de los elementos que forman un compuesto son radicalmente distintas a las del compuesto formado

- Las sustancias que se mezclan mantienen las propiedades.

- De los compuestos, sólo se pueden obtener los elementos que lo constituyen por métodos químicos (reacciones químicas).

- Las sustancias que forman una mezcla se pueden separar por métodos físicos (evaporación, filtración, imantación,...)

A continuación te proponemos un algoritmo para que puedas clasificar cualquier

sustancia según el tipo que sea: mezcla (homogénea o heterogénea) o sustancia pura (elemento o compuesto).


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2.2.- La reacción química. Antes de empezar debemos diferenciar claramente entre proceso físico y proceso químico:

• Proceso físico: No cambia la composición química de la sustancia, tan solo tiene lugar una separación de una sustancia de otra en una mezcla o un cambio de estado. Ejemplos de procesos físicos son: evaporación, fusión, destilación, filtración,... Los cambios de estado tienen nombres característicos que te presentamos en este diagrama:

• Proceso químico: Implican un cambio de composición en la sustancia, es decir, tiene lugar una reacción química, en la que unas sustancias se transforman en otras de propiedades totalmente diferentes.

Hay muchos tipos de reacciones químicas, y aunque más adelante las clasificaremos atendiendo a su mecanismo y comportamiento químico (ácido-base, redox, precipitación, ...) por el momento, sólo vamos a clasificarlas atendiendo a cómo se reagrupan los átomos:


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2.2.1.- Reacciones de síntesis. Dos o más sustancias reaccionan para dar otra más compleja. Tienen la siguiente estructura:

A + B AB

donde A y B pueden ser elementos (en cuyo caso también se pueden llamar reacciones de formación de la sustancia AB) o compuestos. Por ejemplo:

N2 + 3 H2 2 NH3

Fe + S FeS

CaO + H2O Ca(OH)2

SO2 + H2O H2SO3

CaO + SO2 CaSO3 2.2.2.- Reacciones de descomposición. Una sustancia se descompone para dar dos más simples. La estructura es la siguiente:

AB A + B

donde A y B pueden ser elementos y/o compuestos. Por ejemplo:

Ba(OH)2 BaO + H2O

H2SO3 SO2 + H2O

2 HgO 2 Hg + O2

PbCO3 PbO + CO2

Si el proceso de descomposición se realiza con la ayuda de electricidad, las reacciones se denominan de Electrólisis, por ejemplo:

2 H2O 2 H2 + O2

2 NaCl 2 Na + Cl2


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2.2.3.- Reacciones de desplazamiento o sustitución.

Uno de los elementos que forma parte de un compuesto es sustituido por otro. La estructura de la reacción es la siguiente:

AB + X AX + B

por ejemplo:

Cu + 2 AgNO3 Cu(NO3)2 + 2 Ag

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

Cl2 + 2 KBr 2 KCl + Br2

2.2.4.- Reacciones de intercambio. Estas reacciones equivalen a una doble descomposición o un intercambio. La estructura general es:

AB + XY AX + BY por ejemplo:

AgNO3 + NaCl NaNO3 + AgCl

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O

Na2CO3 + 2 HCl 2 NaCl + H2O + CO2

2.3.- Leyes ponderales. (referentes al peso). 2.3.1.- Ley de la conservación de la masa. - La enunció Lavoisier en 1789. - En cualquier reacción química, la suma de la masa de los productos es igual a la suma de la masa de los reactivos, es decir, que la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.


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2.3.2.- Ley de las proporciones definidas.

- La enunció J. L. Proust en 1799. - Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en proporciones fijas y definidas, así, por ejemplo, el amoniaco siempre tiene un 82´36 % de N y un 17´64 % de H, sea cual sea su procedencia o el método utilizado para obtenerlo.

2.3.3.- Ley de las proporciones múltiples. - La enunció Dalton en 1805. - Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación numérica sencilla. 2.4.- Teoría atómica de Dalton. Las hipótesis atómicas fueron unas teorías emitidas por Dalton en el año 1808, tratando de explicar las tres leyes ponderales. - Demócrito ya sostenía estas teorías (siglo IV a.d.C.). - La teoría de Dalton puede resumirse en los siguientes puntos:

1º.- La materia está compuesta por partículas indivisibles llamadas átomos: “La materia, aunque divisible en grado extremo, no lo es indefinidamente, esto es, debe haber un punto más allá del cual no se puede dividir”.

2º.- Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos. Los átomos de distintos elementos, poseen masa y propiedades diferentes.

3º.- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos que lo constituyen en una relación numérica sencilla (Regla de la máxima simplicidad).

4.- Las reacciones químicas sólo son una reestructuración de los átomos. Los átomos se agrupan de forma diferente a como lo estaban inicialmente, pero ni se forman ni se destruyen.

Con estas hipótesis, Dalton trata de explicar las tres leyes ponderales:

a) Ley de la conservación de la masa: La cuarta hipótesis establecida por Dalton, es otra forma de enunciar la ley de conservación de la masa. Si los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química, es lógico que la masa de los productos y de los reactivos permanezca constante.


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b) ley de las proporciones definidas: La tercera hipótesis de Dalton, sugiere que para la formación de un compuesto los átomos de los distintos elementos que lo forman deben estar en una proporción numérica sencilla y determinada. Si además, todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa, es fácil deducir que la proporción en masa deberá ser constante.

c) Ley de las proporciones múltiples: Si los átomos de un mismo elemento son idénticos

y la proporción en que forman los compuestos es sencilla, es lógico deducir que si dos elementos forman más de un compuesto, exista una relación numérica simple entre las cantidades del se4gundo elemento que se combinan con una cantidad fija del primero. Por ejemplo, entre el CO2 y el CO, esa relación será de 2 ya que para una cantidad fija de carbono, el dióxido de carbono tendrá el doble de oxígeno que el monóxido de carbono.

Hoy se sabe que existen algunos fallos:

1. Los átomos no son indivisibles, poseen electrones, protones y neutrones. En la actualidad, se han descubierto muchas más partículas subatómicas clasificadas en dos grandes grupos: los leptones y los quarks. Puedes encontrar más información en la página:

http://www.mipagina.cantv.net/aquilesr/tabla_subatomica.htm

2. La existencia de isótopos (átomos de un mismo elemento pero con diferente masa ya que tienen distinto número de neutrones en el núcleo).

3. La Regla de la máxima simplicidad llevó a Dalton a asignar fórmulas erróneas a algunos compuestos, por ejemplo, al agua le asignó la fórmula HO y al amoniaco NH.

4. En las reacciones nucleares, los átomos pueden transmutarse unos en otros emitiendo partículas radiactivas y energía.

A pesar de los errores que tiene la teoría atómica de Dalton, supuso una gran revolución para los químicos del siglo XIX planteándoles nuevos retos, entre los que podemos destacar:

a) La búsqueda sistemática de nuevos elementos químicos. b) La ordenación de los elementos químicos según sus distintas propiedades, lo que

condujo al Sistema periódico. c) La obtención de fórmulas químicas de compuestos.

http://www.mipagina.cantv.net/aquilesr/tabla_subatomica.htm


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2.4.1.- Símbolos y fórmulas. - A cada átomo se le asigna un símbolo. Los símbolos provienen en su mayoría del latín, (Fe = Ferrum, Au = Aurum, Ag = Argentum, Cu = Cuprum, etc.), o de lenguas germánicas (Na = natrium, K = kalium), o del lugar donde se descubrieron (Ge, Po). - Se definen las moléculas como la mínima cantidad posible de una sustancia que posee todas sus propiedades. - Las moléculas se representan por fórmulas (agua = H2O ; amoniaco = NH3). 2.5.- Leyes volumétricas. Hipótesis de Avogadro. El problema ahora consiste en conocer la forma de asignar fórmulas a los compuestos. Dalton sugirió la regla de la máxima simplicidad, que llevó a errores como HO para el agua, NH para el amoniaco, etc. En aquella época, sólo se conocían los % en peso de los elementos que formaban el compuesto, pero como todos los átomos no pesan lo mismo, estos datos no eran suficientes. Gay-Lussac, trabajando con reacciones entre gases, dedujo lo siguiente: "los volúmenes de los gases que reaccionan y los de los productos gaseosos formados guardan entre sí una relación de números sencillos, siempre que estén medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura". Por ejemplo:

2 vol. Hidrógeno + 1 vol. Oxígeno 2 vol. agua Avogadro dio una explicación en 1811: "Volúmenes iguales de gases medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.". Avogadro también supuso que en la mayoría de los elementos gaseosos, sus moléculas están formadas por la unión de dos átomos, es decir, son moléculas diatómicas. Todo ello permitió deducir algunas fórmulas para compuestos gaseosos:

1 vol. Cloro + 1 vol. Hidrógeno 2 vol. Cloruro de Hidrógeno

Cl + H 2 HCl (si fuese así no cumpliría la 1ª ley ponderal)

Cl2 + H2 2 HCl


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1 vol. Oxígeno + 2 vol. Hidrógeno 2 vol. agua

O2 + 2 H2 2 H2O

2 vol. Hidrógeno + 1 vol. Monóxido de Carbono 1 vol. metanol

2 H2 + CO 1 CH3OH

Hoy se sabe que salvo en gases nobles, los elementos gaseosos están agrupados en moléculas diatómicas, es decir, están formados por la unión de dos átomos (H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2, ...) 2.6.- Concepto de masa atómica. - Los conocimientos que tenían los científicos hasta mediados del siglo XIX, eran la teoría de Dalton y las hipótesis de Avogadro. - Desde que Dalton enunció que la materia estaba constituida por átomos de diferentes clases y por tanto de diferente masa, los científicos cayeron en la cuenta de que el conocimiento de estas masas atómicas sería de gran utilidad para realizar cálculos químicos y determinar fórmulas. - Dalton pensaba que cuando dos elementos se combinan para dar más de un compuesto, el más estable era el formado por moléculas diatómicas (regla de la máxima simplicidad de Dalton).


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- Dado que creía que los gases eran monoatómicos: H + Cl HCl (cloruro de hidrógeno) H + O HO (agua) N + H NH (amoniaco) y así asignó algunas fórmulas correctas y otras incorrectas. - Cuando Avogadro emitió su hipótesis, Dalton la rechazó porque era incompatible con sus razonamientos.

- Gay-Lussac observó que:

1 vol. Cloro + 1 vol. Hidrógeno 2 vol. cloruro de hidrógeno era imposible que volúmenes iguales de gases diferentes contuvieran el mismo número de moléculas porque entonces se obtendría un volumen de cloruro de hidrógeno. - Fue entonces cuando Avogadro pensó que los gases eran diatómicos (para defender su hipótesis). Cl2 + H2 2 HCl Cl4 + H4 2 H2Cl2 todo ésto fue un gran avance, pero todavía quedaba sin determinar la fórmula química de los compuestos, aunque datos experimentales apuntaban que los gases eran diatómicos. - Cannizaro en 1858 ideó un método para calcular masas atómicas relativas. Al átomo de Hidrógeno le asignó el peso de 1 u.m.a. (unidad de masa atómica), luego el gas hidrógeno, al ser diatómico, tendría una masa de 2 u.m.as. Como volúmenes iguales contienen el mismo número de moléculas, sólo es necesario comparar el peso de volúmenes iguales de hidrógeno y de otro gas, puesto que la misma relación se obtendría pesando un átomo de cada uno de ellos, y como sabemos lo que pesa la molécula de hidrógeno, podemos calcular la masa atómica de los átomos del otro gas. - De manera similar definió el peso molecular relativo de una molécula como las veces que esa molécula pesaba más que el átomo de Hidrógeno. - Ejemplo: 1 volumen de NO pesa 15 veces más que 1 volumen de Hidrógeno medidos en las mismas condiciones de presión y de temperatura, luego 1 molécula de NO pesa 15 veces más que una molécula de H2. Como H2 tiene un peso de 2, NO pesa 30.


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- El método propuesto por Cannizaro fue:

Sustancia Peso molecular relativo

% de Oxígeno

Peso relativo de oxígeno en la molécula

Agua 18 89 16 Monóxido de nitrógeno 30 53 16 Monóxido de Carbono 28 57 16 Dióxido de carbono 44 73 32 Oxígeno 32 100 32 Ozono 48 100 48

2.6.1.- Isótopos. - Los isótopos son átomos de un mismo elemento pero con distinta masa. Los descubrió F. W. Aston en 1910 cuando demostró que el Ne natural era una mezcla de dos tipos diferentes de átomos, unos que pesaban 20 veces más que el hidrógeno y otros que pesaban 22 veces más. - Todos los elementos naturales son mezclas de isótopos, pero, también se conoce que las proporciones de los isótopos de un elemento en la naturaleza son constantes. Actualmente se conocen más de 300 isótopos. - Cuando se efectúa la medición del peso atómico relativo de un elemento, el valor obtenido es el peso ponderado de los diferentes isótopos que lo forman. - Cuando se escribe el símbolo de un elemento, se indica, en ocasiones, de qué isótopo se trata:

12C = átomo de Carbono de masa atómica relativa 12.

A continuación tienes una tabla en la que te damos los isótopos que poseen algunos elementos con su masa atómica y su abundancia relativa:

Elemento

Isótopo

Masa*

Abundancia relativa

Peso atómico

Hidrógeno 1H

2H 3H

1,007825 2,010423 3,023751

99,985 0,015 0,000

1,00797

Boro 10B 11B

10,01293 11,00931

19,780 80,220

10,811

Carbono 12C 13C

14C

12,00000 13,00335 14,01270

98,892 1,117 0,000

12,01115

Nitrógeno 14N 15N

14,00307 15,00011

99,631 0,369

14,0067

Oxígeno 16O 17O 18O

15,99491 16,99884 17,99726

99,759 0,037 0,204

15,9994

Cloro 35Cl 37Cl

34,96885 36,96600

75,531 24,469

35,453

* Datos con relación al C12


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- Se pensó en cambiar el patrón de medida de masas relativas y a lo largo de la historia ha habido tres definiciones de u.m.a.: 1º : 1 u.m.a. = masa H 2º : 1 u.m.a. = 1/16 masa 16O 3º : 1 u.m.a. = 1/12 masa 12C - Actualmente se define: a) Peso atómico: Es el número que indica las veces que un elemento es más pesado que la doceava parte de un átomo de Carbono isótopo 12. b) Peso molecular: Es el número que indica las veces que una molécula es más pesada que la doceava parte de un átomo de Carbono isótopo 12. - Vamos a ver con un ejemplo cómo se determinan las masas relativas medias para un elemento como el Carbono: El Carbono es una mezcla de tres isótopos:

C12 = 12 u.m.as 98,9% C13 = 13 u.m.as 1,1% C14 = 14 u.m.as 0,0%

¿Cuál es el peso atómico del Carbono natural?.

umasCmasa 01,12100

014100

1,113100

9,9812 =⋅+⋅+⋅=

no hay ningún átomo de C que pese 12,01 u.m.as, es una media ponderada y este es el valor que aparece en la tabla periódica. 2.7.- Fórmulas empíricas y fórmulas moleculares. - Las fórmulas empíricas son aquellas que expresan las clases de átomos que existen en la molécula y su número relativo. - Las fórmulas moleculares indican además, el número absoluto de cada tipo de átomo presente en la molécula.

- Por ejemplo, para el benceno: CH Fórmula empírica C6H6 Fórmula molecular - Una vez conocidos los pesos atómicos, la deducción de las fórmulas empíricas es un proceso sencillo, siempre que se pueda conocer la composición centesimal del compuesto en cuestión.


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2.8.- Concepto de mol. Número de Avogadro. - Mol: Cantidad de un compuesto (o elemento) igual a su peso molecular (o atómico) expresado en gramos.

Mr(H2O) = 18 umas 18 gramos de H2O = 1 mol de H2O - 1 mol de cualquier sustancia contiene 6,023.1023 partículas de esa sustancia (átomos si se trata de un elemento y moléculas si se trata de un compuesto). A dicho número se le conoce con el nombre de número de Avogadro. - Es importante destacar que un mol no es una unidad de masa, simplemente es una cantidad de sustancia (6,023.1023 partículas) y que si dicha cantidad está referida a un elemento o compuesto químico, existe una relación directa con su masa. - Parece evidente que para pasar de una cantidad de sustancia expresada en gramos a moles, tan solo hay que dividir por su peso atómico si se trata de un elemento o por su peso molecular si se trata de un compuesto, es decir:

a) Para un elemento: rA

gramosn =

b) Para un compuesto: rM

gramosn =

2.9.- Volumen molar. Ecuación de los gases perfectos. Hasta aquella época se conocían tres leyes: - Boyle y Mariotte: Si tenemos un gas encerrado en un recipiente de volumen variable y

mantenemos la temperatura constante, a medida que reducimos el volumen, la presión aumentará inversamente proporcional y viceversa, es decir:

si el V , entonces P , es decir: P x V = K1

donde K1 es una constante que solo depende del número de moléculas (cantidad de gas) y de la temperatura.

- Charles y Gay-Lussac: Si tenemos un gas encerrado en un recipiente y mantenemos la

presión constante, si aumentamos la temperatura el volumen deberá aumentar (para que la presión no varíe), es decir:

si la T , entonces el V , es decir: V = K2 x T

donde K2 es una constante que sólo depende del número de moléculas (cantidad de gas) y de la presión.


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Si representamos V = f(T), para cada una de las sustancias sale un recta; y si prolongamos cada una de ellas corta el eje de abscisas en -273´15 ºC que es el cero absoluto, ya que, teóricamente, a esa temperatura, el volumen de cualquier sustancia sería nulo. Lo mismo ocurre si representamos en una gráfica P = f(T):

Nunca se ha llegado a alcanzar esa temperatura de -273´15 ºC, por eso, se definió la escala Kelvin de Temperaturas, donde dicho valor se toma como cero absoluto. Es obvio que en esta escala no podrán existir temperaturas negativas ni nula.

- Ley de Avogadro: Si tenemos un gas encerrado en un recipiente y mantenemos la presión

constante, si aumentamos la cantidad de gas (moles) el volumen deberá aumentar (para que la presión no varíe), es decir:

si la n , entonces el V , es decir: V = K3 x n

donde n es el número de moles de gas y K3 es una constante que sólo depende de la presión y de la temperatura.

- De las tres expresiones se puede deducir:

donde R es una constante cuyo valor sólo depende de las unidades elegidas para la presión, volumen, temperatura y cantidad de gas, por ejemplo: R = 0,082 (atm.litro/mol.K) R = 1,98 (calorías/mol.K) R = 8,31 ( julios/mol.K ) los gases que cumplen la ecuación (1), se llaman gases ideales o perfectos. No hay ningún gas que cumpla exactamente dicha ecuación, pero la mayoría se acercan bastante a ella.


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- Las condiciones normales de operación se definen como: P = 1 atm T = 0 ºC = 273 K sustituyendo en la ecuación de los gases ideales podemos determinar el volumen que ocupará 1 mol de un gas en condiciones normales: P x V = n x R x T 1 x V = 1 x 0,082 x 273 V = 22,4 litros

un mol de cualquier gas en c.n. (condiciones normales) ocupa 22,4 litros 2.10.- Disoluciones. - Es muy frecuente realizar reacciones químicas con sustancias en disolución. Las disoluciones se definieron en el punto 1.3 como una mezcla homogénea y las más frecuentes son las de sólido/líquido (soluto disuelto en agua). - Se puede medir la concentración de soluto que hay en una determinada disolución de varias formas. Las más importantes son:

a) Tanto por cien en peso (%): gramos de soluto presentes en 100 gramos de disolución.

b) Gramos por litro (g/L): gramos de soluto presentes en un litro de disolución. c) Molaridad (M): moles de soluto presentes en un litro de disolución. d) Molalidad (m): moles de soluto presentes en un Kilogramo de disolvente.

En química, la utilizada mayoritariamente es la Molaridad

2.10.1.- Disoluciones gaseosas. Ley de Dalton de las presiones parciales. - Cuando tenemos una mezcla de gases ideales contenidos en un volumen V, se puede escribir (aplicando la ecuación de los gases perfectos, que:

( )V

TRnnPPP

VTRnP

VTRnP

BABAT

BB

AA ⋅⋅+=+=→

⋅=

⋅=

de forma general:

VTRnPP iiT⋅

⋅== ∑∑


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Por otra parte:

⋅⋅=

⋅⋅=

VTRnP

VTRnP

TT

AA

si dividimos ordenadamente T

A

T

A

nn

PP

=

y despejando la presión parcial del gas A: T

ATA n

nPP ⋅=

De forma general: ni Pi = PT . ∑ ni Fracción molar (xi) por lo tanto, la ley de Dalton de las presiones parciales viene determinada por la ecuación:

PA = PT . xA

PB = PT . xB y de forma general:

Es fácil comprobar que:

xA + xB = 1

PA + PB = PT y de forma general:

∑ xi = 1

∑ Pi = PT


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2.11.- Estequiometría de las reacciones químicas. - Una reacción química no sólo tiene un significado cualitativo, sino también cuantitativo si esta, está ajustada, es decir, nos da información de: a) los reactivos y productos que intervienen en la reacción. b) en qué proporción, en moléculas y moles (y si la reacción es gaseosa también en volúmenes si están medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura) reaccionan entre sí. - Con la aplicación de estas relaciones cualitativas, se pueden resolver problemas de cálculos estequiométricos. Dichos cálculos nos permitirán averiguar la cantidad de un producto de la reacción que se va a obtener con una cantidad de reactivos dada o la cantidad de un reactivo que se necesita para obtener una determinada cantidad de producto. - Antes de realizar los cálculos estequiométricos hace falta tener claros una serie de conceptos:

- Reactivo limitante: A veces nos dan cantidades de dos reactivos que no guardan la relación estequiométrica. En estos casos hay que determinar de antemano cuál de ellos está en exceso (parte que queda sin reaccionar) y cuál es el reactivo limitante (reactivo que se agota, reacciona por completo)

- Reacción común de una mezcla: Cuando una mezcla de dos sustancias reacciona

con un mismo reactivo, cada reactivo verifica su reacción independientemente. Por lo tanto se trata de dos reacciones diferentes, aunque simultáneas. De los datos obtenidos en estos casos, puede determinarse la composición de la mezcla.

- Pureza de los reactivos: Si hay alguna sustancia impura en los reactivos, sólo la

parte pura de ellos intervendrá en la reacción (suponiendo impurezas inertes). - Empleo de disoluciones: Este caso podría reducirse al anterior, ya que tendremos

que calcular la cantidad de sustancia disuelta que será la que verdaderamente reaccione.

- Rendimiento de la reacción: En muchos casos, los cálculos teóricos no coinciden

con las cantidades de productos que realmente se obtienen. El rendimiento de la reacción nos permite saber los gramos reales que se obtienen sabiendo los teóricos calculados, es decir, que si el rendimiento de la reacción es del 80 %, aplicando dicho porcentaje sobre los cálculos teóricos realizados, sabremos lo que realmente se obtendría.

100cos

100cos

⋅=⋅=teórimolesrealesmoles

teórigramosrealesgramosR


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- Para realizar correctamente los cálculos estequiométricos tenemos que seguir los siguientes pasos:

a) Ajustar la reacción química. b) Pasar todos los datos a moles. c) Calcular el reactivo limitante en el caso de que sea necesario. d) Realizar los cálculos estequiométricos. e) Pasar los moles a las unidades que nos pidan. f) Aplicar el concepto de rendimiento de la reacción si tenemos datos.

2.12.- Ejercicios y cuestiones.

a) Leyes ponderales y volumétricas:

12.- El amoniaco es un compuesto formado por Hidrógeno y Nitrógeno. Al analizar varias muestras, se han obtenido los siguientes resultados:

Masa de N (gramos) 5,56 10,88 19,85 29,98 37,59 Masa de H (gramos) 1,19 2,33 4,25 6,42 8,05

a) Verificar la ley de las proporciones definidas. b) ¿Cuánto Nitrógeno se combina con 1 gramo de Hidrógeno? y ¿Cuánto amoniaco se

formará?. 13.- Al analizar compuestos gaseosos de Carbono y Oxígeno, se obtienen los siguientes

resultados:

1er gas Masa de C (gramos) 12,65 24,14 37,81 54,37 Masa de O (gramos) 16,82 32,09 50,29 72,31

2º gas Masa de C (gramos) 6,39 10,57 12,25 21,12 Masa de O (gramos) 17,08 28,19 32,62 56,38

a) Verificar la ley de las proporciones definidas. b) Verificar la ley de las proporciones múltiples. 14.- Sabiendo que en el agua se cumple (masa de O)/(masa de H)= 8, ¿Qué cantidad de agua

se necesita descomponer para obtener 10 gramos de Hidrógeno?. 15.- Al analizar el dióxido de carbono se comprueba que tiene un 27% de C. Calcular la

cantidad de dióxido de carbono que se obtendrá al combinar 54 gramos de C con el suficiente oxígeno.


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16.- En la preparación de trióxido de azufre se obtuvieron los siguientes datos en un conjunto de experimentos:

Experimento 1 2 3 4

Masa de S (gramos) 0,723 1,212 2,146 3,813 Masa de O (gramos) 1,084 1,818 3,252 5,720

Comprueba que se cumple la 2ª ley ponderal y calcula la cantidad de oxígeno necesario

para combinarse con 10 gramos de S y los gramos de SO3 que se obtendrán. 17.- El Indio y Oxígeno forman dos compuestos diferentes. Al analizar varias muestras de

cada uno de ellos se obtienen los siguientes resultados:

COMPUESTO 1 COMPUESTO 2 Masa de In (gramos) 46,0 27,60 115,0 23,0 4,60 69,0 Masa de O (gramos) 3,2 1,92 8,0 4,8 0,96 14,4

a) Comprueba que se cumplen la 2ª y la 3ª ley ponderal. b) Calcula la cantidad del COMPUESTO 1 que habrá que descomponer para obtener 20

gramos de In. c) Calcula la cantidad del COMPUESTO 2 que habrá que descomponer para obtener 20

gramos de In. d) Calcula la cantidad del COMPUESTO 1 que se podrá obtener con 100 gramos de In

y 15 gramos de O. e) Calcula la cantidad del COMPUESTO 2 que se podrá obtener con 100 gramos de In

y 15 gramos de O. f) Otra muestra de un compuesto de In y O, contiene un 82,7 % de In. ¿Se trata de

alguno de los dos compuestos indicados o de otro diferente? 18.- En los tiempos de Dalton era conocida la existencia de dos gases formados por Carbono

y oxígeno. De ambos, el más rico en O contenía un 72,7% de este elemento y el otro un 57,1%. ¿Qué relación existe entre las masas de oxígeno que se combinan con la misma masa de carbono?

19.- El amoniaco contiene un 17,76 % de hidrógeno. Cuando reaccionan completamente

3,77 gramos de hidrógeno con 26,23 gramos de nitrógeno se forman 30 gramos de hidracina (compuesto formado también con los mismos elementos que el amoniaco). Comprueba que se cumple la 3ª ley ponderal.

20.- 25,1 gramos de mercurio se combinan con 2 gramos de oxígeno para formar óxido de

mercurio. En otras condiciones 0,402 gramos de mercurio se combinan con 0,016 gramos de oxígeno para formar otro óxido. Verifica la ley de las proporciones múltiples.

21.- El latón es una aleación formada por Cu y Zn. La proporción de este último metal puede

variar de 10 a 35%. Teniendo en cuenta este hecho y basándose en una determinada ley, ¿debemos decir que el latón es una mezcla, o por el contrario, que es un compuesto químico resultante de la combinación de estos dos metales?


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22.- Averigua la fórmula de uno de los óxidos del Nitrógeno sabiendo que reaccionan en la proporción de volúmenes siguiente:

Volumen de Nitrógeno 20 cc. 4 litros 100 ml Volumen de Oxígeno 50 cc. 10 litros 250 ml

Volumen de óxido 20 cc. 4 litros 100 ml 23.- Los datos de la siguiente tabla corresponden a la reacción química entre el Carbono y el

oxígeno para formar dióxido de carbono. Complétala con los valores que faltan:

CARBONO OXIGENO DIOXIDO DE CARBONO 12 32 ? 6 ? 22 3 ? ? 24.- El Nitrógeno y el Oxígeno son gases formados por moléculas diatómicas, (con dos

átomos). Se sabe que entre ellas se pueden combinar en una proporción de volúmenes de 2:1, 1:1 y 1:2. ¿Cuáles son las fórmulas más sencillas de los compuestos que pueden formarse?.

25.- La siguiente tabla recoge los datos de diferentes experimentos en los que se combinaron

nitrógeno e hidrógeno:

MASA (g) VOLUMEN (l) MASA (g) VOLUMEN (l) Nitrógeno (gas) 5,6 4,48 6,56 5,25 Hidrógeno (gas) 1,2 13,44 0,94 10,53 COMPUESTO 6,8 8,96 7,50 10,53

a) Justifica si se cumplen las leyes de conservación de la masa, proporciones definidas

y volúmenes de combinación. b) Deduce las fórmulas empíricas de los dos compuestos formados por el nitrógeno y

el hidrógeno. b) Concepto de mol:

26.- ¿Cuántos moles de CO2 hay en 5 gramos de muestra?. En la misma cantidad, ¿Cuántas

moléculas de CO2 , átomos de Carbono y átomos de Oxígeno habrán?. 27.- Se tienen 2,5 moles de H2S. Calcular: a) El número de gramos que hay de S y de H. b) El número de moles de S. c) El número de moléculas de sulfuro de hidrógeno. 28.- Se tiene una muestra de 8 gramos de Oxígeno. Calcular el número de moléculas y el de

moles. ¿Y si los 8 gramos fuesen de ozono?


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29.- ¿Cuál de entre las siguientes cantidades de materia tendrá mayor masa? 10 gramos de Cu, 6 moles de He ó 3,01.1023 átomos de Ag.

30.- a) ¿Cuántos moles de átomos de azufre hay en 10 gramos de S8? b) ¿Cuántos moles de moléculas de S8 hay en 10 gramos de S8? c) ¿Cuántas moléculas hay en 10 gramos de S8? 31.- En 413 gramos de clorato de bario monohidratado, calcular: a) moles de Ba. b) moles de oxígeno. c) moles de ion clorato. 32.- Si de 100 miligramos de amoniaco se quitan 2.1021 moléculas de amoniaco, ¿cuántos

moles de amoniaco nos quedarán? 33.- Completa la siguiente tabla:

Moles de agua Moléculas de agua Gramos de agua Átomos de hidrógeno 3 1,3· 1025 250 1,5 · 1033

34.- Determina teóricamente el número de moléculas de agua que caben en un tubo de

ensayo de 5 ml de volumen. Considera densidad del agua = 1000 kg/m3

35.- La masa más pequeña capaz de desequilibrar la balanza más sensible hasta ahora

construida es de 1,0·10-6 g. Si esta cantidad fuera del elemento más ligero, el hidrógeno ¿Cuántos átomos contendría?

36.- La fórmula de la glucosa es C6H12O6 ¿Cuál es su composición centesimal? 37.- Disponemos de pirita del 90 % de pureza en FeS2 y de magnetita del 85 % en Fe3O4.

Suponiendo el mismo rendimiento, en los procedimientos de extracción de hierro, para ambos minerales ¿Cuál de los dos resultará más rentable?

c) Masas atómicas y moleculares:

38.- Halla la masa atómica del Boro natural sabiendo que se trata de una mezcla de isótopos

cuya abundancia relativa es: B10 19,8% B11 80,22% 39.- Halla la masa atómica del Oxígeno natural sabiendo que se trata de una mezcla de

isótopos cuya abundancia relativa es: O16 99,759 %, O17 0,037 %, O18 0,204% 40.- Calcular el peso molecular del Bromo sabiendo que a 27 ºC y 0`046 atm de presión, una

muestra de 0`057 gramos ocupa un volumen de 200 cc..


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41.- Se ha medido la densidad del hidrógeno, nitrógeno y amoniaco en las mismas condiciones de P y T encontrándose los valores de 0,081, 1,138 y 0,691 g/L respectivamente. Hallar:

a) la masa atómica del nitrógeno relativa al hidrógeno. b) la masa molecular del amoniaco relativa al hidrógeno. DATOS: Ar(H) = 1 uma 42.- El fósforo reacciona con el oxígeno para formar un compuesto de fórmula P4O10; si

0,248 gramos de fósforo reaccionan dando 0,568 gramos de óxido, determinar la masa atómica relativa del fósforo sabiendo que Ar(O) = 16 umas.

43.- Determinar la masa atómica relativa del Mg a partir de las masas de sus isótopos y sus

abundancias relativas:

Isótopo Abundancia (%) Masa relativa (umas) 24 78,60 23,993 25 10,11 24,994 26 12,29 25,991

44.- El cobre natural está compuesto sólo de dos isótopos de masas relativas 62,929 y

64,928. Sabiendo que la masa relativa del cobre es 63,54, determinar la abundancia relativa de cada uno de los isótopos.

45.- Al analizar 6,392 gramos de cromato de plata se obtienen 1,464 gramos de óxido de

cromo(III). Calcular la masa atómica relativa del cromo. DATOS: Ar(Ag) = 107,94 ; Ar(O) = 16 46.- El cobalto natural está formado exclusivamente por el isótopo 59Co, cuya masa es

58,9332. El níquel natural está formado por: Isótopo masa del isótopo Abundancia (%) 58Ni 57,9353 68,274 60Ni 59,9332 26,095 61Ni 60,9310 1,134 62Ni 61,9283 3,593 63Ni 63,9280 0,904 Determina las masas atómicas del cobalto y del níquel. 47.- La plata natural está compuesta de dos isótopos cuyas masas son 106,905 y 108,905.

Sabiendo que la masa atómica relativa de la plata es 107,87 determina la abundancia relativa de cada uno de los isótopos de la plata.

48.- Se obtienen 0,365 gramos de óxido de berilio a partir de 1,479 gramos de acetato de

berilio, Be4O(C2H3O2)6. Calcular la masa relativa del Berilio. DATOS: Ar(O) = 16 ; Ar(C) = 12 ; Ar(H) = 1 49.- Calcular la masa atómica relativa del Boro, sabiendo que al calentar Borax cristalizado,

Na2B4O7.10H2O, se produce una pérdida de masa del 47,1%. DATOS: Ar(Na) = 23; Ar(O) = 16; Ar(H) = 1.


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50.- 5,610 gramos del compuesto Bi(C6H5)3 producen por combustión 2,969 gramos del óxido de bismuto(III). Hallar la masa atómica relativa del Bismuto.

DATOS: Ar(O) = 16 ; Ar(C) = 12 ; Ar(H) = 1.

d) Fórmulas empíricas y moleculares:

51.- Determinar el % de cada uno de los elementos presentes en cada uno de los siguientes compuestos:

a) FeO b) CH3OH c)Na2CO3 d) H2S 52.- Calcular la fórmula empírica de los compuestos que poseen las siguientes

composiciones centesimales: a) 2,1% H, 32,7% S y 65,2% O. b) 57,5% Na, 40,0% O y 2,5% H. c) 65,9% Ba y 34,1% Cl. d) 52,2% C, 13,0% H y 34,8% O. e) 75,0% C y 25,0% H. 53.- Un compuesto orgánico formado por C, H y O, posee la siguiente composición

centesimal: 26,70 % de C, 2,22 % de H y 71,1 % de O. Si su peso molecular es de 90, calcular su fórmula empírica y su fórmula molecular.

54.- Calcular la composición centesimal de los siguientes compuestos: a) AgNO3 b) CaCO3 c) SiO2 d) KMnO4 55.- El análisis de un compuesto da el siguiente resultado: 26,57 % de K, 35,36 % de Cr y

38,08 % de O. Calcular su fórmula empírica. 56.- La composición centesimal de una sustancia es: C 39,998 %, H 6,718 % y el resto

oxígeno. Calcular su fórmula empírica. ¿Con estos datos, se puede determinar la fórmula molecular?

57.- Al reaccionar 94,2 g de yodo con magnesio en exceso se obtuvieron 103,2 g de yoduro

de magnesio. Deduce la composición centesimal del compuesto formado. 58.- Se ha determinado que 4,638 gramos de un óxido de Fe contiene 3,358 gramos de Fe.

¿Cuál es la fórmula de este óxido? 59.- Un gramo de un compuesto formado únicamente por C e H dio por combustión 1,635

gramos de agua y 2,995 gramos de dióxido de carbono. Hallar la fórmula empírica del compuesto.

60.- 2 gramos de fósforo se queman al aire y forman 4,582 gramos de un óxido. Esta

cantidad de óxido reacciona exactamente con 1,744 gramos de agua para formar 6,326 gramos de un compuesto formado por P, O e H. Determinar la fórmula empírica del óxido y del otro compuesto.


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61.- Se calienta 6,192 gramos de cloruro de bario hidratado y se obtienen 5,280 gramos de cloruro de bario anhidro. Mediante nitrato de plata, 0,663 gramos de la sal hidratada dan lugar a 0,778 gramos de cloruro de plata. Averigua la fórmula empírica del cloruro hidratado.

62.- Al quemar 0,739 gramos de un hidrocarburo se forman 2,471 gramos de dióxido de

carbono y 0,578 gramos de agua. A 100ºC y 722 mmHg de presión, un matraz de 325,6 ml de capacidad contiene 0,932 gramos de dicho hidrocarburo en estado vapor. Calcular su fórmula empírica y molecular.

63.- La sustancia responsable del sabor peculiar de algunas frutas como la naranja, pomelo,

limón, etc., es el ácido cítrico. Dicha sustancia está formada únicamente por carbono, hidrógeno y oxígeno. si quemamos 2,885 g de ácido cítrico se obtienen 3,967 g de dióxido de carbono y 1,082 g de agua. Determina las fórmulas empírica y molecular del ácido cítrico, sabiendo que 850 ml de una disolución acuosa de dicha sustancia, que contiene 3,187 g de la misma, tiene una concentración cuyo valor es 1,95·10-2 M.

64.- Un compuesto orgánico está formado por C, H, O y N. Al quemar 8,9 g de este

compuesto se obtienen 2,7 g de agua, 8,8 g de dióxido de carbono y 1,4 g de nitrógeno. Al vaporizar el compuesto a 270 ºC bajo presión de 3 atm, 0,1 l de vapor pesan 1,2 g. Deduce las fórmulas empírica y molecular del compuesto.

65.- Un cloruro de mercurio contiene un 84,97 % de mercurio. Al evaporarse un gramo de

este compuesto ocupa 0,0615 litros a 350 K y 1,01 Atm. Halla: a) La masa molecular del compuesto. b) Su fórmula empírica. c) Su fórmula molecular.

66.- Una sustancia gaseosa contiene 48,7 % de carbono, 8,1 % de hidrógeno y el resto de

oxígeno. Si su densidad, medida en condiciones normales, es de 3,3 g/l ¿Cuáles serán sus fórmulas empírica y molecular?

67.- En una muestra de 6,676 g de una sal de níquel se encuentran 3,541 g de metal. La sal

puede ser o un cloruro o un cianuro o un sulfato. Determina cuál de estas sales se corresponde con la muestra.

68.- Al llevar a cabo la combustión de 2 g de vitamina C se obtuvieron 3 g de CO2 y 0,816

g de H2O. a) Halla la fórmula empírica de la vitamina C sabiendo que contiene C, H y O. b) Determina su fórmula molecular sabiendo que la masa molecular está comprendida

entre 150 y 200 69.- Una sustancia presenta una composición de 40% de carbono, 6,7% de hidrógeno y

53,3% de oxígeno. Sabiendo que en 24 mg de sustancia hay aproximadamente 2,4.1020 moléculas, deduce la fórmula molecular del compuesto.

70.- Un compuesto orgánico está constituido por carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se

produce la combustión de 1,570 g del mismo se obtienen 3 g de dióxido de carbono y 1,842 g de agua. Una muestra de 0,412 g de esta sustancia ocupa, a 14 ºC y 0,977 atm, un volumen de 216 cm3. Calcula su fórmula empírica y su fórmula molecular.


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71.- El yeso es sulfato cálcico hidratado. Si al calentar 3,273 g de yeso se obtienen 2,588 g

de sulfato anhidro. ¿Cuál es la fórmula del yeso? 72.- Una sustancia contiene un 28,60 % de agua de cristalización. El análisis elemental da

4,80 % de H, 19,05 % de C y 76,15 % de O. a) Calcular la fórmula empírica. b) Si la masa molecular del compuesto es 126 u. ¿Cuál será su fórmula molecular?

e) Disoluciones:

73.- Se ha preparado una disolución disolviendo 9 gramos de glucosa en 100 cm3 de agua; calcular:

a) La concentración en g/L. b) La concentración en %. c) La molaridad. d) La molalidad. 74.- Calcular la molaridad de una disolución preparada pesando 5 gramos de K2CO3 y

enrasando con agua hasta 500 cm3. 75.- ¿Cuál es la densidad (en g/L) del gas propano (C3H8) a 25 ºC de temperatura y 1 atm de

presión? 76.- Calcular el peso molecular de un gas desconocido sabiendo que tiene una densidad de

1,29 g/L en condiciones normales, es decir, 0 ºC de temperatura y 1 atm de presión. 77.- ¿Qué volumen de ácido clorhídrico (HCl), del 36% de riqueza y densidad = 1,18 g/ cm3,

debe tomarse para preparar 250 cm3 de una disolución 1,5 molar de HCl?. 78.- Se prepara una disolución disolviendo 5 gramos de BaCl2 en 95 gramos de agua.

Calcular: a) La concentración en g/L. b) La concentración en %. c) La molaridad. d) La molalidad. 79.- Una disolución acuosa de densidad 1,022 g/cm3 contiene 12 gramos de azúcar

(C12H22O11) en 200 mL. Calcular la concentración en: a) g/L b) % en peso de azúcar. c) Molaridad (M). d) Molalidad (m). 80.- Se pretende comprobar si un recipiente resiste 10 atmósferas de presión para lo cual se

llena con aire a 0 ºC y 5 atmósferas y se calienta. Suponiendo constante el volumen del recipiente: ¿Qué temperatura debería alcanzar el recipiente como mínimo?


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81.- Disponemos de una masa de 3,49 g de acetileno que, en condiciones normales, ocupan un volumen de 3 l. Determina: a) La densidad del acetileno en las condiciones dadas. b) La masa molecular del acetileno.

82.- Se abre la válvula que hay entre un tanque de 5 litros que contiene un gas A a 9 atm de

presión y otro tanque de 10 litros que contiene un gas B a 6 atm de presión. Si la temperatura no varía, calcula la presión parcial de cada uno de los gases y la presión total cuando alcance el equilibrio.

83.- ¿Qué volumen de agua hay que añadir a 200 ml de una disolución 0,2 M de cloruro

sódico para disminuir su concentración a 0,05 M?. Calcula la fracción molar del cloruro sódico en la disolución final.

84.- ¿Cuál es la presión parcial de cada uno de los gases de una mezcla que a 740 mmHg

contiene un 78 % de nitrógeno, un 20 % de oxígeno y un 2 % de dióxido de carbono?

85.- En 35 g de agua se disuelven 5 g de cloruro de hidrógeno. La densidad de la disolución resultante es 1,06 g/cm3. Hallar su concentración: a) En porcentaje en peso. b) En gramos/litro. c) En molaridad.

86.- Se necesitan 200 ml de una disolución acuosa de amoniaco 4 M. En el laboratorio se

dispone de una disolución más concentrada, al 23 % en masa, cuya densidad es 0,914 g/ml. Calcula los mililitros de esta última necesarios para preparar los 200 ml que necesitamos.

87.- Se toman 50 ml de una disolución de H3PO4 del 60% en masa, cuya densidad es 1,64

g/cm3, y se diluye hasta alcanzar un volumen total de 500 ml. Calcula la molaridad de la disolución obtenida.

88.- El aire seco tiene la siguiente composición volumétrica: N2 78,084 %, O2 20,946 %, Ar

0,934 %, CO2 0,033 % y otros gases 0,002 %. Su densidad en condiciones normales es 1,2929 g/dm3. Calcula las presiones parciales de los distintos componentes.

89.- El aire contiene, aproximadamente, un 21% de oxígeno y un 79% de nitrógeno en

volumen. a) ¿Qué relación habrá entre el número de moléculas de ambos gases? ¿En virtud de qué ley? b) ¿Qué relación habrá entre sus presiones parciales? ¿Por qué?

90.- Se inyectan 0,05 ml de agua en un recipiente de 1,00 l. La temperatura del sistema se

mantiene a 27 ºC. Calcule cuánta agua permanecerá en estado líquido al establecerse el equilibrio. La densidad del agua a 27 ºC es 996,5 kg/m3 y la presión de vapor del agua a 27 ºC 26 mmHg.

91.- Un recipiente de 4 litros contiene nitrógeno a 25 ºC y 604 mm Hg y otro recipiente de

10 litros contiene helio a 25 ºC y 354 mm Hg. Se mezclan ambos gases conectando los dos recipientes mediante un tubo de volumen despreciable. Calcular: a) Las presiones parciales de cada gas y la presión total de la mezcla. b) La fracción molar del nitrógeno en la mezcla y la composición de ésta en porcentaje en peso.


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92.- Un vendedor ambulante de globos tiene una bombona de hidrógeno cuya capacidad es de 30 litros. El gas está a una presión de 9,87 Atm y una temperatura de 25 ºC. Calcula cuántos globos de 2 litros, medidos a 0,987 Atm y 22 ºC puede rellenar con el contenido de la bombona.

f) Cálculos estequiométricos:

93.- Igualar por tanteo las siguientes reacciones: a) Ca3(PO4)2 + SiO2 + C CaSiO3 + P + CO b) C6H6 + O2 CO2 + H2O c) Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2 d) CaH2 + H2O Ca(OH)2 + H2 e) HCl + Ba(OH)2 BaCl2 + H2O 94.- El carburo cálcico reacciona con el agua de la siguiente forma:

CaC2 + H2O C2H2 + Ca(OH)2 si se parte de 5 gramos de CaC2 de riqueza 90%, ¿Cuántos litros de acetileno (C2H2) se

obtendrán en condiciones normales?. 95.- Si 50 gramos de CO reaccionan con 35 gramos de Cl2 para dar 40 gramos de COCl2

según la reacción: CO + Cl2 COCl2

Calcular el rendimiento de la reacción. 96.- Se tienen dos toneladas de caliza (CaCO3) del 95 % de riqueza y se pide calcular el

número de Kg de CaO que se pueden obtener según la reacción: CaCO3 CaO + CO2

97.- Si tenemos 12 gramos de glucosa (C6H12O6), calcular: a) La reacción química de su combustión ajustada. b) El peso de agua que se obtiene. c) El volumen de CO2 que se obtiene a 17 ºC y 720 mmHg. d) La cantidad de aire necesario para la combustión medido en condiciones normales

(composición volumétrica de aire: 21% de O2 y 79% de N2). 98.- Calcular el volumen de aire necesario para la combustión completa de un Kg. de butano

(C4H10), sabiendo que la composición volumétrica (o molar) del aire es de 21% de O2 y 79 % de N2.

99.- El anhídrido sulfuroso se oxida mediante catálisis a anhídrido sulfúrico según la

reacción: SO2 (g) + O2 SO3 (g)

Ajusta la reacción y calcula los pesos de SO2 y de O2 necesarios para obtener 100 litros

de SO3 medidos en condiciones normales.


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100.- El amoniaco se oxida a óxido nítrico según la reacción: 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O

a) ¿Qué peso de óxido nítrico se puede obtener con 25 Kg de NH3?. b) ¿Qué volumen de O2 a 1 atm y 600 ºC reaccionarán con 25 Kg de amoniaco?. 101.- Sea la reacción:

ac. selenioso + piroarseniato férrico selenito férrico +óxido arsénico + agua. calcular: a) Las cantidades de cada uno de los reactivos necesarios para obtener 3 gramos de

selenito férrico. b) La cantidad máxima de selenito férrico que se podrá obtener con 3 gramos de ácido

selenioso y 3 de piroarseniato férrico. c) ¿Qué cantidad de óxido arsénico se obtendrá en el apartado b). 102.- El anhídrido nitroso y el óxido de aluminio, forman al reaccionar nitrito alumínico: a) Calcula el rendimiento de la reacción si con 20 gramos de óxido alumínico y la

cantidad de óxido nitroso necesaria se obtienen 52 gramos de nitrito alumínico. b) Sabiendo el rendimiento calculado en a), calcular las cantidades de cada reactivo

necesarias para obtener 9 gramos de nitrito alumínico. 103.- De los 87 gramos de un mineral, supuestamente formado por carbonato potásico, se

extraen 42,3 gramos de potasio puro con un método de extracción 100 % rentable. Calcula la pureza del mineral.

104.- Sea la reacción: anhídrido carbónico + carbonato de aluminio +ácido sulfúrico

bicarbonato alumínico + anhídrido sulfúrico Calcular:

a) La máxima cantidad en gramos de bicarbonato que podrá formarse con 2 litros de carbonato alumínico 0,02 M y 200 cc. de ácido sulfúrico 0,5 M, junto con el anhídrido carbónico necesario (suponer el rendimiento de la reacción es del 100%).

b) ¿Qué cantidades de carbonato alumínico 0,01 M y de ácido sulfúrico 0,2 M serán necesarias para obtener 1,5 gramos de bicarbonato si el rendimiento fuese del 100 %?

c) Repetir el apartado b) pero suponiendo un rendimiento del 67%. d) ¿Cuál sería el rendimiento si con 5 litros de carbonato alumínico 0,04 M y las

cantidades de anhídrido carbónico y ácido sulfúrico correspondientes, se obtiene 79,2 gramos de bicarbonato?

e) Suponiendo un rendimiento del 100 %, ¿cuántos gramos de carbonato alumínico tendríamos que pesar para que reaccionaran con 2 litros de ácido sulfúrico 0,3 M? ¿cuántos gramos de bicarbonato y de óxido sulfúrico se obtendrán?

105.- Hallar la cantidad de pirolusita de un 72,6 % de dióxido de manganeso, necesaria para

obtener por reacción con exceso de ácido clorhídrico concentrado, 25 gramos de cloro según la reacción:

dióxido de manganeso + cloruro de hidrógeno cloruro de manganeso(II) + cloro + agua


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106.- Por acción del bromo sobre hidróxido potásico en caliente, se forman bromuro y bromato potásico más agua. Calcular el volumen de bromo necesario para obtener 50 gramos de bromato potásico. La densidad del bromo es de 3,19 g/mL

107.- Calcular el volumen de oxígeno en condiciones normales que se desprende al calentar

100 gramos de nitrato potásico, el cual se reduce a nitrito potásico. 108.- Al hacer pasar 100 litros de aire a 20 ºC y 740 mmHg a través de una disolución de

hidróxido de bario precipitaron 0,296 gramos de carbonato de bario. Calcular el % de dióxido de carbono en el aire.

109.- Calcular el volumen de oxígeno en condiciones normales que es necesario para la

combustión de: a) 5 litros de metano. b) 5 litros de acetileno (C2H2) 110.- Se hacen reaccionar 15 litros de hidrógeno con 15 litros de nitrógeno para obtener

amoniaco. ¿Cuál será la composición volumétrica final de los gases? 111.- ¿Cuántos ml de sulfuro de hidrógeno en c.n. son necesarios para precipitar en forma de

sulfuro de cobre(II) todo el cobre contenido en una disolución de 100 ml que contiene 0,75 gramos de cloruro de cobre (II)?

112.- Al tratar con un ácido 13 gramos de sulfito de sodio heptahidratado (con 7 moléculas

de agua en su estructura molecular), se desprenden 1,2 litros de dióxido de azufre a 27ºC y 770 mmHg ¿cuál es la pureza de la sal?

113.- El bicarbonato sódico es un remedio casero para la "acidez de estómago", reacciona

con el HCl del estómago liberando dióxido de carbono y agua según la reacción:

HCO3- (ac) + H+ (ac) CO2 (g) + H2O (l)

a) ¿Cuántos gramos de bicarbonato sódico son necesarios para neutralizar 100 ml de

jugo gástrico de acidez excesiva (equivalente al HCl 0,1 M)? b) ¿Cuál sería el volumen de dióxido de carbono que se producirá teniendo en cuenta

que la temperatura del cuerpo humano es de 37ºC y la presión de 1 atm.? 114.- Se desea preparar 1,5 dm3 de una disolución 0,4 M de ácido clorhídrico. Para ello se

parte de una disolución de ácido clorhídrico al 36% y cuya densidad es de 1,179 g/cm3. a) ¿Qué volumen de esta última disolución será necesario?. b) ¿Qué volumen de la disolución preparada se necesita para obtener 22,5 g de

cloruro de bario? 115 ¿Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado, del 98% en masa y densidad 1,84 g/ml

se necesita para preparar 100 ml de ácido sulfúrico del 20% en masa y densidad 1,14 g/ml?. ¿Qué volumen de esta última disolución se necesitará para neutralizar a 1,2 g de hidróxido de sodio?


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116.- El carbonato de magnesio reacciona con el ácido fosfórico (tetraoxofosfato (V) de hidrógeno) y da lugar a fosfato de magnesio, dióxido de carbono y agua. a) Escribir y ajustar la reacción. b) Se mezclan 72 g de carbonato de magnesio y 37 ml de ácido fosfórico (densidad

1,34 g/ml y riqueza del 50% en masa). Calcular el volumen de dióxido de carbono que se obtiene medido sobre agua a 23 ºC y presión total de 743 mmHg.

Presión de vapor de agua a 23 ºC = 21 mm Hg. 117.- El clorato de potasio reacciona con el azufre produciendo cloruro de potasio y

desprendiendo dióxido de azufre. Calcula, si se ponen a reaccionar 20 g de clorato de potasio con 10 g de azufre: a) La masa de cloruro de potasio que se forma. b) El volumen desprendido de dióxido de azufre medido a 22 ºC y 758 mm Hg.

118.- El carburo de silicio reacciona con el hidróxido de potasio y con el agua, produciendo

silicato de potasio, carbonato de potasio e hidrógeno. Calcula qué volumen de hidrógeno, recogido sobre agua a 17 ºC y 758 mmHg, se obtendría si se introduce medio gramo de carburo de silicio en medio litro de disolución 0,04 M de hidróxido de potasio.

Presión de vapor del agua a 17 ºC, Pv = 14,5 mmHg. 119.- Al añadir agua a 80 g de carburo de calcio, CaC2, se produce hidróxido de calcio y

acetileno, C2H2. ¿Qué volumen de oxígeno a 20 ºC y 747 mmHg se consumirán en la combustión del acetileno obtenido?.

120.- Dos reacciones características del alto horno son: 1) Formación del monóxido de carbono (g) a partir de carbono (s) y de dióxido de

carbono (g). 2) Reducción del óxido de hierro (III) con el monóxido de carbono de la reacción 1)

dando lugar a hierro y dióxido de carbono (g). a) Escribir y ajustar ambas reacciones. b) Calcular la masa de carbono que se necesita para desprender según la reacción 1)

el monóxido de carbono necesario para reducir 100 kg de óxido de hierro (III), según la reacción 2).

121.- En el análisis de una muestra de blenda de riqueza desconocida, en la que todo el

azufre se encuentra combinado como sulfuro de cinc, se tratan 0,9364 g de mineral con ácido nítrico concentrado. Todo el azufre pasa al estado de ácido sulfúrico y éste se precipita como sulfato de bario. El precipitado se filtra, se lava, se seca y se pesa. Se han obtenido 1,878 g de sulfato de bario. Calcula el tanto por ciento de sulfuro de cinc en la muestra de blenda analizada.


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122.- Se dispone de una muestra de 12 g de un cinc comercial e impuro que se hace reaccionar con una disolución de ácido clorhídrico del 35% en masa y 1,18 g/ml de densidad. a) Escriba la ecuación del proceso que tiene lugar. b) Determine la concentración molar del ácido. c) Si para la reacción del cinc contenido en la muestra se han necesitado 30 ml del

ácido, calcule el porcentaje de cinc en la muestra inicial. 123.- Una muestra de 0,136 g de una aleación de aluminio y cinc desprende 129 ml de

hidrógeno (medidos a 27 ºC y 1 atm de presión) cuando se trata con exceso de ácido clorhídrico. Calcula el porcentaje en masa de ambos metales en la aleación.

124.- Se trataron 2 g de una mezcla de magnesio y óxido de magnesio con exceso de ácido

clorhídrico diluido; se recogieron 510 cm3 de gas hidrógeno sobre agua, a 20 ºC, siendo la presión de 742 mmHg. Calcular: a) Cuántos moles de hidrógeno se formaron. b) Porcentaje en masa de magnesio en la muestra inicial.

Presión de vapor de agua a 20 ºC = 17,5 mmHg. 125.- Se calienta una muestra de 635 g de sulfato de cobre (II) pentahidratado hasta su

descomposición completa en agua, trióxido de azufre y óxido de cobre (II). Calcular: a) Volumen de vapor de agua desprendido, medido a 200 ºC y 550 mmHg de

presión. b) Molaridad de la disolución de ácido sulfúrico que se obtendrá al recoger la

totalidad del trióxido de azufre en agua, completando hasta un litro de disolución. 126.- El proceso de obtención del ácido sulfúrico a partir de la pirita puede ser representado

mediante las ecuaciones:

4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 SO2 2 SO2 + O2 2 SO3

SO3 + H2O H2SO4

a) Calcula la masa de pirita que se necesita para obtener 100 kg de ácido sulfúrico

suponiendo que la pirita es FeS2 puro y que la reacción tiene un rendimiento del 100%.

b) Calcula la masa de pirita del 90% en FeS2 que se necesita para obtener 100 kg de ácido sulfúrico suponiendo que el rendimiento global del proceso es del 80 %.

127.- Una empresa se dedica a la fabricación de fósforo. Una partida se ha impurificado con

azufre. Para determinar el grado de impureza se toma una muestra de 4 g y se quema, obteniéndose como resultado de la combustión 8,3 g de una mezcla de dióxido de azufre y decaóxido de tetrafósforo. Calcula los gramos de azufre existentes en la mezcla inicial.


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128.- Se disuelve en ácido nítrico una moneda de plata de 2,5 g. Cuando se añade cloruro de sodio a la disolución resultante la plata precipita recogiéndose 3 g de cloruro de plata. Determina el porcentaje de plata en la moneda.

129.- Algunos tipos de cerillas de madera empleaban un sulfuro de fósforo como material

inflamable para la cabeza de la cerilla. El sulfuro se prepara calentando una mezcla de azufre y fósforo rojo. 4 P(s) + 3 S(s) P4S3. En una operación ordinaria industrial, en la que se utilizaron las proporciones de reactivos señaladas por la estequiometría, se obtuvo el producto con un rendimiento del 82 % ¿Qué masa de fósforo se empleó para la producción de 18 Tm de sulfuro de fósforo?

130.- Un carbón de coque contiene 80% de C y 20% de cenizas en masa. Calcula el

volumen de aire en condiciones normales que se necesita para la combustión completa de 1,00 kg de este carbón. Nota: Considérese el aire con la siguiente composición volumétrica: 80 % de nitrógeno y 20% de oxígeno.

131.- Para disolver 10,7 g de una mezcla de cinc con monóxido de cinc se necesitaron 100 g

de una disolución de ácido clorhídrico al 10,22%. Calcula la composición de la mezcla de cinc y óxido de cinc.

132.- Al disolver en ácido nítrico diluido 3,04 g de una mezcla de Fe y Cu se desprendieron

0,986 l de NO en condiciones normales. Calcula la composición de la mezcla. 3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

Fe + 4 HNO3 Fe(NO3)3 + NO + 2 H2O 133.- Si mezclamos una disolución de sulfuro de sodio con otra de nitrato de plata aparece

un precipitado negro de sulfuro de plata de acuerdo con la reacción siguiente: Na2S (aq) + 2 AgNO3 (aq) 2 NaNO3 (aq) + Ag2S (s)

Si en un matraz se mezclan 200 cm3 de una disolución 0,1 M de sulfuro de sodio con 200 cm3 de una disolución que contiene 1,70 g de nitrato de plata por litro ¿Qué cantidad de sulfuro de plata precipitará?

134.- Se diluyen 10,03 g de vinagre hasta 100 cc. y se valora una muestra de 25 ml con

disolución de Ba(OH)2 1,76.10-2 M, gastándose 34,30 cm3 ¿Cuál es el porcentaje de ácido acético en el vinagre?

135.- Cuando se quema magnesio (metal) en el aire se forma una mezcla de óxido de

magnesio y nitruro de magnesio sólidos. 1,793 g de magnesio producen 2,844 g de la mezcla de los compuestos citados. Calcular el porcentaje en peso que corresponde a cada compuesto en la mezcla resultante.


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El átomo

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3.- EL ÁTOMO.

3.1.- Introducción. ........................................................................ 54 3.2.- Experiencias sobre la naturaleza eléctrica de la materia ... 54 3.2.1.- El electrón .................................................................................... 54 3.2.2.- El modelo atómico de Thomson .................................................. 55 3.2.3.- El protón ................................................................................... 55 3.2.4.- El átomo de Rutherford ................................................................ 56 3.2.5.- El neutrón ..................................................................................... 57 3.3.- El núcleo atómico : Isótopos ................................................. 58 3.3.1.- La radiactividad ......................................................................... 58 3.4.- Naturaleza dual de la luz .................................................... 60 3.5.- Espectros atómicos. El espectro del átomo de hidrógeno ... 60 3.6.- Modelo atómico de Bohr ...................................................... 64 3.7.- Mecánica cuántica ............................................................... 69

3.7.1.- Orígenes de la mecánica cuántica ................................................ 70 3.7.2.- Los números cuánticos ................................................................. 70 3.7.3.- Inconvenientes de la mecánica cuántica ...................................... 74 3.7.4.- Configuraciones electrónicas ....................................................... 75 3.8.- Evolución histórica del Sistema Periódico ......................... 76 3.9.- Estructura electrónica y sistema periódico ......................... 78 3.10.- Tabla periódica y propiedades físicas y químicas ............. 79 3.10.1.- Propiedades eléctricas ................................................................... 79 3.10.2.- Energía de ionización ................................................................... 80 3.10.3.- Afinidad electrónica ...................................................................... 81 3.10.4.- Electronegatividad ........................................................................ 82 3.10.5.- Radio atómico e iónico .............................................................. 82 3.10.6.- Estados de oxidación .................................................................. 83 Tabla Periódica .......................................................................... 84 3.11.- Problemas y cuestiones ........................................................ 85


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3.1.- Introducción. Desde la aparición de la teoría atómica de Dalton, han sido muchas las experiencias que

han dado la evidencia de que los átomos no eran indivisibles, sino que estaban formados por partículas subatómicas; y estos descubrimientos dieron lugar a la elaboración de modelos teóricos a cerca de la estructura del átomo.

En este tema vamos a conocer a fondo cómo es el átomo, describiendo las experiencias y los modelos atómicos que surgieron a lo largo de la historia.

3.2.- Experiencias sobre la naturaleza eléctrica de la materia.

3.2.1.- El electrón. Si en un tubo de rayos catódicos introducimos un gas a muy baja presión y le aplicamos un alto voltaje entre los electrodos, se observa la formación de unos rayos que van del cátodo al ánodo (rayos catódicos). Se trataba de partículas materiales ya que si colocábamos en su trayectoria un molinillo de aspas muy finas, éstas giraban al chocar sobre ellas los rayos catódicos y además tenían que ser de carga negativa puesto que se dirigían al polo positivo y podían ser desviadas por la acción de campos magnéticos.

Si en el tubo se aplicaba el vacío el fenómeno también ocurría. A estas partículas se las llamó electrones. Sea cual fuese el material del cátodo o el gas del tubo, las partículas emitidas eran siempre las mismas, lo que llevó a la idea de que los electrones eran un constituyente fundamental de todos los átomos. Años más tarde, en 1909, Millikan, mediante un famoso experimento a través de campos eléctricos y magnéticos, pudo determinar que:

masa del electrón = 9'18.10-31 Kg.

carga del electrón = - 1'602.10-19 C.

El átomo

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3.2.2.- El modelo atómico de Thomson. El descubrimiento de los electrones y de los rayos catódicos supuso toda una revolución ya que ponía en evidencia que la teoría atómica de Dalton podía tener fallos: los átomos no eran indivisibles sino que estaban formados por partículas más pequeñas. Pero, todo ésto planteó nuevos interrogantes: ¿cómo era el átomo en su interior?, ¿cuál era su estructura? La primera hipótesis la emitió Joseph John Thomson en 1904 al suponer que: "El átomo está constituido por una esfera material, pero de carga eléctrica positiva, dentro de la cual se encontraban embebidos los electrones necesarios para neutralizar dicha carga y distribuidos en una ordenación que depende del elemento correspondiente". Este modelo explicaba el fenómeno de los rayos catódicos ya que el átomo así constituido desprendía electrones al provocar una diferencia de potencial elevada entre los electrodos del tubo de rayos catódicos. 3.2.3.- El protón. Si la materia es eléctricamente neutra y está compuesta por partículas de carga negativa, (electrones), es de esperar que también existan partículas de carga positiva. La primera evidencia experimental de la existencia de dichas partículas fue dada por Goldstein en 1886 usando también un tubo de descarga de gases en el que se habían practicado unos orificios en el cátodo (polo negativo). Al mismo tiempo que se producen los rayos catódicos, se producían otros rayos (rayos canales), algunos de los cuales atravesaban los orificios del cátodo para chocar con las paredes del tubo.

Más tarde se demostró que dichas partículas estaban cargadas positivamente y que su relación c/m dependía del gas utilizado en las experiencias.


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La explicación de todos estos fenómenos, era la siguiente: al aplicar un alto voltaje al tubo se desprenden electrones del material que forma el cátodo dirigiéndose hacia el ánodo (polo positivo). Algunos de los electrones chocaban por el camino con las partículas del gas, de las que se desprenden a su vez electrones, quedando las partículas del gas cargadas positivamente y dirigiéndose hacia el cátodo (rayos canales). Se demostró que la más pequeña de estas partículas tenía aproximadamente la misma masa que 1 u.m.a. y una carga positiva de igual magnitud que la del electrón. A esta partícula se la llamó protón.

masa del protón = 1'672.10-27 Kg.

carga del protón = + 1'602¨10-19C. 3.2.4.- El átomo de Rutherford. A principios del siglo XX ya se sabía que el átomo estaba constituido por dos partículas: el electrón (e-) y el protón (p+). En 1906 Rutherford llevó a cabo un experimento para comprobar la veracidad del modelo de Thomson, para ello, bombardeó con partículas alfa, "α", (núcleos de átomos de He, es decir, partículas con dos cargas positivas), una lámina de oro de unos 500 A° de espesor. Según el modelo de Thomson, al tener el átomo la carga positiva uniformemente repartida por todo el volumen del átomo y ser de densidad muy baja, sólo debería ejercer débiles fuerzas eléctricas de repulsión sobre las partículas alfa y por lo tanto deberían pasar todas sin sufrir modificaciones significativas de su trayectoria, sin embargo, Rutherford se encontró con un hecho sorprendente: a) La mayoría de las partículas, efectivamente, atravesaban la lámina de oro sin desviarse, pero lo sorprendente del experimento era que: b) unas pocas se desviaban de su trayectoria y muy pocas incluso rebotaban (una de cada 8000 se desviaba más de 90º con respecto a su trayectoria inicial). El mismo Rutherford describe su asombro ante tal resultado con estas palabras: "...Esto era lo más increíble que me había ocurrido en mi vida. Tan increíble como si dispararas un proyectil de 15 pulgadas, contra una hoja de papel de seda y rebotara de vuelta hacia ti”

El átomo

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Para explicar este fenómeno, Rutherford, en 1911, emitió una serie de hipótesis acerca de la estructura interna del átomo: a) La mayoría del espacio de los átomos está libre de partículas. b) Los átomos contienen en el centro un núcleo positivo constituido por protones y donde está concentrada casi toda la masa del átomo. c) Los e- forman una corteza extranuclear y deberán moverse continuamente para no precipitarse sobre el núcleo debido a la atracción electrostática. d) El tamaño del núcleo es de diez a cien mil veces menor que el tamaño del átomo, (existe un gran vacío). 3.2.5.- El neutrón. Ya en 1920, el mismo Rutherford, supuso que el núcleo de los átomos estaba constituido por protones y además parejas protón - electrón, que denominó neutrones. Sin embargo, fue en 1932 cuando, al poder determinar con mayor precisión la relación carga / masa de algunos iones, James Chadwick pudo demostrar la existencia de un tercer componente del átomo, el neutrón, que no poseía carga eléctrica y tenía una masa similar a la del protón.

Partícula Masa en Kg Masa en umas Carga en C Carga relativa Electrón 9,108.10-31 0,00055 - 1,602.10-19 -1 Protón 1,672.10-27 1,00759 + 1,602.10-19 +1

Neutrón 1,675.10-27 1,00898 0 0 Aunque nosotros trabajaremos con estas tres partículas, electrones, protones y neutrones, debemos saber que la subdivisión continúa. En 1964 Gell-Mann y Zweig propusieron la teoría de los Quarks. Esta considera que en el átomo existen dos docenas de partículas, en su mayoría inestables de forma aislada y algunas de ellas incluso con carga fraccionaria, que pueden agruparse en dos familias: los leptones y los guarks. Son de un interés especial las llamadas antipartículas: el positrón, el antiprotón y el antineutrón que son partículas de idéntica masa que sus homónimas pero con carga de distinto signo. Las antipartículas son estables de forma aislada, pero cuando se encuentran con sus equivalentes, se aniquilan mutuamente transformándose en energía por completo. Hay teorías que suponen la existencia de galaxias enteras formadas por antimateria. Puedes encontrar más información en la siguiente página web:

http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/fisica/teoria/quark/spa_home.html

http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/fisica/teoria/quark/spa_home.html


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3.3.- El núcleo atómico. Hoy se sabe que el núcleo de cualquier átomo está constituido por protones y neutrones. A partir de ellos, se define: - Z: número atómico = nº protones del núcleo = nº electrones si el átomo está neutro. - A: número másico = nº protones + nº neutrones = partículas que hay en el núcleo. Si dos átomos poseen el mismo número atómico Z, pertenecen al mismo elemento. Es decir, que un elemento queda perfectamente definido dando su número atómico; sin embargo, para dar más información, también se suele dar el número másico, representándose de la siguiente manera:

por ejemplo: 13C 6 protones, 6 electrones y 7 neutrones 14C 6 protones, 6 electrones y 8 neutrones 14N 7 protones, 7 electrones y 7 neutrones con frecuencia, como vemos, el número atómico se omite, ya que al dar el símbolo del elemento queda perfectamente definido. Los isótopos son átomos de un mismo elemento, (por tanto, igual número atómico) con distinto número másico A, es decir, poseen diferente número de neutrones en su núcleo. 3.3.1.- La radiactividad. Becquerel en 1896 descubrió, de forma casual, que ciertas sales de Uranio emitían espontáneamente radiaciones. Mediante campos magnéticos, se vio que había tres tipos de radiaciones:

- α (alfa): Se trata de partículas positivas que hoy se sabe que son núcleos de átomos de He. Poseen poca energía y no pueden atravesar una simple hoja de papel. Rutherford utilizó estas partículas α en su experimento, procedentes de la desintegración radiactiva del Polonio. - ß (Beta): Son partículas, cargadas negativamente, de propiedades similares a los rayos catódicos. Son, por tanto, electrones. Poseen una energía media y se detienen con una plancha de aluminio de un milímetro. - γ (Gamma): No tiene carga ni

masa. Es energía pura similar a la luz pero de longitud de onda más pequeña. Para detenerla necesitamos una capa de plomo de unos 22 cm de ancha.

El átomo

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La radiactividad natural es debida a la ruptura espontánea de los núcleos. Una indicación de la estabilidad de estos núcleos, es la relación neutrón/protón (N/P). Para los 20 primeros elementos, la relación es aproximadamente 1 y a partir de masa atómica 40, los núcleos se van enriqueciendo de neutrones para neutralizar la repulsión de los protones (por ejemplo, el isótopo 238 del Uranio tiene 92 protones y 146 neutrones). A pesar de todo, los núcleos más abundantes poseen una relación N/P inferior a 1'2 y no se hallan núcleos estables con N/P superior a 1'6. Sin embargo, a partir del número atómico 83, la repulsión de los protones es tan grande, que neutrones adicionales ya no pueden estabilizar el núcleo, y estos núcleos muy pesados se descomponen espontáneamente ya sea con radiación α, ß y/o γ.

Soddy formuló las siguientes leyes que rigen los procesos de desintegración radiactiva: 1.- Cuando un núcleo emite una partícula α, su número másico disminuye en 4 unidades y su número atómico en 2. 2.- Cuando un núcleo emite una partícula ß, su número másico no se modifica y su número atómico aumenta en una unidad. 3.- Cuando un núcleo emite una partícula γ, no varía ni su número másico ni su número atómico, sólo pierde cierta cantidad de energía (que debe ser múltiplo de un cuánto de energía). La estructura de los núcleos puede perturbarse artificialmente bombardeándolos con neutrones u otras partículas y se producen entonces núcleos inestables que se descomponen espontáneamente emitiendo radiaciones α, ß y γ, es la llamada radiación artificial. Así se han obtenido isótopos radiactivos de casi todos los elementos. Algunos de ellos tienen aplicaciones de interés científico, por ejemplo:


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a) Seguir la marcha de una molécula "marcada" en una determinada reacción química. b) Calcular la edad de ciertos materiales orgánicos, (C14) c) Prevenir y curar determinados tipos de enfermedades. d) Conservación de alimentos. e) Combatir determinadas plagas de insectos. f) Obtención de especies vegetales de mayor rendimiento. 3.4.- Naturaleza dual de la luz. Si tiramos una piedra en una piscina donde está flotando un objeto, observamos la superficie del agua subiendo y bajando, y como esta perturbación se va propagando de forma periódica, es decir, a intervalos regulares. Sin embargo, el flotador no se desplaza. Podemos definir una onda como: “La propagación de una perturbación vibracional en la cual se transmite energía pero no materia”. En los siglos XVIII y XIX, se apuntaba hacia la idea de que la luz poseía una naturaleza ondulatoria, es decir se podía representar mediante la ecuación de una onda que se caracteriza por tener una serie de parámetros como:

λ - Longitud de onda: Distancia entre dos máximos consecutivos, (se miden en A° debido a que dichas distancias son muy pequeñas). T - Período: tiempo en el que la onda recorre un espacio igual a la longitud de onda. Se mide en segundos. υ - Frecuencia: Es el número de longitudes de onda que pasan por un determinado punto en un segundo. Se mide en Hz (hertz o sg-1 ). Evidentemente es la inversa del período.

T1

=υ

υ - Número de onda: Es el número de longitudes de onda que hay en un centímetro, (se mide en cm-1) y es la inversa de la longitud de onda. Estos enunciados, para el caso de la luz, se pueden expresar matemáticamente de la siguiente manera: la luz por propagarse con M.R.U. cumple la ecuación: v = e/t, y como v = c=3.108 m/s, y e= λ para t=T, se puede poner que: λ c = = λ . υ T

El átomo

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es decir:

λυ c

ondadelongitudvelocidadfrecuencia ===

A principios del siglo XX, Planck y Einstein encontraron que la teoría ondulatoria de la luz no explicaba ciertos hechos experimentales. Por ejemplo, cuando se irradia luz sobre la superficie de ciertos metales, estos emiten electrones. Este hecho no sería extraño si se pensase que la luz como fuente de energía interactúa con la materia arrancando electrones. Por lo tanto, sería de esperar que si se aumentase la intensidad de la luz, los electrones saliesen con más velocidad, sin embargo, lo que ocurre, es que ha medida que aumenta la intensidad de la luz, el número de electrones que salen aumenta, pero todos ellos salen con la misma velocidad y para conseguir que aumente la velocidad de salida de los electrones hay que aumentar la frecuencia de la luz suministrada. Este fenómeno fue explicado por Planck en 1900 imaginando que la luz está compuesta por paquetes de ondas llamados cuantos o fotones, es decir, que la luz posee una naturaleza corpuscular. Cada fotón posee una determinada energía que sólo depende de su frecuencia:

E = h. υ donde “υ” es la frecuencia de la luz y “h” la llamada constante de Planck cuyo valor es de 6'67.10-34 J.s. A mayor frecuencia mayor energía de la luz incidente y como la frecuencia es inversamente proporcional a la longitud de onda, a menor longitud de onda, mayor energía. En el siguiente gráfico se muestra desde las ondas menos energéticas, que son las ondas de radio hasta las más energéticas que son los rayos γ:

Para liberar un electrón hace falta una energía mínima h..υo, donde υο es la frecuencia umbral y por debajo de ella no se arrancan electrones. A medida que la frecuencia aumenta, la energía es mayor y por tanto la velocidad de salida de los e- aumenta. Sin embargo, si aumenta la intensidad de la luz se aumenta el número de fotones, pero no la energía de éstos, por lo tanto saldrán más e- pero todos con la misma velocidad. Hay ciertos fenómenos de la luz que no se pueden explicar por la teoría corpuscular de la luz y sólo son explicables atendiendo a la teoría ondulatoria, por eso se habla de la naturaleza dual de la luz (onda y corpúsculo). Se ha observado que cuando la luz interactúa con los átomos, éstos absorben radiación electromagnética incluso por debajo de la frecuencia umbral, sin embargo, cada átomo absorbe únicamente luz de determinadas frecuencias. Hay aparatos que registran estas frecuencias o longitudes de onda de la radiación absorbida, denominados espectroscopios.


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3.5.- Espectros atómicos. El espectro del átomo de Hidrógeno. Un espectro puede definirse como el análisis de las distintas longitudes de onda emitidas por un foco luminoso. Todo rayo de luz de una determinada longitud de onda, tiene como imagen en el espectro una y sólo una raya de la misma longitud de onda y frecuencia.

El espectro visible, dentro del espectro electromagnético se extiende entre las longitudes de onda de 3800 A° a 7400 A°, con los siete colores del arco iris; no obstante el espectro se prolonga para longitudes de onda inferiores y superiores:

Hay dos tipos de espectros: a) espectro de emisión: Cuando los átomos de un determinado elemento se calientan a una cierta temperatura mediante la llama o el arco eléctrico, éstos se excitan y emiten luz de unas determinadas longitudes de onda que pueden separarse por métodos físicos (prismas), e impresionan una placa fotográfica llamada espectro de emisión.

El átomo

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La siguiente representación corresponde al espectro de emisión del átomo de hidrógeno:

este es un esquema de la imagen del espectro de emisión del átomo de hidrógeno:

b) espectro de absorción: Se consigue al hacer pasar una luz blanca (que contiene todos los colores o frecuencias) a través de la muestra gaseosa, la cual absorbe parte de dicha energía. La luz que sale de la muestra (no absorbida) se descompone por medio de un prisma y contendrá todas las frecuencias menos las que haya absorbido la muestra, y se estudiarán las ausencias, es decir, líneas que le faltan a la luz blanca. En la representación siguiente se muestra cómo se realiza el espectro de absorción del átomo de hidrógeno:


64

A continuación tienes una representación del espectro de absorción del átomo de hidrógeno:

Cada elemento o sustancia tiene unos espectros de emisión y absorción característicos. Los de emisión se utilizan con mayor frecuencia ya que aparecen más líneas que además pueden asociarse en unas series representativas, por ejemplo, para el átomo de hidrógeno se denominan con el nombre del investigador que las descubrió: 1ª serie: Lyman (1916): está en el espectro ultravioleta. 2ª serie: Balmer (1885): espectro visible y ultravioleta. 3ª serie: Paschen (1908): espectro infrarrojo. 4ª serie: Brackett (1922): espectro infrarrojo. 5ª serie: Pfund (1927): espectro infrarrojo. 6ª serie: Humphreys (1952): espectro infrarrojo. Las líneas espectrales del átomo de hidrógeno obedecen a una expresión matemática experimental muy simple determinada por Rydberg:

−⋅==

22

__ 111

ifH

nnR

λυ

con nf = 1 y ni = 2,3,4, ... serie Lyman con nf = 2 y ni = 3,4,5, ... serie Balmer con nf = 3 y ni = 4,5,6, ... serie Paschen ... con nf = 6 y ni = 7,8,9, ... serie Humphreys 3.6.- Modelo atómico de Bohr. No hubo ningún científico que propusiera una teoría que explicara el fenómeno de los espectros hasta que Bohr, proponiendo su modelo atómico, en 1913, los explicó. Dicho modelo se puede resumir en los siguientes puntos:

El átomo

65

a) El electrón del átomo de Hidrógeno describe una órbita circular alrededor del núcleo. b) En el átomo, el electrón sólo puede estar en ciertos estados permitidos (determinadas

órbitas). Cada una de estas órbitas tiene una energía fija y definida. c) El menor estado energético en el que el e- puede encontrarse se llama estado

fundamental. Cuando el e- se encuentra en un estado energético más elevado (estado excitado), puede "saltar" a otro menor emitiendo un cuanto de energía h.υ, correspondiente a las diferencias de energías de los dos estados.

d) Sólo pueden existir aquellos estados del movimiento electrónico cuyo momento angular (m.v.r), sea múltiplo de h/2π.

Esto indica que la energía sólo puede tener ciertos valores, es decir, está cuantificada, y en cualquiera de las órbitas permitidas se debe cumplir que la fuerza centrípeta que actúa sobre el e-,(me.v²/r), sea igual a la fuerza de atracción electrostática (K.e²/r²). Bohr realizó una demostración matemática muy compleja para comprobarlo pero que escapa de nuestro nivel; nosotros vamos a realizar otra que, sin ser rigurosa, nos puede servir para comprenderlo mejor:

( )12

22

22

reKvm

reK

rvm

ee ⋅

=⋅→⋅

=⋅

por otra parte según el cuarto postulado:

( )22πhnrvme ⋅=⋅⋅

si eliminamos la velocidad (v) de las dos expresiones:

de (2) elevándola al cuadrado: ( )34 2

22222

πhnrvme ⋅=⋅⋅

dividiendo ordenadamente (3) y (1):

( )( )

reK

hn

vmrvm

e

e2

2

22

2

2224

13

⋅

⋅=

⋅⋅⋅

→ π

que simplificando y despejando el valor del radio de la órbita:

( )44 22

22

eKmhnr

e ⋅⋅⋅⋅

=π

que es la expresión de los radios de las órbitas permitidas. A “n” se le llama número cuántico principal y puede tomar valores enteros positivos desde 1 hasta infinito.


66

Por otra parte la energía total del electrón (e-) será la suma de su energía potencial eléctrica más su energía cinética:

22

21 vm

reKEEE ecpT ⋅+

⋅−=+=

que teniendo en cuenta la expresión (1): reKvme

22 ⋅

=⋅

( )521

21 222

reK

reK

reKET

⋅⋅−=

⋅⋅+

⋅−=

si sustituimos el valor del radio dado por la ecuación (4):

( )61222

22

nhmeKE e

T ⋅⋅⋅⋅

−=π

además uno de los postulados del modelo atómico de Bohr dice:

fi EEh −=⋅υ

luego:

−⋅

⋅⋅⋅=⋅ 222

22 112

if

e

nnhmeKh πυ

−⋅

⋅⋅⋅=== 222

22__ 1121

if

e

nnhmeK

cπ

λυυ

( )711122

__

−⋅==

if nnA

λυ

ecuación que coincide con la ecuación experimental de Rydberg y el valor de la ctte K, se aproxima bastante con el valor experimental (Rh). Es la primera vez, en la historia de la ciencia, que una ecuación teórica permite deducir valores experimentales, lo que propició que este modelo tuviese un gran auge.

El átomo

67

Para comprender el modelo atómico de Bohr hay que tener presente dos cosas:

a) No todas las órbitas son posibles. Los radios de las permitidas vienen dados por la ecuación (4) que podemos expresar de la siguiente manera, donde K es una constante y n el número cuántico principal:

...,4,3,2,12 =⋅= nnKr

como vemos a medida que el número cuántico principal aumenta, el radio crece de forma cuadrática, es decir, que las órbitas están cada vez más alejadas unas de otras conforme nos alejamos del núcleo.

b) No todas las energías son posibles. La energía está cuantizada. Cada órbita tiene una energía fija y definida que viene dada por la ecuación (6):

...,4,3,2,1´2 =−= n

nKE

la energía va creciendo a medida que aumenta el número cuántico principal pero inversamente proporcional a su cuadrado, es decir, que a medida que nos alejamos del núcleo, la energía va aumentando y cada vez en menor proporción, por eso órbitas muy alejadas del núcleo tienen energías muy parecidas, mientras que las más cercanas al núcleo tienen energías muy diferentes:


68

n = 2 E = –5,43 · 10–19 J

n = 3 E = –2,42 · 10–19 J

n = 4 E = –1,36 · 10–19 Jn = 5 E = –0,87 · 10–19 Jn = ∞ E = 0 J

n = 1 E = –21,76 · 10–19 J

Niveles permitidos (para el átomo de hidrógeno)

Ene

rgía

la primera órbita es la que menos energía posee.

c) Cuando un átomo es excitado, mediante una llama o un arco eléctrico, sus electrones ganan energía y pasan a órbitas más energéticas (más alejadas del núcleo) y posteriormente, al enfriarse, vuelven a niveles inferiores emitiendo la diferencia de energía entre las dos órbitas, que viene dada por la ecuación (7).

n = 2

n = 3

n = 4n = 5n = ∞

n = 1

Series espectralesn = 6

Lyman

Paschen

Balmer

Bracket

Pfund

EspectroUV Visible Infrarrojo

SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund

∆E = h · ν

El átomo

69

3.7.- Mecánica cuántica. 3.7.1.- Orígenes de la mecánica cuántica. El modelo atómico de Bohr constituyó la primera explicación cuantitativa del átomo, pero para ello hubo que abandonar los principios de la mecánica clásica (energía está cuantizada). Por ello la teoría de Bohr es la primera teoría cuántica del átomo. Sin embargo, el átomo de Bohr no es capaz de explicar los espectros de átomos plurielectrónicos, tan solo explica el del átomo de hidrógeno. Todas estas ideas se resumen diciendo que tanto la energía como la materia son discontinuas. Algunas de las teorías que surgieron de la mecánica cuántica son: a) Hipótesis de De Broglie (1924): Planck y Einstein dedujeron la naturaleza dual de la luz (onda-partícula) y De Broglie trasladó esta teoría a cualquier tipo de partícula material. Al combinar las ecuaciones de Einstein y de Planck:

cmhcmchccmh

hEcmE

⋅=→⋅=⋅≡

=≡⋅=⋅→

⋅=⋅= λ

λλυυ

υ22

2

que para cualquier otra partícula, con una velocidad distinta a la de la luz:

( )8ph

vmh

=⋅

=λ

es decir, que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda cuya longitud (λ) viene dada por la ecuación (8). Esta hipótesis fue confirmada en 1927 pero sólo adquiere relevancia para cuerpos microscópicos, ya que para los macroscópicos se observan longitudes de onda extremadamente pequeñas. b) Principio de incertidumbre de Heisemberg (1927): "Es imposible determinar simultáneamente la posición y la velocidad de una partícula con absoluta precisión y exactitud". También demostró que el error más pequeño que se puede cometer es:

π4hpx ≥∆⋅∆

A partir de todo ésto el modelo atómico de Bohr debería considerarse incorrecto puesto que con él podía medirse con exactitud la posición y la velocidad del electrón (radio y energía de la órbita).


70

Actualmente no se habla de órbitas sino de zonas donde es probable encontrar al electrón. A dichas zonas se las llama orbital atómico y se definen como la zona del espacio que encierra entre un 90 y un 99% de la probabilidad de encontrar el electrón en un estado energético constante. c) Ecuación de Schrödinger: Como todas las partículas pueden comportarse como ondas se pensó en describir al electrón mediante las ecuaciones matemáticas de las ondas. El primero que lo hizo fue Schorödinger en 1927 (mecánica ondulatoria). Cuando se soluciona un problema en mecánica clásica se obtiene la posición y velocidad de un objeto, sin embargo en mecánica ondulatoria la solución viene dada por funciones de onda Ψ. Dicha función de ondas no tiene significado físico real, sin embargo, su cuadrado (Ψ2) es una medida directa de la probabilidad de encontrar al e- en una determinada región del espacio. En consecuencia, las representaciones de los cuadrados de las funciones de onda, constituyen una expresión matemática del orbital atómico. En el punto siguiente tienes algunas de las citadas representaciones. 3.7.2.- Los números cuánticos. Cada función de onda viene determinada por una serie de números cuánticos y sólo son permitidas las funciones de onda de determinados conjuntos de números cuánticos que sirven también para definir el orbital atómico. Estos números cuánticos son tres: a) Número cuántico principal ("n") ≡ 1, 2, 3, ..., expresa la mayor o menor probabilidad de encontrar al e- cerca del núcleo, (a mayor n, el e- estaría más tiempo alejado del núcleo). Indica el número de capa o nivel energético de la misma. b) Número cuántico secundario ("l") ≡ 0, ..., n-1, para cada "n”; especifica el momento angular del electrón en su movimiento alrededor del núcleo y determina la forma espacial del orbital. Indica el número de subniveles energéticos que pueden existir en un nivel dado. Por razones históricas, a cada valor de este número cuántico se le designa por una letra: El número cuántico principal y el secundario determinan conjuntamente la energía del orbital en un átomo. c) Número cuántico magnético ("m") ≡ - l, ... ,0 , ..., + l, para cada " l”; representa la orientación de la forma espacial de cada orbital según un eje arbitrario de referencia que viene dado por un campo magnético externo.

Valor del nº cuántico “l” 0 1 2 3 4 5 ... letra asignada s p d f g h ...

El átomo

71

A todos los orbitales atómicos con los mismos números cuánticos principal y secundario se les llama orbitales degenerados ya que poseen la misma energía, aunque posean distinto número cuántico magnético. Sin embargo, con la presencia de un campo magnético externo, esta igualdad energética se rompe, ya que la distinta orientación espacial hace que sus interacciones con el campo magnético y por lo tanto, sus contenidos energéticos, sean ligeramente diferentes. Este desdoblamiento no ocurre con los orbitales “s” ya que tienen simetría esférica, pero sí con todos los demás, es decir, los “p”, “d”, “f”, ... Este fenómeno se pone de manifiesto al realizar el espectro de un átomo en el interior de un campo magnético, ya que al haber más niveles energéticos diferentes, aparecen más líneas espectrales, ya que aumenta el número de tránsitos electrónicos posibles. A este efecto se le denomina Efecto Zeeman.

Los tres números cuánticos, antes descritos, definen un orbital; su tamaño, su forma y su orientación, así como su energía:

La forma de nombrarlos es, o bien a través de sus números cuánticos, o bien colocando en primer lugar el valor del número cuántico principal, después la letra asignada para el valor del número cuántico secundario y a continuación la letra o letras de los ejes coordenados del espacio como subíndice; por ejemplo: n = 1 , l = 0 , m = 0 (1 , 0 , 0) orbitales 1s n = 3 , l = 2 , m = 1 (3 , 1 , 1) orbitales 3px n = 5 , l = 2 , m = -2 (5 , 2 , -2) orbitales 5dxy


72

Es importante recordar que no todas las posibilidades de números cuánticos están permitidas, sólo aquellas que cumplen los rangos de validez de cada uno de ellos, por ejemplo, estos tríos de números cuánticos no podrían representar a un orbital de un átomo: (0 , 0 , 0) n no puede tomar el valor de 0 (2 , 2 , 1) l no puede tomar el valor 2 si n toma el valor de 2 (3 , 1 , 2) m no puede tomar el valor 2 si l toma el valor de 1 Cuando n = 1 sólo existe un orbital, el (1,0,0) ó 1s.

smln 1)0,0,1(001 →=→=→=

Para n = 2 existen cuatro orbitales, de acuerdo con el rango de validez de los números cuánticos:

( )( )( )( )

→=→

→=→

→−−=→

=→

→=→=→

=

x

y

y

pm

pm

pm

l

sml

n

21,1,21

20,1,20

21,1,21

1

20,0,200

2

y para n = 3 serán 9 orbitales posibles:

( )

( )( )( )

( )( )( )( )( )

→=→→=→

→=→

→−−=→

→−−=→

=→

→=→

→=→

→−−=→

=→

→=→=→

=

− 22

2

30,2,3231,2,3130,2,30

31,2,31

32,2,32

2

31,1,31

30,1,30

31,1,31

1

30,0,300

3

yx

xz

z

yz

xy

x

y

y

dmdmdm

dm

dm

l

pm

pm

pm

l

sml

n

El átomo

73

En cada capa "n" hay n² orbitales. Compruébalo para n=4 y n=5. Los orbitales designados por una misma letra son parecidos, así los 1s son parecidos a los 2s, pero como n es mayor los orbitales son más grandes. A continuación tienes una representación gráfica de algunos de los orbitales atómicos antes descritos:

Nº cuántico principal “n” 1 2 3 4 5 ... n Nº de orbitales 1 4 9 16 25 … n2


74

En 1928, Dirac, al combinar la teoría cuántica con la teoría relativista, introdujo un cuarto número cuántico para designar al electrón: iv) número cuántico de Spín "s" ≡ +½ ,-½ Clásicamente representa el movimiento de rotación del electrón alrededor de sí mismo. El electrón, como carga eléctrica en movimiento, crea un campo magnético que puede ser del mismo sentido o de sentido opuesto a otro campo magnético externo. Al poder tener sólo dos sentidos de giro sobre sí mismo, "s" sólo podrá tomar 2 valores +½ y -½. Los electrones de spines opuestos, como dos imanes colocados paralelamente y de sentido opuesto, se atraen, compensando las fuerzas de repulsión electrostática, quedando éstos apareados. Por otro lado, los electrones de spines paralelos, al igual que dos imanes colocados paralelamente y en el mismo sentido, se repelen. Es imposible aparear dos electrones del mismo spín por las repulsiones de las fuerzas eléctrica y magnética. Para determinar a un electrón, hay que indicar el orbital atómico en el que se encuentra y su spín, es decir, hacen falta cuatro números cuánticos:

Como en cada capa hay n² orbitales, en cada una de ellas cabrán un máximo de 2n² electrones: 3.7.3.- Inconvenientes de la mecánica cuántica. La mecánica cuántica se basa en asignar una función de onda a los electrones de los átomos para describir su movimiento y estado energético. Dicha función de ondas, se puede escribir para todos los átomos plurielectrónicos, pero sólo se ha podido resolver para el átomo de hidrógeno dada su sencillez (sólo un protón en el núcleo y un electrón en la corteza). Esta imposibilidad en la resolución de la función de onda, surge de la gran complejidad matemática que resulta debido a la interacción de varios electrones y protones entre sí, por eso, se han tenido que resolver mediante aproximaciones.

Nº cuántico principal “n” 1 2 3 4 5 ... n Nº de orbitales 1 4 9 16 25 … n2

Nº de electrones 2 8 18 32 50 … 2n2

El átomo

75

3.7.4.- Configuraciones electrónicas. Una vez conocidos los orbitales atómicos de un átomo, sólo nos hace falta saber cómo son ocupados éstos por los electrones en estado fundamental o de mínima energía. A este proceso se le llama hallar la configuración electrónica de un átomo. Para ello, hay que seguir una serie de reglas:

1ª.- Cada orbital puede tener, como máximo, dos electrones con spines antiparalelos. En un átomo no pueden haber dos e- con los cuatro números cuánticos iguales (principio de exclusión de Pauli).

2ª.- Los orbitales se llenan empezando por el de menor energía y siguiendo por los

demás en orden creciente (principio de aufbau). Dicho orden es el siguiente:

3ª.- Al ocupar los orbitales degenerados (de energías equivalentes), cada uno de ellos ha

de estar ocupado por un electrón antes de asignar un segundo electrón a cualquiera de ellos. Los spines de estos electrones deben ser iguales (regla de la máxima multiplicidad de Hund).

Por ejemplo, la configuración electrónica del Azufre sería:

S (Z=16): 1s2 , 2s2 , 2p6 ,3s2 , 3p4

la del ion sodio Na+ (al tener carga +1, tendrá un electrón menos): Na+ (Z=11): 1s2 , 2s2 , 2p6


76

la del hierro: Fe (Z=26): 1s2 , 2s2 , 2p6 ,3s2 ,3p6 , 4s2 , 3d6

y la del bromo: Br (Z=35): 1s2, 2s2 , 2p6 ,3s2 ,3p6 ,4s2 , 3d10 , 4p5 La configuración electrónica sirve para conocer los e- que hay en la última capa, y ésto es muy importante ya que, átomos de configuración electrónica de última capa similar tienen propiedades químicas parecidas. De hecho, la ordenación de los elementos en el sistema periódico actual se basa en las configuraciones electrónicas. 3.8.- Evolución histórica del Sistema Periódico. A medida que a principios del siglo XIX se fueron descubriendo más sustancias que se identificaron como elementos, los investigadores dispusieron de datos cada vez más abundantes, y observaron que las propiedades de algunos eran muy semejantes. La primera clasificación de los elementos que se propuso fue la de metales y no metales. Más adelante se observó que podían establecerse grupos de tres elementos con propiedades muy similares de tal manera que el peso atómico del intermedio fuese aproximadamente igual a la media de los otros dos. Esta fue la llamada clasificación por "triadas", por ejemplo: cloro-bromo-iodo, azufre-selenio-teluro, calcio-estroncio-bario, etc ... Se siguió la búsqueda de un sistema de ordenación mejor y en 1864 Newlans encontró, agrupando las triadas en forma vertical de modo que cada elemento siguiese en sentido horizontal un orden creciente de pesos atómicos correlativos, la denominada "ley de las octavas", es decir, que tenían propiedades diferentes 8 elementos y el noveno coincidía con las propiedades del primer grupo. No obstante a partir del K esta regla dejaba de cumplirse, motivo por el cual se desestimó. En 1869 Mendeleiev consideró correcto el sistema de Newlans y argumentó que los períodos no tenían porque ser de la misma longitud. Lo importante fue que Mendeleiev postuló que las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos. Mendeleiev ordenó los elementos en 7 filas horizontales y 8 verticales con subdivisiones dentro de cada cuadro cuando era necesario. Con algunas modificaciones, éste es el sistema periódico vigente en nuestros días. La clasificación periódica de los elementos tuvo gran importancia en aquella época ya que se pudo predecir la existencia de algunos elementos aún no descubiertos así como sus propiedades, gracias a que Mendeleiev dejó vacantes algunos lugares para mantener la correlación de las propiedades. Así se descubrió el ekaboro, (escandio), el ekaluminio, (galio) y el ekasilicio, (germanio) entre otros.

El átomo

77

Los principales inconvenientes de la tabla de Mendeleiev eran los siguientes: a) La ordenación por pesos atómicos

presentaba algunas discrepancias. Así Ar-K, Co-Ni, Te-I, quedan colocados en orden inverso para mantener la correlación de las propiedades.

Hoy se ordenan los elementos no por pesos atómicos, sino por los números atómicos, con lo que estos pares quedan perfectamente ordenados y ésto es lógico porque el número atómico es un factor determinante en la configuración electrónica de última capa del elemento y por lo tanto de sus propiedades.

b) El Hidrógeno carecía de ordenación adecuada aunque se le colocaba con los metales alcalinos.

c) Los metales y no metales no estaban bien diferenciados, por ejemplo el Pb y el C son metal y no metal estando en la misma columna.

d) Un gran número de elementos, (lantánidos y actínidos), no tenían cabida en el sistema periódico.

En la versión actual estos inconvenientes se han solucionado colocando los lantánidos y actínidos en una zona aparte y la clasificación entre metales y no metales ha ido perdiendo interés. En la tabla periódica actual cada elemento se caracteriza por su fila y su columna. Las filas se denominan periodos, (hay 7 periodos, 3 cortos y 4 largos), y las columnas son grupos. Cada grupo tiene un nombre característico.


78

3.9.- Estructura electrónica y sistema periódico. Es interesante ver como varían las configuraciones electrónicas dentro del mismo grupo o de un mismo periodo en el Sistema Periódico. Dentro de un mismo grupo todos poseen la misma estructura en el último nivel de energía. Como veremos en el tema siguiente, la semejanza de propiedades químicas dentro de un mismo grupo se debe a esta característica. En un periodo cada elemento se diferencia del anterior en que tiene un e- más. Esta diferencia es suficiente para un cambio radical en las propiedades. Viendo la posición que ocupa un elemento en la tabla periódica se puede hallar su configuración electrónica:

Hay algunas excepciones. Por ejemplo el Cr (Z=24) debería ser 4s2 3d4 y, sin embargo, en realidad es 4s1 3d5 debido a que los orbitales 4s y 3d son de energías muy parecidas y la energía debida al desapareamiento de los e- compensa. Lo mismo les ocurre a los que poseen 9 e- en los 5 orbitales d. A la vista de todo ello, podemos clasificar los elementos en 4 categorías:

a) Elementos “normales” - ns1 ns2 np1 ........np5 cada uno de estos grupos o familias de elementos tienen un nombre característico:

ns1 – alcalinos (excepto el Hidrógeno). ns2 – alcalinotérreos. np1 – térreos. np2 – carbonoideos. np3 – nitrogenoideos. np4 – anfígenos. np5 – halógenos.

El átomo

79

b) Elementos de transición - ns2 (n-1)d1 ... ns (n-1)d10 c) Elementos de transición interna - ns2 (n-1)d1 (n-2)fy el nivel f presenta un llenado

irregular. d) Gases nobles - ns2 np6 (excepto el He que es 1s²).

En la dirección de la siguiente página web podrás encontrar más información sobre las

configuraciones electrónicas y sus irregularidades a lo largo del Sistema periódico:

http://www.educaplus.org/sp2002/index_sp.php

3.10.- Tabla periódica y las propiedades físicas y químicas.

3.10.1.- Propiedades eléctricas. Los elementos situados a la izquierda de una diagonal formada por B, Si, Ge, As y Te, son conductores de la electricidad y se llaman metales. Son elementos con pocos electrones en la última capa, que tienen tendencia a perderlos para adquirir configuración electrónica de gas noble quedándose, por tanto, cargados positivamente formando cationes.

http://www.educaplus.org/sp2002/index_sp.php


80

Los elementos de la derecha no son conductores y se llaman no metales. Son elementos con muchos electrones en la última capa y que tienen tendencia a ganar para completarla cargándose negativamente formando aniones. Los elementos de la diagonal se llaman semimetales. La clasificación no es tan clara en las proximidades de la diagonal. 3.10.2.- Energía de ionización. La energía de ionización, o también llamada potencial de ionización, es la mínima energía necesaria para arrancar a un átomo en estado gaseoso su electrón más externo (el más débilmente unido a él). Las ecuaciones que rigen este proceso son: X (g) + EI1 X+ (g) 1ª Energía de ionización X+ (g) + EI2 X+2 (g) 2ª Energía de ionización X+2 (g) + EI3 X+3 (g) 3ª Energía de ionización se puede comprobar que:

EI1 < EI2 < EI3 ya que costará menos arrancar un electrón a un átomo neutro que a un átomo cargado positivamente, con defecto de electrones. Hay que tener en cuenta que en el momento en el que se vacía una subcapa, y se separa el primer electrón de la subcapa inmediatamente inferior, se produce un salto pronunciado de la energía de ionización, por ejemplo: Elem Z Configuración electrónica EI1 EI2 EI3 EI4 Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1 5,1 47,3 71,7 98,9 Mg 12 1s2 2s2 2p6 3s2 7,6 15,0 80,1 109,3 Al 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 6,0 18,2 28,4 120,4

los valores están dados en eV (electrón-voltios), que es la energía de un electrón acelerado a través de una diferencia de potencial de un voltio y que equivale a 1'602.10-19 J. Influyen tres factores en la energía de ionización:

a) Número atómico: a mayor número atómico, (más protones), mayor será la energía necesaria para ionizarlo.

b) Radio atómico: a mayor distancia la fuerza de atracción entre el núcleo y el e- disminuye y, por lo tanto, la energía de ionización disminuirá, ya que será más fácil arrancarlo.

c) Orbitales atómicos completos o semicompletos, ya que dan estabilidad al átomo y por lo tanto costará más arrancarle un electrón.

El átomo

81

por estas tres razones, con algunas excepciones, la energía de ionización varía a lo largo del Sistema Periódico de la siguiente manera:

a) En un grupo aumenta hacia arriba debido a que al pasar de un elemento al inferior, contiene una capa más y por lo tanto, los electrones de la capa de valencia, al estar más alejados del núcleo, estarán menos atraídos por él y costará menos energía arrancarlos.

b) En un mismo período, en general, aumenta a medida que nos desplazamos hacia la

derecha, ya que los elementos allí situados tienen tendencia a ganar electrones y por lo tanto costará mucho más arrancarlos que a los de la izquierda que, al tener pocos electrones en la última capa les costará mucho menos perderlos.

3.10.3.- Afinidad electrónica. La afinidad electrónica o electroafinidad es la energía generalmente desprendida cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón transformándose en un ión negativo. La ecuación química que la representa es: X (g) + e- X- (g) + AE1 1ª afinidad electrónica X- (g) + e- X-2 (g) + AE2 2ª afinidad electrónica X-2 (g) + e- X-3 (g) + AE3 3ª afinidad electrónica mientras que la AE1 es generalmente una energía desprendida, es decir, negativa, la AE2 es siempre energía absorbida, ya que el segundo electrón a captar es repelido por el anión formado al haber captado ya el primero. El hecho de que la primera energía de afinidad electrónica sea generalmente una energía desprendida, significa que el anión formado es más estable que el átomo neutro. Esta situación es bastante probable para los elementos situados a la derecha de la tabla periódica (a excepción de los gases nobles) ya que estos tienen tendencia a ganar electrones para adquirir configuración electrónica de gas noble. Por el contrario, los situados a la izquierda, tendrán una baja afinidad electrónica ya que lo que tienen tendencia es a perder electrones y no a captarlos. En un grupo suele aumentar a medida que disminuye el número atómico, ya que al ser átomos más pequeños, el electrón que se capta queda más influenciado por la cercanía del núcleo.


82

Resumiendo, la variación de la afinidad electrónica a lo largo del sistema periódico es similar a la del potencial de ionización, sin embargo existen más irregularidades.

3.10.4.- Electronegatividad. Es un concepto que trata de sintetizar los dos anteriores. Mide la tendencia que posee un átomo para atraer hacia sí el par, o los pares, de electrones que comparte con otro a través de un enlace covalente. Varía igual que el P.I. a lo largo del Sistema Periódico. Los gases nobles quedan excluidos de esta tendencia, ya que su electronegatividad es prácticamente nula, debido a su dificultad para formar enlaces covalentes, ya que al tener la última capa completa, no tienen tendencia ni a ganar ni a perder electrones. El elemento más electronegativo es el flúor y el menos electronegativo el Cesio. La electronegatividad está relacionada con el carácter metálico o no metálico de un elemento; así, los elementos de alta electronegatividad serán No metales y los de baja electronegatividad metales. 3.10.5.- Radio atómico e iónico. El principio de incertidumbre de Heisemberg indica que es imposible saber con precisión y simultáneamente la posición y velocidad de un electrón en el interior de un átomo. Como consecuencia de ello, hemos definido los orbitales atómicos como zonas del espacio donde es probable encontrar al electrón con un determinado estado energético, por lo que no tienen un límite definido, por lo que se hace difícil conocer con precisión el radio de un átomo o un ión. El método más efectivo para medir el radio de un átomo consiste en determinar, por difracción de rayos X, la distancia internuclear que existe dos elementos que forman un enlace covalente simple en estado gaseoso y dividirla por la mitad, tal y como muestra la figura de la derecha. En el caso de los elementos metálicos, la distancia internuclear se determina por el mismo procedimiento pero sobre la estructura cristalina de la sustancia metálica. El radio atómico crece de arriba a abajo dentro de un mismo grupo, ya que aumenta el número de capas internas y por lo tanto será de mayor tamaño, y aumenta de derecha a izquierda en un mismo período debido a que los e- se van colocando en el mismo nivel (a la misma distancia del

El átomo

83

núcleo aproximadamente) y la fuerza de atracción entre los e- y el núcleo es más fuerte a medida que aumenta el número de protones, por tanto, el volumen es menor. Sin embargo, en los períodos largos, esta atracción es compensada por el llamado efecto de apantallamiento de los e- que consiste en que a medida que se van llenando los niveles periféricos, las repulsiones entre los e- aumentan, con lo que los e- periféricos no experimentan tanta atracción por el núcleo. y quedan más sueltos aumentando, por lo tanto, el radio del átomo.

Cuando un elemento gana o pierde electrones, se transforma en un ión y el valor de su

radio será diferente. La determinación de dichos radios iónicos se hace de manera similar a los radios atómicos pero sobre estructuras cristalinas de compuestos iónicos, formados, como veremos, por iones perfectamente ordenados para maximizar las atracciones entre ellos y minimizar las repulsiones. La distancia que hay entre dos núcleos de dos iones adyacentes en un cristal iónico, es la suma de sus radios iónicos, tal y como muestra la figura de la izquierda:

a) El radio de un catión, ión positivo, es menor que el del átomo neutro del mismo elemento, ya que al ser menor el número de electrones, aumenta la carga efectiva del núcleo que atraerá más a los electrones restantes por lo que su tamaño disminuirá.

b) El radio de un anión, ión negativo, es mayor que el del átomo neutro del mismo

elemento, ya que al tener un electrón más, la carga efectiva del núcleo disminuirá y habrá una mayor repulsión entre los electrones, por lo que el radio aumentará.

Un caso especial supone la comparación del radio de especies que tienen el mismo número de electrones, por ejemplo: Na+ Z = 11 11 protones y 10 electrones Ne Z = 10 10 protones y 10 electrones F- Z = 9 9 protones y 10 electrones Podríamos pensar que al tener las tres especies el mismo número de electrones, deberían tener el mismo volumen, sin embargo no es así, ya que el número de protones que hay en el núcleo no es el mismo. La especie Na+, por el hecho de tener más protones en el núcleo (11), atraerá con más fuerza a los 10 electrones y por lo tanto será el más pequeño, mientras que el F- será más grande, es decir:

Na+ < Ne < F-


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3.10.6.- Estados de oxidación. Los estados de oxidación (valencias), están en relación con la configuración electrónica de los elementos, por lo tanto, también variaran de forma periódica. Los estados de oxidación más importantes corresponden a la pérdida o ganancia de e- para conseguir una configuración electrónica de gas noble, (ocupación total de los orbitales s y/o p). Ejemplo: Na 2s2 2p6 3s1 tenderá a perder 1 e- quedando como Na+ 2s2 2p6 Un caso interesante es el de los elementos del grupo IIIa, que tienen una configuración electrónica ns² np1. En teoría los cationes más estables serían los formados por la pérdida de 3 e-, Al+3, Ga+3, lo que es cierto, pero a medida que aumenta el número atómico, aumenta la tendencia a eliminar sólo el e- p, hasta el punto que en el Tl la valencia más importante es +1. En otros grupos ocurre lo mismo, Pb+2 es más estable que Pb+4, mientras que el Si y el Ge actúan siempre como tetravalentes. A partir del grupo Va se advierte la tendencia de los elementos a formar iones negativos sobre todo en los elementos superiores; N y P captan 3 e- para adquirir configuración electrónica de gas noble, sin embargo, en el As este estado de oxidación no tiene importancia y en el Bi ni siquiera existe. Para los elementos de transición este estudio es mucho más complejo debido a la gran variedad de estados. El estado máximo de oxidación corresponde al catión con carga positiva igual al número del grupo al que pertenece, por ejemplo Cr+6, (VIb). Los estados de oxidación inferiores son más estables en el primer periodo largo, (Fe+2, Fe+3), y a medida que bajamos en el grupo, el estado de oxidación mayor se hace más estable: Grupo VIb: Cr Presenta principalmente +3 Mo Presenta +4; y +7 sólo en raras ocasiones W Principalmente +6 Una excepción a todo ésto son los grupos Ib y IIb. A continuación, (en la página siguiente) te presentamos una tabla periódica con algunas de las propiedades que te hemos comentado.

El átomo

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a) Modelos atómicos 125.- ¿Qué experimentos y observaciones condujeron a la conclusión de que los átomos, al

contrario de lo que se admitió en la hipótesis de Dalton, no son indivisibles? 126.- Explica por qué el experimento de Rutherford obligó a desechar el modelo de Thomson. 127.- ¿Cual es la principal limitación del modelo atómico de Rutherford? 128.- ¿Cómo subsanó el modelo de Bohr las limitaciones del modelo de Rutherford? 129.- ¿Qué diferencia hay entre la órbita de Bohr y el orbital del modelo cuántico del átomo? 130.- Haz un gráfico de energías de los distintos niveles del átomo de hidrógeno y explica la

emisión de energía del átomo excitado. 131.- ¿Cuánta energía se necesita para ionizar un átomo de hidrógeno en el que el electrón se

encuentra en la órbita n=5 de Bohr? (Dato: Ctte de Rydberg Rh = 109.678 cm-1) 132.- A partir de la constante de Rydberg para el átomo de hidrógeno, calcular la longitud de

onda de las tres primeras líneas de la serie de Balmer y el límite de esta serie. 133.- En el espectro del átomo de hidrógeno se conoce una línea de longitud de onda 1216 A°.

Sabiendo que pertenece a la serie de Lyman ¿a que transición pertenece?. Toma como dato la constante de Rydberg.

134.- Calcular la longitud de onda asociada a la molécula de hidrógeno moviéndose a una

velocidad de 1840 m/s. Datos: Ar(H) = 1 uma , h = 6'67.10-34 J.s 135.- Calcular la onda asociada a una pelota de tenis de 150 gr de masa que posee una velocidad

de 15 m/s. Hágase lo mismo para un electrón de velocidad 2'18.107 m/s. Comparar los resultados e indicar lo que nos sugieren.

136.- Que el átomo está cuantizado quiere decir: a) que es algo fantástico y poco real nuestro

conocimiento sobre el mismo. b) que está constituido por núcleo y corteza. c) que la energía de los electrones sólo puede tener determinados valores. d) que su tamaño es pequeñísimo. (Señala las respuestas correctas).

b) Números cuánticos

137.- Indica los números cuánticos representativos de los orbitales: a) 3py b) 2s c) 1pz d) 4dxy e) 5px

El átomo

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138.- Un electrón se encuentra en un orbital 3d. ¿Cuáles son los posibles valores de sus números cuánticos n, l y m?

139.- Explicar la información que suministra la expresión (3,2,0,-½) para un electrón del átomo de hidrógeno.

140.- Un alumno afirma que en un orbital 2s puede haber 3 electrones ¿es esto cierto? 141.- ¿Pueden existir orbitales del tipo 2d?. Justifica la respuesta. 142.- ¿De qué manera se puede arrancar un electrón de un átomo, para convertirlo en el ión

positivo correspondiente? ¿Qué sucedería en el proceso inverso? 143.- ¿Qué se debe hacer para que un electrón 2s pase a ser un electrón 3s? ¿Qué sucede

cuando un electrón 3s pasa a ser un electrón 2s? 144.- Escribir los números cuánticos correspondientes a: 1) un orbital 4d, 2) un electrón en un

orbital 3s. 145.- ¿Qué propiedad de un átomo impide que todos sus electrones se sitúen en el nivel n = 1

de más baja energía? 146.- ¿Por qué el número de elementos del quinto período es 18? 147.- ¿Por qué se desvían tanto de ser números enteros las masas atómicas de muchos

elementos? Pon un ejemplo que aclare la respuesta.

c) Configuraciones electrónicas

148.- Indicar cómo difieren entre sí los electrones de mayor energía, en cada uno de los átomos de los siguientes elementos: a) Na b) B c) N d) Mg

149.- Considerar las dos configuraciones electrónicas siguientes de dos átomos neutros A y B: A - 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 B - 1s2, 2s2, 2p6, 6s1 Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas razonando la respuesta: a) A y B representan dos elementos distintos. b) Se necesita energía para pasar de A a B. c) A representa al átomo de sodio d) Se requiere menos energía para arrancar un electrón de A que de B. 150.- Escribir las demás estructuras equivalentes al estado fundamental del átomo de carbono,

además de la 1s2, 2s2, 2px1, 2py1 151.- Indicar a qué grupo y periodo pertenece el elemento cuya configuración electrónica es: 6s2, 4f14, 5d10, 6p3. ¿Podrías decir de qué elemento se trata y algunas de sus propiedades?.


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152.- Para los 100 primeros elementos del sistema periódico, indicar para cuantos de ellos puede escribirse en su estado fundamental: (Razona la respuesta)

a) una configuración electrónica con uno o más electrones 1s. b) una configuración electrónica con uno o más electrones 2p. c) una configuración electrónica con uno o más electrones 3d. 153.- Escribe la configuración electrónica del neón e indica dos iones que tengan igual

configuración que dicho gas. 154.- Escribe la configuración electrónica de los iones siguientes: F-, O-2, Na+, Mg+2. 155.- ¿Por qué se define el número atómico de un elemento en función del número de

protones del núcleo y no en función del número de electrones? 156.- ¿A qué llamamos isótopos? ¿y especies atómicas isoelectrónicas? pon ejemplos. 157.- ¿Qué significa estado fundamental del átomo? ¿Qué sucede cuando un átomo que se

encuentra en estado excitado vuelve a su estado fundamental? ¿Es posible que el electrón más externo del potasio se encuentre en un orbital 4p o 3d? ¿En qué condiciones si hay alguna podría lograrse esto?

158.- Un átomo determinado se representa por 19X

39. Indica: a) número atómico; b) número

másico; c) número de electrones; d) número de protones; e) masa atómica aproximada; f) configuración electrónica; g) ¿es metal o no metal? h) período y grupo a los que pertenece; i) tipo de ión que formará; j) alguna propiedad.

159.- Escribe la configuración electrónica del As ( Z = 33 ) e indica en que principios o reglas

te apoyas. 160.- Escribe la configuración electrónica del Cu ( Z = 29 ). 161.- Escribe la configuración electrónica del Mo ( Z = 42 ). 162.- ¿Es posible que la configuración electrónica de un átomo sea 1s2 2s2 2p4 4s1? 163.- El número de protones de los núcleos de 5 elementos son:

ELEMENTO A B C D E PROTONES 2 11 9 12 13

Indica qué elemento: a) es un gas noble, b) es el más electronegativo, c) es un metal alcalino, d) es un gas, e) presenta estado de oxidación negativo, f) forma un nitrato de fórmula X(NO3)2.

d) Propiedades periódicas

164.- Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su energía de ionización: Na, Be,

Mg y K. Utiliza como datos sus números atómicos.

El átomo

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165.- Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su radio atómico: Na, O, F, y Mg. 166.- Ordena menor a mayor los siguientes iones y elementos según su volumen: O-2, Ne y Na+. 167.- Ordena de menor a mayor según sus energías de ionización: Ca, Rb, Mg, Li. 168.- ¿Cual de los siguientes átomos posee un mayor radio?¿y menor? Ar, Cs, P, Mg, Cs, Ra. 169.- Las tres especies H, He+ y Li+2, poseen un solo electrón. Señalar cual de ellos poseerá

mayor radio y mayor energía de ionización. 170.- Explica como son (altas-bajas) las energías de ionización de los gases nobles. 171.- Razona cómo ha de ser la segunda energía de ionización del Na con respecto a la

segunda energía de ionización del Mg: a) mayor, b) menor, c) igual 172.- ¿Qué es la energía de ionización? ¿Qué elementos tienen energías de ionización altas y

cuales bajas, teniendo en cuenta su configuración electrónica? 173.- Indica algún criterio desde el punto de vista electrónico que nos permita diferenciar un

elemento metálico de otro que no lo es. 174.- ¿Cómo varía el radio atómico de los elementos en un grupo? ¿y en un periodo? 175.- Los iones F- y Na+ poseen el mismo número de electrones, pero el radio del F- es mayor

que el de Na+. Explica a que es debida esta diferencia. 176.- Dados los siguientes elementos: Na, Mg y Rb, ordenarlos de mayor a menor energía de

ionización. Justificar la respuesta. 177.- Ordenar según el orden creciente de sus tamaños: Ar, S-2, K+, Cl, Li+. 178.- Razona la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones sobre el átomo de neón y

al ión óxido: a) ambos poseen el mismo número de electrones. b) tienen el mismo número de protones. c) el radio del ión óxido será superior al del átomo de Neón.

179.- Indica cuál es en cada uno de los grupos siguientes el elemento que tiene mayor carácter

metálico: a) Cl, Ca, As; b) Al, Si, P; c) Ga, Tl, B. 180.- Usando los grupos que se han dado en la cuestión anterior contesta las siguientes

cuestiones: a) ¿Qué elemento del grupo a tiene más probabilidad de presentar un número de

oxidación negativo en sus compuestos? b) En el grupo b ¿qué elemento es el que es más probable que posea el potencial de

ionización más bajo? c) ¿Cuál de los elementos del grupo b cabe esperar que posea la máxima

electronegatividad?


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181.- ¿Qué elemento de cada uno de los siguientes pares debe esperarse que tenga la mayor electronegatividad? a) C, Cl; b) S, O; c) Mg, Se; d) Sb, F;

182.- Las configuraciones electrónicas de varios elementos son las siguientes: a) 1s; b) 1s22s1; c) 1s22s22p1; d) 1s22s2. Ordenarlos en el sentido de sus radios atómicos

crecientes, justificando la ordenación propuesta. 183.- Los potenciales de ionización del carbono, nitrógeno y oxígeno son 11.3, 14.5 y 13.6 eV

respectivamente. Nótese que el del nitrógeno es anormalmente alto y que en el oxígeno se produce una disminución. Explica este resultado.

184.- a) En general, qué elementos tienen mayores valores de sus potenciales de ionización,

¿los metales o los no metales? b) ¿Cuál es el motivo de que estos elementos posean potenciales de ionización altos?

185.- Escribe la configuración electrónica de los elementos con número atómico: 38, 11, 14,

35 y 54 y contestar a las siguientes cuestiones: 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 son no metales? d) ¿qué elemento es el más electropositivo y cuál el más electronegativo?

186.- La configuración electrónica de la capa externa de un elemento es: 5s25p5. Indica: si se

trata de un metal o un no metal, a qué grupo de la T.P pertenece y cuál es su símbolo. Indica dos elementos que tengan mayor energía de ionización y otros dos de menos energía de ionización que el dado; formula un compuesto iónico y otro covalente en que intervenga este elemento.

187.- El número atómico de dos átomos A y B es 17 y 20 respectivamente. a) escribe su

configuración electrónica fundamental y el símbolo de cada uno. b) escribe el símbolo del ión más estable de cada uno. c) ¿cuál es el de mayor radio iónico? ¿qué tipo de sustancia se puede formar al reaccionar ambos elementos?. Razona la respuesta.

188.- Dados los siguientes elementos: K (Z = 19), S (Z = 16) y Cl (Z = 17). Ordénalos en

orden creciente de: a) radio atómico y b) energía de ionización. 189.- Dados dos átomos de hidrógeno, en uno de ellos el electrón está en el nivel n = 1 y en el

otro en el nivel n = 4. Explica: ¿Cuál es la configuración electrónica de cada uno de ellos? ¿Qué nivel posee mayor radio?; ¿qué electrón posee menos energía?, ¿qué átomo tiene mayor potencial de ionización?

190.- Los números atómicos del Na, K y Rb son respectivamente 11, 19 y 37. a) Ordena

dichos elementos en cuanto a su radio atómico y a su potencial de ionización discutiendo las razones que determinan cada ordenación. b) Dibuja un diagrama que represente las energías relativas de los distintos orbitales del ión potasio y su ocupación por electrones.

El enlace químico

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4.- EL ENLACE QUÍMICO

4.1.- Introducción. ......................................................................... 92 4.2.- Las sustancias iónicas. .......................................................... 94 4.2.1.- Características del enlace iónico. ................................................. 94 4.2.2.- El ciclo de Born-Haber ................................................................. 96 4.2.3.- Propiedades de las sustancias iónicas. ......................................... 98 4.3.- Las sustancias moleculares. .................................................. 99 4.3.1.- Fundamentos del enlace covalente. ............................................ 99 4.3.2.- Clasificación de los enlaces covalentes. ..................................... 100 4.3.3.- Estructuras electrónicas o diagramas de Lewis. ........................ 103 4.3.4.- Estructuras espaciales de moléculas ......................................... 107 4.3.5.- Teoría del enlace de valencia. ...................................................... 111 4.3.6.- Teoría de los orbitales moleculares. ............................................ 113 4.3.7.- Hibridación de orbitales. .............................................................. 113 4.3.8.- Enlaces intermoleculares. …………………………………......... 117 4.3.9.- Propiedades de las sustancias moleculares. ................................ 119

4.4.- Los sólidos covalentes (macromoléculas). ............................119 4.4.1.- Enlaces de las sustancias covalentes. ........................................... 119 4.4.2.- Propiedades de las sustancias covalentes. ..................................... 120 4.4.3.- Estructura de algunas sustancias covalentes. ................................ 120 4.5.- Las sustancias metálicas. ......................................................122 4.5.1.- El enlace metálico. .................................................................... 122 4.5.2.- El modelo del gas de electrones. ................................................... 122 4.5.3.- La teoría de bandas. ...................................................................... 123 4.5.4.- Propiedades de las sustancias metálicas. ..................................... 123 4.6.- Cuadro resumen de las propiedades de las sustancias. .......125 4.7.- Problemas y cuestiones. ........................................................125


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4.1.- Introducción. En temas anteriores, ya hemos estudiado el átomo y ahora vamos a ver cómo se

pueden combinar esos átomos entre sí. Este aspecto es muy importante ya que, como veremos, según el tipo de enlaces que formen, podremos predecir las propiedades de las sustancias.

Las sustancias están constituidas por agrupaciones de átomos. Unas veces, tales agrupaciones forman agregados neutros: las moléculas y otras resultan con carga: los iones. Sólo los gases nobles y algunos metales en estado vapor están constituidos por moléculas monoatómicas (es decir, por átomos sueltos). La unión entre átomos, iones o moléculas es lo que constituye en enlace químico.

En el enlace químico juega un papel decisivo la configuración electrónica de la capa

más externa de los átomos, la de mayor energía, llamada capa de valencia. De esa configuración depende, además, el tipo de enlace que se formará, por ello, y dada su importancia, se utilizan los diagramas de Lewis, en los que figura el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia posea. Así por ejemplo, los diagramas de Lewis de los elementos del segundo periodo son:

En la tabla periódica, todos los átomos de un mismo grupo tiene propiedades similares porque todos tienen los mismos electrones de valencia, y un átomo usa algunos o todos los electrones de valencia para combinarse con otros.

Por otra parte, los gases nobles son muy estables ya que tienen una baja reactividad que se relaciona con su estructura electrónica; todos poseen los orbitales s y p de la última capa completos (a excepción del He). El hecho de que los orbitales de más alta energía de un átomo estén completamente llenos, les da una acusada estabilidad. Esto también se puede comprobar experimentalmente diciendo que tanto el P.I. como la A.E. de los gases nobles son muy altos, (no tienen tendencia ni a coger ni a ceder electrones).

El resto de los átomos, tienden a ganar, perder o compartir electrones con la finalidad de adquirir configuración electrónica de gas noble y ganar así estabilidad. Por ello, los átomos se clasifican según esta tendencia en (además de los gases nobles antes descritos):

Metales: • Elementos que tienen pocos electrones en la última capa (1, 2 ó 3).

• Tienen tendencia a perderlos para adquirir configuración electrónica de gas noble (tener la última capa completa).

• Se cargarán positivamente formando lo que se denomina un catión. No metales: • Tienen muchos electrones en la última capa (5, 6 ó 7).

• Tienen tendencia a ganar para adquirir configuración electrónica de gas noble (completar la última capa).

• Se cargarán negativamente formando lo que se denomina un anión.

En general, se puede decir que cuando un átomo se combina con otro para formar un compuesto, lo hace de tal manera que con ello adquiere la configuración electrónica del gas noble más cercano, (ocho electrones en su última capa, regla del octeto) y eso se puede conseguir a través de una cesión, captación o compartición de e-. Esta es la razón por la que los gases nobles son tan inertes.

El enlace químico

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Hay elementos que no cumplen la regla del octeto, por ejemplo, el H, Li y Be, el número de electrones al que tienden es de dos puesto que el He, (gas noble más cercano), sólo tiene dos; y hay también muchos elementos del tercer período (o superior) que pueden albergar más de ocho electrones en su última capa al poseer orbitales "d" vacíos.

Existen tres tipos fundamentales de enlaces: iónico, covalente y metálico, y con ellos

se pueden formar cuatro tipos de sustancias: las iónicas, las moleculares, las covalentes y las metálicas.

Es importante comentar que

para que un determinado enlace se forme, tiene que haber necesariamente un desprendimiento de energía, es decir, el compuesto o molécula formada tiene que ser más estable que los átomos de los que se parte, pues de lo contrario no se formará el enlace.

Cuando dos átomos se encuentran infinitamente separados, no hay interacción entre ellos, sin embargo, a medida que se acercan empiezan a aparecer fuerzas de atracción entre el núcleo de uno y la nube electrónica de otro y viceversa con la consiguiente liberación de energía. A una distancia determinada (distancia de enlace), la energía liberada pasa por un mínimo (energía de enlace). Si la distancia de enlace se hace más pequeña, empiezan a aparecer fuerzas de repulsión entre los dos núcleos y las dos nubes electrónicas, tanto más grandes cuanto más cerca estén, para lo cual haría falta aportar energía, tal y como se muestra en la figura (los datos se refieren a la molécula de hidrógeno). Si los átomos nada más empezar a acercarse, generan fuerzas de repulsión, tal y como muestra la segunda figura, nunca formarán un enlace, porque no existe una distancia que estabilice el sistema. Es lo que ocurre al acercar dos átomos de He, por ejemplo.


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4.2.- Las sustancias iónicas. 4.2.1.- Características del enlace iónico. El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y no direccional entre

iones de signo opuesto producidos por transferencia de electrones entre átomos de elementos de elevada diferencia de electronegatividad.

Como hemos indicado anteriormente, siempre que se forma un enlace, (del tipo que sea), se produce una liberación de energía, es decir, que el nivel de energía de los átomos unidos es menor que el de los átomos por separado.

En el caso de los compuestos iónicos se tiene que formar una red cristalina para que se produzca esa liberación de energía como ahora veremos en un ejemplo. Vamos a analizar la formación de NaCl a partir de los átomos libres de Na y Cl en estado gaseoso:

Na (g) + Cl2 (g) Na+ (g) + Cl- (g) ( Na+Cl-)n (s)

El NaCl es un sólido en el que 6 iones Cl-- rodean a un ion Na+ y a su vez cada ion Cl-

es rodeado por 6 iones Na+ formando una red tridimensional en la que la relación es 1:1, es decir, un ion sodio por cada ion cloro.

Para explicar este fenómeno vamos a utilizar la representación electrónica o diagrama

de Lewis, según la cual, el símbolo de un átomo representa su núcleo y los electrones de las capas internas, y rodeando a éste se colocan puntos y/o aspas que representan los electrones de la capa de valencia. Los puntos se colocarán por pares si los e- están apareados y aislados si no lo están.

Na Z=11 1s2 2s2 2p6 3s1

Cl Z=17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

El enlace químico

95

el átomo de sodio tiene sólo un electrón en su última capa que "tenderá" a perder, quedándose cargado positivamente y, por el contrario, al cloro le falta un electrón para completar su capa, que lo captará del átomo de sodio, incorporándolo al orbital 3p, y así ambos tienen configuración electrónica de gas noble:

Na Na+ + 1e- ∆E = + 496 KJ/mol Cl + 1e- Cl- ∆E = - 348 KJ/mol Energía necesaria: ∆E = + 148 KJ/mol

Aunque muchas veces se indique que los metales tienden a perder electrones, este fenómeno es siempre energéticamente desfavorable al igual que la aceptación de electrones por parte de los no metales, (salvo en el caso de algunos halógenos).

Desde el punto de vista energético este proceso es desfavorable ya que hay que aportar

148 KJ/mol, (aporte de energía necesario para que los átomos se ionizaran en estado gaseoso). No obstante, la formación de la red cristalina libera gran cantidad de energía por la atracción electrostática que ahora sufren los iones.

Imaginemos los iones Cl- y Na+ infinitamente separados en estado gas y que se van

acercando para formar el enlace. En un principio se libera energía por la atracción de los iones, pero cuando éstos están muy cerca, empiezan a tener importancia las repulsiones entre los electrones y entre los núcleos de los iones, por lo tanto existe una distancia interiónica para la que la energía potencial electrostática pasa por un mínimo y, en consecuencia, se libera la máxima energía.

Para los iones de Cloro y Sodio esta distancia es de 2'38 A°, (determinada por

difracción de rayos X). Por lo tanto, la energía liberada al acercarse dos iones será:

( ) molKJJrqqKE /4,58010705,9

1038,210609,1109 19

10

219921 −=⋅−=

⋅⋅

⋅⋅−=⋅

−=∆ −−

−

Sin embargo la formación de la red cristalina libera una cantidad de energía mucho

mayor debido a que un ion Cl- es atraído por más de un ion Na+ y viceversa. En el caso de NaCl, la energía liberada al pasar de iones gaseosos a la red cristalina, (energía reticular), es de -790 KJ/mol (mayor que la calculada para dos iones aislados que era de – 580,4 KJ/mol). En definitiva, la energía necesaria para la ionización (que es de 148 KJ/mol), se ve compensada con la que se libera al formarse el cristal (-790 KJ/mol).


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Todos aquellos elementos cuya energía de ionización se vea compensada suficientemente por la energía reticular, tendrán tendencia a formar este tipo de enlace. Esto ocurre únicamente cuando se combinan elementos muy electronegativos, (anfígenos y halógenos), de alta afinidad electrónica con elementos poco electronegativos, (alcalinos, alcalinotérreos), de bajo potencial de ionización.

Ahora bien, no existe un enlace iónico puro (del 100 %), lo que quiere decir, que no hay una transferencia total de electrones del metal al no metal, habiendo siempre una parte de compartición de éstos entre los dos átomos enlazados.

La mayoría de las sales que provienen de oxoácidos son también de naturaleza iónica; el anión está formado por varios átomos y también forman redes cristalinas. Lo mismo le ocurre al catión amonio.

Los sólidos iónicos pueden cristalizar en varios tipos de redes. El que lo haga en un tipo u otro de red depende fundamentalmente del tamaño de los iones que la forman y de la carga que posean. Aquí tienes otras estructuras cristalinas diferentes de compuestos iónicos:

4.2.2.- El ciclo de Born - Haber. El cambio energético producido en la formación de un sólido iónico a partir de los

elementos que lo constituyen, puede calcularse a partir del llamado ciclo de Born – Haber (que es un caso particular de la ley de Hess). Vamos a seguir con el mismo ejemplo del apartado anterior, es decir, la formación del cloruro sódico (sólido) según la siguiente reacción:

Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s)

La reacción anterior tiene lugar en varios pasos: 1.- El sodio metálico sólido, en primer lugar tendrá que separar sus átomos entre sí.

Para ello habrá que aportar la energía de sublimación del Sodio: Na (s) + Esublimación Na (g) ; Esublimación = 109 KJ/mol

El enlace químico

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2.- Al sodio gas, habrá que arrancarle un electrón para transformarlo en un ion positivo. Para este proceso necesitaremos aportar la energía de ionización del Sodio:

Na (g) + Eionización Na + (g) + 1 e- ; Eionización = 496 KJ/mol 3.- El Cloro, no metal, en primer lugar tendrá que romper su molécula ya que es

diatómico. Para ello tendremos que aportar la mitad de su energía de disociación, ya que por cada molécula que se rompe obtenemos dos átomos de Cloro, por lo tanto sólo habrá que disociar medio mol de moléculas de Cloro para obtener 1 mol de átomos de Cloro.

½ Cl2 (g) + ½ Edisociación Cl (g) ; ½ Edisociación = 122 KJ/mol 4.- Posteriormente, tendremos que aportar un electrón a cada átomo de Cloro para

transformarlo en un ion negativo. Para ello tendremos que aportar la energía de la afinidad electrónica. Dicha energía suele ser positiva (es decir, hay que aportarla), pero en el caso de algunos halógenos puede llegar a ser negativa (energía desprendida):

Cl (g) + 1 e- Cl - (g) + Eafinidad ; Eafinidad = -348 KJ/mol

5.- Vemos que la energía desprendida no supera a la suministrada; nos faltan 379

KJ/mol. ¿Cómo puede formarse, entonces, el compuesto iónico?. La respuesta está en la energía reticular, que como ya hemos definido antes es la energía desprendida al pasar de los iones en estado gaseoso a la formación de 1 mol de sólido cristalino. En efecto, los iones en estado gaseoso se atraen con orden en la red y así, es evidente que la energía potencial eléctrica se hace menor.

Na + (g) + Cl - (g) NaCl (s) + Ereticular ; = - 790 KJ/mol La energía sobrante será la desprendida en la formación de 1 mol del compuesto

iónico:

ΔEf = Esublimación + Eionización + ½ Edisociación + Eafinidad + Ereticular = 109 + 496 +122-348 –790 =

ΔEf = - 411 KJ/mol

A continuación te mostramos un esquema de todo el proceso:


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Este sería el diagrama energético del proceso:

4.2.3.- Propiedades de las sustancias iónicas. No contienen átomos sino iones y puesto que las fuerzas electrostáticas son muy

fuertes, tendrán puntos de fusión y de ebullición muy altos. En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones tienen posiciones fijas y

carecen de movilidad, pero, al fundirse o disolverse en agua, se desmorona la red cristalina quedando los iones en libertad, por lo que estos compuestos fundidos o disueltos conducen la electricidad.

Son sólidos muy duros porque las fuerzas electrostáticas que unen los iones son

grandes, pero también son frágiles, ya que, al haber un ordenamiento tan perfecto en la red, pequeños desplazamientos de los iones hacen que las fuerzas que antes eran de atracción pasen a ser de repulsión, por lo que el sólido se rompe:

El enlace químico

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En general, los sólidos iónicos son solubles en disolventes polares y no en apolares, ya que, las moléculas del disolvente se colocan alrededor de los iones (orientando sus dipolos de forma adecuada), y éstos se separan de la red cristalina.

Hay que tener en cuenta que, no todas las sustancias que en disolución dan iones son sustancias iónicas; también lo hacen algunas sustancias covalentes polares como HCl o H2SO4.

Podemos estudiar la variación de algunas de las propiedades que acabamos de

comentar en base a las fuerzas electrostáticas y no direccionales que unen a los iones en la red cristalina. Dichas fuerzas vienen determinadas por la Ley de Coulomb:

→→ ⋅

⋅= ur

qqKF 221

por lo tanto, a medida que los iones estén más cargados, y sus radios sean más pequeños, las fuerzas electrostáticas que los unen serán más fuertes, por lo que, tendrán puntos de fusión y ebullición más altos, serán más duros, serán menos solubles, etc. Con los siguientes datos podrás apreciarlo con mayor facilidad:

Cristal Q1 Q2 r (Aº) Punto de fusión Dureza Solubilidad (gr/l)

NaI 1 1 3’11 660 2’8 158’70 NaF 1 1 2’31 988 3’2 4’22 CaF2 2 1 2’35 1360 4’0 0’15 Al2O3 3 2 1’90 2030 9’0 0’00

4.3.- Sustancias moleculares.

4.3.1.- Fundamentos del enlace covalente. El enlace iónico se da entre átomos de electronegatividad muy diferente, en cambio, el

enlace covalente se da entre elementos de alta electronegatividad muy parecida. En vez de una cesión de electrones, (como tiene lugar en el enlace iónico), se produce

una compartición de pares de e-, que se concentran entre los núcleos enlazándolos. El número de pares de electrones compartidos será el necesario para que los dos átomos adquieran configuración electrónica de gas noble. A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional y más fuerte; y su formación también comporta una liberación de energía. En la siguiente dirección puedes encontrar una simulación del enlace covalente en la molécula de Hidrógeno:

http://www.visionlearning.com/library/flash_viewer.php?oid=1348

http://www.visionlearning.com/library/flash_viewer.php?oid=1348


100

4.3.2.- Clasificación de los enlaces covalentes. i) atendiendo al número de electrones compartidos: a) enlace covalente simple: Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir,

se comparte un par de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Hidrógeno (H2):

Si los átomos están infinitamente separados, se considera que tienen energía cero, pero

a medida que se acercan existen fuerzas de atracción (entre el e- de un átomo y el p+ del otro), y fuerzas de repulsión, (entre las dos nubes electrónicas). Al principio las fuerzas de atracción son superiores a las de repulsión por lo que al acercarse se libera energía, pero llega un momento en el que las repulsiones empiezan a tener importancia y cuesta cada vez más acercarlos. Es decir, que la curva pasa por un mínimo y la distancia a la que se produce es la distancia de enlace que para la molécula de H2 es de 0'74 A°.

La molécula de Hidrógeno presenta una energía menor a la de los átomos separados (que es una condición indispensable para que exista enlace). En este caso los dos átomos de Hidrógeno adquieren configuración electrónica de gas noble.

Otro ejemplo de este tipo de enlace sería la molécula de cloro:

los dos átomos de cloro tienen 8 electrones a su alrededor y por lo tanto configuración electrónica de gas noble.

b) enlace covalente doble: Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir,

se comparten dos pares de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Oxígeno (O2):

c) enlace covalente triple: Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir,

se comparten tres pares de electrones entre dos átomos, por ejemplo, la molécula de Nitrógeno (N2 ):

Es conveniente señalar que a medida que se compartan más pares de electrones, la

distancia entre los átomos unidos será menor y el enlace será más fuerte (hará falta más energía para romperlo). Esto se puede comprobar con los datos de la siguiente tabla:

Molécula Energía (Kcal/mol) distancia (Aº)

F2 (F - F) 36 1’42 O2 (O = O) 118 1’21 N2 (N ≡ N) 225 1’10

El enlace químico

101

ii) atendiendo a cómo están compartidos los electrones: a) enlace covalente puro o apolar: Los dos átomos que

comparten electrones son del mismo elemento o bien de elementos de la misma electronegatividad para que los electrones enlazantes se compartan por igual. Todos los ejemplos vistos hasta ahora son de este tipo.

b) enlace covalente polar: En un enlace covalente entre dos átomos iguales, los

electrones del enlace se hallan igualmente compartidos, y el caso del enlace iónico constituye el otro extremo en el que los e- se transfieren totalmente.

Cuando dos átomos no son iguales, surgen situaciones intermedias en las que los dos e- se encuentran compartidos entre los dos átomos pero no por igual. Por ejemplo, en la molécula de HCl el átomo de cloro es más electronegativo, lo que indica que tiene mayor tendencia a atraer la nube electrónica hacia sí que el hidrógeno, con lo que la molécula es eléctricamente asimétrica con más carga negativa concentrada en el átomo de Cl y una cierta carga positiva en el átomo de H; se crea un momento dipolar.

Algunos ejemplos de este tipo de enlaces son: - el cloruro de hidrógeno:

al ser el átomo de cloro más electronegativo, atraerá más hacia él los electrones del enlace y se quedará cargado con una fracción de carga negativa.

- el agua:

la diferencia de electronegatividad entre el O y el H explica su elevada polaridad y ésto hace que pueda utilizar como disolvente.

- el amoniaco:

la molécula de amoniaco posee tres enlaces simples polares.


102

c) enlace covalente coordinado o dativo: Es un enlace covalente en el que el par de e- que se comparte es aportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman complejos. Algunos compuestos con este tipo de enlace son:

- el ion amonio; por ejemplo en el cloruro amónico (NH4Cl):

es un compuesto iónico, forma redes tridimensionales, (NH4+ Cl-), donde el catión no es un

átomo sino una especie poliatómica en la que sus átomos están unidos por enlaces covalentes, uno de ellos coordinado o dativo:

uno de los H ha perdido un e- y forma con el par de electrones que tiene el N un enlace covalente coordinado.

- el ozono: En el enlace simple, es el átomo central el que aporta los dos electrones

del enlace:

aparecen dos estructuras para el Ozono que se denominan resonantes.

El fenómeno de resonancia surge ante la

imposibilidad de poder representar el estado electrónico de una molécula o ion mediante una sola estructura. En estos casos, ninguna de las dos (o más) estructuras resonantes tienen existencia real, sino una hibridación de todas ellas. Por ejemplo, en el caso del ozono, los dos enlaces que forma el átomo central con los de los extremos, son exactamente iguales a pesar de que, en la estructura de Lewis, uno de ellos sea un enlace covalente doble y el otro un enlace covalente coordinado. Este fenómeno de la resonancia es bastante frecuente.

El enlace químico

103

4.3.3.- Estructuras electrónicas o diagramas de Lewis.

No debe confundirse un enlace polar con una molécula polar. Así, por ejemplo, el enlace C-H es covalente polar, pero la molécula de metano (CH4) es apolar ya que dicha molécula tiene una estructura tetraédrica que anula todos sus momentos dipolares.

Para conocer si una molécula es polar o no hay que conocer su estructura espacial. El H2O es la molécula polar más característica. El ángulo que forman los dos enlaces

O-H es de 104'5º debido a la repulsión que ejercen sobre los electrones de los enlaces, dos pares de electrones que posee el oxígeno:

En definitiva, una molécula con enlaces covalentes apolares, será necesariamente apolar, pero una molécula con enlaces covalentes polares, será apolar si tiene simetría y polar si carece de ella, es decir:

Para ver la estructura espacial de las moléculas y conocer, en definitiva su polaridad, es muy cómodo utilizar las estructuras de Lewis. Aunque ya las hemos utilizado, vamos a profundizar un poco más en ellas.


104

Para hallar la estructura de Lewis hay que tener en cuenta que: - El Hidrógeno nunca puede tener más de dos e- a su alrededor. - Los átomos del 2º periodo tienden a cumplir la regla del octeto. No pueden estar

rodeados de más de ocho e-. - Los demás átomos siguen en general la regla del octeto, pero tienen orbitales “d”

vacíos y por lo tanto pueden alojar más de ocho e- a su alrededor.

Las estructuras de Lewis sirven tanto para representar átomos como iones o moléculas. Para ello hay que seguir los siguientes pasos:

a) Se representan las estructuras de Lewis de los elementos de la sustancia a estudiar.

Se suman todos los electrones de valencia y se halla el número de enlaces que habrá en la molécula con la siguiente fórmula:

por ejemplo, para el CO2:

( )

42

42683º =

+⋅−⋅=enlacesden

b) Se forma el esqueleto de la molécula, formada por los símbolos de los elementos, poniendo como átomo central el que menos electrones de valencia tenga (exceptuando al hidrógeno) y si hay varios se elige el de mayor volumen (es decir, el de mayor Z).

siguiendo con el mismo ejemplo:

c) Se disponen los enlaces calculados en el apartado a) de todas las formas posibles, con lo que se obtendrán hasta las estructuras resonantes si las hubiera. Después se completan los octetos de los átomos con pares de electrones no enlazantes:

en el caso del dióxido de carbono hay tres posibilidades de colocar 4 enlaces entre los tres átomos:

El enlace químico

105

d) Se buscan las cargas formales de cada uno de los átomos en las estructuras obtenidas (analizando los electrones que hay alrededor de cada uno de los átomos); y la más estable será la que menos carga formal obtenga.

datos experimentales indican que el dióxido de carbono es una estructura resonante de las tres que hay representadas, teniendo mayor peso específico la del centro.

Veamos otro ejemplo representando la estructura de Lewis del ion nitrato (NO3

-):

a) ( )4

2153684

º =++⋅−⋅

=enlacesden

b) esqueleto:

c) y d) (entre paréntesis figuran las cargas globales):

datos experimentales demuestran que el ion nitrato es resonante siendo las tres estructuras equivalentes.

Como hemos indicado anteriormente, hay elementos que no cumplen la regla del

octeto. Las causas pueden ser: 1.- Tener pocos electrones de valencia, no llegando a completar el octeto. Así le

ocurre al hidrógeno, alcalinos, alcalinotérreos, térreos y carbonoideos con valencia +2.

2.- Tener muchos electrones de valencia, pudiendo ampliar el octeto al poseer orbitales atómicos vacíos en la capa de valencia.

generalmente es el átomo central de la molécula el que deja de cumplir la regla del octeto. Vamos a verlo con algunos ejemplos:


106

1a) Monóxido de carbono (CO): el carbono actúa con índice de oxidación +2.

1b) Monóxido de nitrógeno (NO): Hay un número impar de electrones en la molécula, y el problema se resuelve con la resonancia, dejando el electrón impar en cada uno de los átomos de la molécula:

1c) Tricloruro de aluminio (AlCl3): En los casos en los que no se cumple la regla del octeto, la ecuación:

( )4

233784

º =+⋅−⋅

=enlacesden

no se puede utilizar, ya que ella implica que cada uno de los átomos se rodea de ocho electrones. Luego, no podemos hacer uso de que en el tricloruro de aluminio hayan 4 enlaces, de hecho, se estructura de Lewis es:

2a) Pentacloruro de fósforo (PCl5):

( )4

255786

º =+⋅−⋅

=enlacesden

como vemos, esta ecuación no se puede utilizar ya que en el compuesto al menos se necesitan 5 enlaces. Su estructura de Lewis se obtiene ampliando el octeto del fósforo, ya que, al pertenecer al 3er período tiene orbitales atómicos vacíos ("3d") donde se pueden albergar electrones:

no hay cargas formales ni resonancia.

El enlace químico

107

2b) Dióxido de azufre (SO2):

( )3

262683

º =+⋅−⋅

=enlacesden

si nos fiamos del resultado de esa ecuación, 3 enlaces, la estructura de Lewis sería:

serían dos estructuras resonantes con cargas formales, pero al poderse ampliar el octeto en el átomo de azufre, ya que pertenece al 3er periodo:

y datos experimentales demuestran la existencia de dobles enlaces. Siempre que sea posible eliminar cargas formales ampliando el octeto, se debe hacer.

2c) Ácido sulfúrico (H2SO4): Su estructura de Lewis sería:

( )6

2126462285

º =⋅++⋅−⋅+⋅

=enlacesden

para unir todos los átomos, pero, como el azufre pertenece al tercer período puede ampliar el octeto, y sabiendo que al tratarse de un ácido, los hidrógenos deben estar unidos directamente al oxígeno, se puede ver fácilmente que la estructura de Lewis del ácido sulfúrico será:


108

4.3.4.- Estructuras espaciales de moléculas. Una vez realizada la estructura de Lewis de una molécula o ion en el plano, se puede

representar su estructura geométrica en el espacio con sólo considerar los pares de electrones enlazantes y no enlazantes que tiene el átomo central de la molécula, teniendo en cuenta que éstos tenderán a separarse el máximo unos de otros, en base a las repulsiones electrostáticas que deben existir. Hay que tener en cuenta que el ángulo de separación entre ellos, también depende del núcleo del átomo al que esté enlazado el átomo central. La tabla de la página 84 nos indica las formas geométricas más corrientes:

Si la molécula posee dobles o triples enlaces, en cuanto a su estructura geométrica, se

trata como si fuese un enlace simple. Como se ha comentado con anterioridad, una molécula covalente será polar, en el caso

de que, teniendo enlaces covalentes polares, no posee una simetría, por lo que no se anularan los momentos dipolares de cada uno de sus enlaces y la molécula global tendrá un momento dipolar permanente. Por el contrario, si la molécula posee simetría, se anularán sus momentos dipolares y será apolar. Por ejemplo:

a) Hidruro de berilio (BeH2):

a pesar de que los enlaces son polares, al ser una molécula lineal y simétrica, será apolar ya que se anulan sus momentos dipolares.

Lo mismo le ocurre al metano (CH4) o al tricloruro de aluminio (AlCl3) cuyas estructuras de Lewis ya hemos visto y tienen una estructura espacial tetraédrica y trigonal respectivamente, siendo las dos simétricas y por lo tanto apolares. El elemento más electronegativo es el que se carga negativamente en el dipolo.

El enlace químico

109

b) Amoniaco (NH3): Tiene una estructura espacial de pirámide trigonal que no es simétrica debido al par de electrones antienlazantes que tiene el nitrógeno, y por lo tanto será polar:

y el agua que también es una molécula polar; tiene una estructura tetraédrica angular que tampoco es simétrica debido a los dos pares de electrones que tiene libres el oxígeno:

A continuación te presentamos una tabla con las estructuras geométricas de moléculas

más sencillas y un ejemplo de cada una de ellas. Para deducirlas debes tener en cuenta los siguientes aspectos:

- El número total de pares de electrones que hay alrededor del átomo central te

ayudará a determinar la forma espacial de la molécula. - Fíjate bien en los pares que son enlazantes y no enlazantes ya que es lo que te

permitirá deducir si la molécula es polar o apolar.

- Por otro lado, también hay que tener en cuenta si los átomos a los que se une el átomo central son iguales o no, ya que la diferencia de electronegatividad entre ellos también influirá en la simetría o no de la molécula.

- Recuerda que si existen dobles o triples enlaces, a la hora de establecer la estructura

espacial de la molécula contarán como si fuese un solo enlace, sólo que al haber más electrones en una zona concreta, los ángulos con respecto a los enlaces adyacentes serán mayores.


110

Pares de electrones del átomo central

Pares enlazantes

Pares no enlazantes Forma geométrica Ejemplo

2 2 0

lineal lineal BeH2

3

3

0

Triangular plana BCl3

2 1

Triangular plana Angular trigonal SnCl2

4

4 0

Tetraédrica CH4

3 1

Pirámide trigonal NH3

2 2

Tetraédrica Angular tetraédrica H2O

5

5 0

Bipirámide trigonal PCl5

4 1

Tetraedro irregular TeCl4

3 2

Bipirámide trigonal Forma de T ClF3

6

6 0

Octoédrica SF6

5 1

Pirámide de base cuadrada IF5

4 2

Octoédrica Cuadrangular plana XeF4

El enlace químico

111

4.3.5.- Teoría del enlace de valencia (TEV). La mecánica cuántica proporciona una explicación más completa del enlace covalente

de lo que lo hace la teoría de Lewis de la compartición de electrones, justificando el papel del par de electrones en la constitución de los enlaces y, al mismo tiempo, describiendo la geometría de las moléculas formadas.

Consideremos la formación de una molécula de hidrógeno (H2). Cuando los dos

átomos de Hidrógeno se aproximan, sus núcleos atraen cada vez más a las nubes electrónicas del otro átomo. Llega un momento en que las nubes se solapan parcialmente, con lo que la densidad electrónica entre los núcleos se ve incrementada. Es esta densidad electrónica elevada la que mantiene unidos, por atracción electrostática, los dos núcleos, quedando así constituida la molécula.

La formación del enlace H – H, puede expresarse, por tanto, diciendo que se solapan los orbitales 1s de los dos átomos. El solapamiento supone que ambos orbitales comparten una región común del espacio entre los dos núcleos, donde podríamos decir que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.

Desde el punto de vista energético, cuando los átomos están muy separados, no hay interacción (E=0). Al aproximarse, comienza el solapamiento de los orbitales 1s y la fuerza de atracción entre los átomos se incrementa, con lo que la energía potencial del sistema disminuye y llega a alcanzar un mínimo. En este momento, el solapamiento es el óptimo y la distancia entre los núcleos es precisamente la longitud del enlace H – H de la molécula H2. Si a partir de este momento, seguimos acercando los átomos, la energía potencial aumenta debido a la repulsión ejercida por los dos núcleos de los dos átomos.

Una idea que conviene subrayar es que, para que el proceso sea favorable, los orbitales atómicos que se solapan espacialmente deben poseer electrones desapareados con espines opuestos (para no incumplir el principio de exclusión de Pauli). Esto también explicaría la razón por la que los gases nobles no se unen ni siquiera consigo mismos, ya que no tienen electrones desapareados.


112

Así pues, la covalencia de un elemento o, el número de enlaces covalentes que podrá formar es igual al número de electrones que posee desapareados. Por ejemplo el flúor tiene una covalencia de 1, el oxígeno de 2.

Algunos elementos tienen más de una covalencia ya que al tener orbitales vacíos pueden desaparear electrones, por ejemplo, el cloro tiene una covalencia de 1, 3, 5 ó 7 porque posee los orbitales “3d” vacíos.

En la teoría de los enlaces de valencia (TEV), los orbitales moleculares se forman por

solapamiento de los orbitales atómicos. Para un mejor solapamiento de los orbitales atómicos de partida, estos deben tener tamaño y energías parecidas, así como estructuras espaciales adecuadas. La simetría de los orbitales moleculares formados, depende de los orbitales atómicos que participan en el enlace y de la forma en que se solapan. No vamos a profundizar mucho en el tema, pero comentaremos que existen dos posibilidades:

a) Orbitales moleculares sigma (σ): Los orbitales atómicos se solapan frontalmente y se produce un único solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Tiene un eje de simetría con respecto a la línea que une los dos núcleos. Una rotación con respecto a dicho eje no produce ningún cambio. La máxima probabilidad de encontrar a los electrones en este tipo de orbitales, se concentra entre los dos núcleos fundamentalmente. A continuación te presentamos algunos ejemplos:

El enlace químico

113

b) Orbitales moleculares pi (π): Los orbitales atómicos se solapan lateralmente y se produce dos o más solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Existe un plano nodal de simetría que incluye a los núcleos y la máxima probabilidad de encontrar a los electrones en el orbital molecular formado no se concentra entre los núcleos:

Un orbital molecular es tanto más estable cuanto mayor es el grado de solapamiento entre los orbitales atómicos que lo forman. Los orbitales moleculares σ son más estables que los Π porque el grado de solapamiento de los orbitales “s” es mayor que el de los “p”.

4.3.6.- La teoría de los orbitales moleculares (TOM). Dentro del marco de la Mecánica cuántica, existe otra teoría que también trata de explicar el enlace covalente. Esta es la teoría de los orbitales moleculares (TOM). La TOM es una teoría más completa, pero también más difícil de manejar y entender. Estudia la molécula como un conjunto de núcleos y electrones para los cuales hay que resolver la ecuación de Schördinger. De esta manera, se obtienen los orbitales del ámbito de toda la molécula que nos indican, al igual que los orbitales atómicos, la zona del espacio que encierra entre un 90 y un 99% de la probabilidad de encontrar a los electrones de la molécula. Los orbitales moleculares se forman por combinación de orbitales atómicos. Si esta combinación da lugar a un orbital molecular de menor energía que los dos orbitales atómicos de partida se llama enlazante, y si es de mayor energía antienlazante. En general, los e- sólo se disponen en orbitales moleculares antienlazantes cuando la molécula se encuentra en estado excitado, al haber absorbido energía. 4.3.7.- Hibridación de orbitales. En algunas moléculas se presenta el problema de explicar cómo a partir de orbitales atómicos diferentes se pueden formar enlaces idénticos. Hay que suponer que durante la reacción se produce un proceso de hibridación o recombinación de orbitales atómicos puros, resultando unos nuevos orbitales atómicos híbridos. Dichos orbitales se caracterizan por: 1) Se produce el mismo número de orbitales híbridos que orbitales atómicos de

partida. 2) Son todos iguales, energéticamente y formalmente. Sólo se diferencian en su

orientación espacial. 3) Para que pueda existir hibridación, la energía de los orbitales atómicos de partida

debe ser muy similar. 4) Los ángulos entre ellos son iguales.


114

Vamos a ver algunos ejemplos: a) Hidruro de berilio (BeH2); hibridación sp: El Berilio tiene de número atómico Z = 4 y su estructura electrónica es:

con lo que al no tener electrones desapareados, no podría formar enlaces covalentes. Sin embargo, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración:

ya que al tener los orbitales atómicos 2s y 2p energías muy parecidas, resulta fácil que un electrón de los situados en el orbital 2s pase a ocupar un orbital 2p vacío evitando así la repulsión que podría existir al haber dos electrones en el mismo orbital 2s. De esta manera, al tener dos electrones desapareados podría formar dos enlaces covalentes. Al unirse con el hidrógeno, se puede pensar que el estar los dos electrones en orbitales atómicos distintos (en energía, forma, tamaño y orientación), los enlaces sean distintos, pero experimentalmente se comprueba que los dos enlaces son idénticos. Esto se explica diciendo que ha habido una homogeneización de un orbital s y otro p (hibridación sp). Se forman dos orbitales híbridos sp:

La molécula de hidruro de berilio es lineal.

b) Borano (BH3); hibridación sp2 : El Boro tiene de número atómico Z = 5 y su estructura electrónica es:

El enlace químico

115

al tener un electrón desapareado, sólo podría formar un enlace. Sin embargo, por la misma razón que en el caso anterior, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración:

Así, al tener tres electrones desapareados puede formar tres enlaces covalentes. Pero, al igual que antes los tres enlaces son iguales a pesar de que los orbitales atómicos en los que están los electrones a compartir son distintos. En este caso se produce una homogeneización de un orbital s y dos p (hibridación sp2). Se producen tres orbitales híbridos sp2:

La molécula de trihidruro de boro o borano es trigonal, cada enlace está separado del otro formando un ángulo de 120 º:

c) Metano (CH4); hibridación sp3 :

El Carbono tiene de número atómico Z = 6 y su estructura electrónica es:

tiene dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces. Así es su configuración cuando actúa con valencia 2. Pero la mayoría de los compuestos del carbono tienen lugar cuando éste actúa con valencia 4, adquiriendo la siguiente configuración:


116

Así, al tener cuatro electrones desapareados puede formar cuatro enlaces covalentes. Experimentalmente, también se ha comprobado que los cuatro enlaces son iguales, produciéndose una homogeneización de un orbital s y tres p (hibridación sp3). Se producen cuatro orbitales híbridos sp3:

La molécula de tretrahidruro de carbono o metano es tretragonal.

d) Hexafluoruro de azufre (SF6); hibridación sp3d2 : El Azufre tiene de número atómico Z = 16 y su estructura electrónica es:

tiene dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces. Así es su configuración cuando actúa con valencia 2. Pero, al tener los orbitales 3d una energía similar a la de los 3s y 3p, con un poco más de energía, desaparea todos sus electrones adquiriendo la configuración:

Los seis enlaces que puede formar son iguales, produciéndose una homogeneización de un orbital s, tres p y dos d, es decir, se forman seis orbitales híbridos sp3d2:

El enlace químico

117

La molécula de hexafluoruro de azufre tiene una estructura espacial octoédrica.

4.3.8.- Enlaces intermoleculares. Entre las moléculas con enlaces covalentes se establecen fuerzas de atracción eléctrica,

cuya intensidad depende de la naturaleza de las mismas. Vamos a diferenciar entre atracciones de tres tipos: a) Fuerzas de atracción entre dipolos. b) Enlaces por puente de hidrógeno.

a) Fuerzas de atracción entre dipolos: Fueron postuladas por Van der Waals en 1873, y a pesar de que son mil veces menores que un enlace covalente, sin ellas no se podría explicar la licuación de determinados gases formados por moléculas no polares. Son fuerzas débiles de atracción entre dipolos que pueden ser inducidos (Fuerzas de London) o permanentes (Fuerzas de Van der Waals).

a1) Fuerzas de London: se producen entre sustancias no polares como el N2, O2, etc. e incluso entre átomos: He, Ne, etc. Si bajamos mucho la temperatura, los electrones de dichas sustancias pierden energía cinética, y entonces, es posible, que en un instante determinado exista más densidad de carga electrónica en un extremo de la molécula que en otro, creándose un dipolo inducido. Si ésto ocurre en moléculas (o átomos) contiguos, puede hacer que se atraigan formando uniones entre ellas, pudiéndose llegar a la licuación de dichos gases. A medida que el átomo o la molécula sea más grande, este dipolo inducido será más fácil de crear.

a2) Fuerzas de Van der Waals: si las moléculas ya son polares, los dipolos se orientan

para atraerse con el polo de signo contrario de la molécula vecina, existiendo fuerzas de atracción entre ellas. Aunque estas fuerzas siguen siendo débiles, son mayores que las de London, en las que el dipolo tiene que ser inducido.


118

b) enlaces por puente de hidrógeno: Para que se produzca un enlace de este tipo, deben cumplirse dos condiciones:

1.- El hidrógeno se une a un elemento muy electronegativo (F, Cl, O o N), con lo que, al ser la diferencia de electronegatividad elevada, se forma un enlace covalente muy polar, donde el hidrógeno es el que se carga positivamente.

2.- El elemento al que se une el hidrógeno debe tener pares de electrones que no formen parte del enlace covalente polar con el hidrógeno.

3.- La molécula debe ser polar, es decir, debe carecer de simetría que anule los dipolos creados.

Entonces se produce una doble atracción de tipo electrostático entre:

1.- dipolos de moléculas contiguas, es decir, el polo positivo de una molécula

con el negativo de otra. 2.- el polo positivo del dipolo de una molécula con los pares de electrones no

enlazantes del elemento al que se une el hidrógeno, de otra molécula.

Este es el llamado enlace por puente de hidrógeno que es mucho más fuerte que las

fuerzas de Van der Waals. Hay que señalar también que los enlaces por puente de hidrógeno se pueden dar entre moléculas diferentes (intermoleculares) o dentro de una misma molécula si su geometría es la adecuada (intramoleculares). Es importante que se entienda que tanto las fuerzas de Van der Waals como los enlaces por puente de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes, y de hecho, cuando calentamos una sustancia covalente, se rompen de forma relativamente fácil los enlaces intermoleculares pero nunca los enlaces covalentes que unen a los distintos átomos de la molécula. Por ejemplo, cuando hervimos agua, no obtenemos hidrógeno y oxígeno sino vapor de agua, es decir, se han roto los enlaces por puente de hidrógeno pero no los enlaces covalentes que unen a los átomos de hidrógeno con el de oxígeno.

El enlace químico

119

4.3.9.- Propiedades de las sustancias moleculares. A temperaturas bajas, todos estos compuestos se encuentran en estado sólido formando redes cristalinas muy débiles. La formación de estas redes se explica por las débiles fuerzas de Van der Waals que se originan por atracción electrostática entre dipolos, ya sean permanentes o inducidos. Los de las moléculas apolares son sólidos blandos (como por ejemplo los de yodo), mientras que los de las sustancias polares son algo más duros ya que las fuerzas que unen las moléculas son algo más grandes, por ejemplo en el hielo. En general tienen puntos de fusión y ebullición muy bajos, y van aumentando en función de la mayor polaridad de las moléculas o del mayor peso molecular, ya que, de esta manera, al ser más fácil crear el dipolo, las uniones serán más fuertes, por ejemplo:

Sustancia Punto de ebullición (ºC)

Peso molecular (umas)

Momento bipolar (D)

H2O 100 18 1’85 CH4 - 164 16 0

CH3 - CH3 - 89 30 0 CH3 - CH2 - CH3 - 42 44 0’084 CH3 - CH2 - OH 78’5 46 1,69 Las sustancias apolares no son conductoras de la corriente eléctrica ya que no poseen partículas cargadas que puedan quedar libres; sin embargo, las polares, al tener dipolos permanentes, pueden conducir, aunque poco, la electricidad. Dichas sustancias suelen presentarse a temperatura ambiente y presión atmosférica como gases, aunque a medida que las fuerzas intermoleculares aumentan, pueden llegar a ser líquidos e incluso sólidos. Cabe resaltar, también, que los líquidos covalentes polares, como el agua, tienden a ser muy buenos disolventes de las sustancias iónicas, pero la tendencia de las sustancias moleculares es a disolverse en disolventes apolares. 4.4.- Las sustancias covalentes (macromoléculas). 4.4.1.- Enlaces de las sustancias covalentes. Las sustancias covalentes son gigantescas agrupaciones de átomos unidos por enlaces covalentes formando sólidos con redes tridimensionales. Dichos átomos deben tener una electronegatividad elevada, junto con la capacidad de tener tres o cuatro electrones enlazantes para formar fuertes enlaces covalentes. Se puede considerar a todo el sólido como una gran molécula. Ejemplos de estas sustancias son el carbono diamante, el cuarzo (dióxido de silicio), el carburo de Silicio, etc.


120

4.4.2.- Propiedades de las sustancias covalentes. Como los átomos están unidos por fuertes enlaces covalentes muy estables, no es de extrañar que, estos sólidos sean extremadamente duros, tengan puntos de fusión muy altos y sean virtualmente insolubles; sólo se disuelvan en compuestos que reaccionen químicamente con ellos. Tienen escasa conductividad eléctrica debido a la gran localización de los electrones en las regiones donde se encuentran los enlaces covalentes que hacen que sean incapaces de moverse libremente por la acción de un campo eléctrico externo.

4.4.3.- Estructuras de algunas sustancias covalentes.

a) Cuarzo: El cuarzo es una estructura particular de cristalizar el dióxido de silicio. Cada átomo de Si se encuentra enlazado con 4 de O y a su vez cada O está unido a dos Si mediante enlaces covalentes polares, formando una red de gran número de átomos, (SiO2).

b) Carbono diamante y carbono grafito: En el carbono diamante, los átomos de carbono se unen para formar un retículo cristalino de dimensiones infinitas, en la que cada uno de ellos se une a otros cuatro mediante enlaces covalentes puros formando estructuras tetraédricas. Esto explica su elevada dureza, su baja reactividad, su nula conductividad eléctrica y su casi infusibilidad.

El enlace químico

121

Por otra parte, el carbono grafito, es otra estructura cristalina del carbono. Mientras que el carbono diamante es una red tridimensional, el grafito es un sólido con redes en forma de capa. Contiene agrupaciones de átomos de carbono unidos por enlaces covalentes puros, de dimensiones infinitas, pero en dos direcciones. De los cuatro electrones que tiene cada uno de los átomos de carbono, tres se utilizan para unirlo con un enlace covalente puro a otros tres en un mismo plano formando estructuras hexagonales de seis átomos, y el cuarto electrón está deslocalizado entre los planos tratando de unirlos. En virtud de esta estructura, el carbono grafito es conductor de la electricidad y del calor, carece de la dureza del diamante y se exfolia fácilmente, es decir, se puede laminar.


122

4.5.- Las sustancias metálicas. 4.5.1.- El enlace metálico. La gran mayoría de los elementos conocidos son metálicos. Todos ellos son conductores del calor y de la electricidad. Se caracterizan por: a) Tener pocos electrones en su última capa. b) Bajo potencial de ionización. Los compuestos formados entre los metales se llaman aleaciones y no obedecen, generalmente a las reglas de la estequiometría; así, el cobre disuelve al cinc en cantidades que pueden variar desde la traza hasta el 38'4%. Cualquier aleación de estos dos elementos entre esos dos porcentajes recibe el nombre de latón, y como no posee una composición definida se le clasifica como una simple disolución, aunque sus iones estén unidos por fuertes enlaces metálicos. Todavía hoy no se conoce un modelo que explique de forma convincente como se unen los átomos de los metales. Estudios de rayos X confirman que en la red cristalina existen iones. Sin embargo debe descartarse el modelo de enlace iónico porque ello supondría la transferencia de electrones lo cual no es lógico en átomos iguales. Por otra parte el enlace covalente también queda descartado ya que en este caso los e- estarían localizados y los metales no conducirían la electricidad lo que no es cierto. Para explicar los hechos existen dos teorías: el modelo del gas de electrones y la teoría de bandas que a continuación pasamos a detallar. 4.5.2.- El modelo del gas de electrones. Es el modelo más sencillo basado en la intuición más que en conocimientos científicos rigurosos y está sustentado en las siguientes hipótesis:

- Los átomos metálicos pierden sus electrones de la capa de valencia quedándose cargados positivamente.

- Los cationes forman una red tridimensional ordenada y compacta cuya estructura depende en gran medida del tamaño de los cationes del metal.

- Los electrones de valencia liberados ya no pertenecen a cada ión sino a toda la red cristalina, rodeando a los cationes como si fuesen un gas de electrones, neutralizando la carga positiva.

- El gas de electrones se mueve libremente dentro de la red cristalina de cationes y no puede escapar de ella debido a la atracción electrostática con los cationes.

es decir, el modelo sugiere que los electrones de valencia están totalmente libres y deslocalizados, formando una nube electrónica que interacciona simultáneamente con muchos cationes. Esto explicaría la presencia de iones y la conductividad eléctrica de los metales. Por lo tanto, al hablar de un metal como el Fe, habría que hablar de una gran macromolécula Fen.

El enlace químico

123

4.5.3.- La teoría de bandas. La teoría de bandas está basada en la mecánica cuántica y procede de la teoría de los orbitales moleculares (TOM). En esta teoría, se considera el enlace metálico como un caso extremo del enlace covalente, en el que los electrones de valencia son compartidos de forma conjunta y simultánea por todos los cationes. Desaparecen los orbitales atómicos y se forman orbitales moleculares con energías muy parecidas, tan próximas entre ellas que todos en conjunto ocupan lo que se franja de denomina una “banda de energía”. Aunque los electrones van llenando los orbitales moleculares en orden creciente de energía, estas son tan próximas que pueden ocupar cualquier posición dentro de la banda. La banda ocupada por los orbitales moleculares con los electrones de valencia se llama banda de valencia, mientras que la banda formada por los orbitales moleculares vacíos se llama banda de conducción. A veces, ambas bandas se solapan energéticamente hablando. Este modelo explica bastante bien el comportamiento eléctrico no solo de las sustancias conductoras sino también de las semiconductoras y las aislantes. En los metales, sustancias conductoras, la banda de valencia se solapa energéticamente con la banda de conducción que está vacía, disponiendo de orbitales moleculares vacíos que pueden ocupar con un mínimo aporte de energía, es decir, que los electrones están casi libres pudiendo conducir la corriente eléctrica. En los semiconductores y en los aislantes, la banda de valencia no se solapa con la de conducción. Hay una zona intermedia llamada banda prohibida. En los semiconductores, como el Silicio o el Germanio, la anchura de la banda prohibida no es muy grande y los electrones con suficiente energía cinética pueden pasar a la banda de conducción, por esa razón, los semiconductores conducen la electricidad mejor en caliente. Sin embargo, en los aislantes, la banda prohibida es tan ancha que ningún electrón puede saltarla. La banda de conducción está siempre vacía.

4.5.4.- Propiedades de las sustancias metálicas. Las propiedades de las sustancias metálicas difieren mucho de unas a otras, pero vamos a hablar en general de todas ellas: a) Densidad: El empaquetamiento compacto de los iones en la red cristalina metálica hace que las densidades de los metales sean altas en general, aunque hay mucha diversidad y excepciones, por ejemplo, los metales alcalinos y el plomo son muy blandos, mientras que el osmio y el platino son muy duros. Todos son sólidos excepto el Mercurio, el Cesio y el Francio que son líquidos.


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b) Puntos de fusión y ebullición: En general el enlace metálico mantiene los iones fuertemente unidos dado que la mayoría poseen puntos de fusión y de ebullición muy altos, aunque hay grandes variaciones, desde el cesio, (29ºC), hasta el platino que es casi infusible. Los puntos de fusión y ebullición dependen en gran medida de dos factores:

i) del tamaño: A medida que el tamaño del ion es mayor, el punto de ebullición disminuye.

ii) del número de electrones cedidos por cada átomo: A medida que el número de

electrones cedidos por cada átomo sea mayor, el punto de fusión será más alto. Aquí te damos unos datos para que lo compruebes tú mismo:

c) Conductividad eléctrica y térmica: Son buenos conductores eléctricos, ya que los electrones de la nube electrónica se pueden mover con total libertad. Por la misma razón, si los metales se calientan, los electrones adquieren mayor energía cinética que se va trasladando por todo el metal. d) Propiedades mecánicas: Son dúctiles (se pueden hacer hilos por estiramiento) y maleables (se pueden laminar) debido a la naturaleza de las fuerzas que mantienen unido al sólido, es decir, que siempre que la separación entre los cationes no sea muy grande, la nube electrónica los mantendrá unidos).

e) Brillo: Debido a la movilidad de electrones, son capaces de absorber y después remitir prácticamente todas las longitudes de onda de la luz visible, por eso en general tienen un color negruzco y opaco; el cobre y el oro no remiten una parte de la radiación azul que reciben y por eso tienen un color amarillento.

Número de electrones enlazantes 1 2 3 elemento: Punto de fusión (ºC)

K : 54 Rb : 39 Cs : 29

Ca : 851 Sr : 771 Ba : 717

Sc : 1397 Y : 1277 La : 887

El enlace químico

125

4.6.- Cuadro resumen de las propiedades de las sustancias.

Propiedad Sustancias iónicas

Sustancias moleculares

Sustancias macromoleculares

Sustancias metálicas

Dureza Duras pero frágiles Blandas Muy duras Duras y blandas (gran variedad)

Estado a temperatura ambiente

Sólidas Gases, líquidas y sólidas Sólidas Sólidas menos el Hg

(líquido)

Puntos de fusión Altos Variados sin llegar a ser altos Muy altos Variados pero altos

Puntos de ebullición

Líquidos en gran rango de

temperaturas

Líquidos en pequeños rangos de temperatura

Muy altos Muy altos

Solubilidad en agua Solubles en general Insolubles en

general Insolubles Insolubles en general

Solubilidad en disolventes apolares

Insolubles Solubles en general Insolubles Insolubles

Conductividad eléctrica

Si disueltos o fundidos; no en estado sólido

No No Si

Ejemplos NaCL HgO

MgCO3

F2 CO2 CH4

Diamante (Cn) Cuarzo (SiO2)

Carburo de Silicio

Aln Fen Crn

4.7.- Problemas y cuestiones. 191.- Interpretar de forma cualitativa la siguiente tabla:

Compuesto NaF NaCl NaBr NaI Temperatura de fusión (ºC) 1000 800 750 670

y predecir cuál de los dos compuestos NaF o CaO tendrá mayor temperatura de fusión,

teniendo en cuenta que tienen la misma estructura cristalina y sus iones tienen radios similares.

192.- Cuatro elementos diferentes A, B, C y D, tienen de números atómicos 6, 9, 13 y 19

respectivamente. Averigua: a) el número de electrones de la capa de valencia. b) su clasificación en metales y no metales. c) Las fórmulas de los compuestos que formará B con cada uno de los restantes

elementos y ordenarlos desde el más iónico hasta el más covalente. 193.- ¿Qué quiere decir que una molécula es polar? ¿Qué molécula será más polar el CH4 o

el NH3? ¿y entre el NH3 y el NF3?


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194.- Dar una explicación entre los siguientes hechos: a) el cloruro sódico tiene un punto de fusión de 800 ºC, en cambio, el cloro es un gas a

temperatura ambiente. b) el diamante no conduce la corriente eléctrica mientras que el níquel si lo hace. ¿Y el grafito? c) el flúor es una molécula covalente mientras que el fluoruro de cesio es iónico.

195.- Indicar qué fuerzas atractivas han de ser vencidas para que se verifiquen los siguientes

procesos: a) Disolución de nitrato sódico en agua; b) Fusión de un cristal de hielo; c) Ebullición de

hidrógeno líquido y d) Fusión de una aleación de plomo-estaño (soldadura). 196.- Justificar la geometría de las siguientes moléculas, así como su longitud de enlace y su

energía de enlace: Molécula Ángulo de enlace Longitud de enlace Energía de enlace C2H6 109'5° 1'54 Aº 346'94 KJ/mol C2H4 120° 1'34 Aº 610'28 KJ/mol C2H2 180° 1'20 Aº 836'02 KJ/mol 197.- Las gráficas siguientes proporcionan los valores de temperaturas de ebullición de

algunos compuestos. Tratar de explicar las variaciones que presentan así como las anomalías:

198.- Teniendo en cuenta la estructura electrónica, ¿cuál es el motivo de que los halógenos

tengan predominantemente valencias impares? 199.- Indicar en qué sustancias de las mencionadas abajo existen enlaces por puente de

hidrógeno, para lo que es recomendable dibujar su estructura espacial: Compuesto Mr (umas) T. Ebullición Compuesto Mr (umas) T. Ebullición

CH4 16 - 161’4 CH3 - CH3 30 - 88’0 NH3 17 - 33’1 CH3 - NH2 31 - 6’7 H2O 18 100,0 CH3 - OH 32 65’0

200.- Clasificar como covalente puro, covalente polar o iónico el enlace que presentará la

unión de los siguientes pares de elementos, explicándolo: a) Li-O b) Br-I c) Mg-H d) O-O e) Rb-F 201.- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos: NF3 ; SO2 ; SF4 a) determinar su estructura espacial. b) indicar para todas las moléculas si existen enlaces polarizados, en cuyo caso,

establecer qué átomo se cargará positivamente y cuál negativamente. c) establecer cuáles de las moléculas son polares.

El enlace químico

127

202.- Clasificar como iónico, covalente molecular, covalente macromolecular o metálico: a) Un sólido que funde por debajo de los 100 °C dando un líquido no conductor de la

electricidad. b) Un sólido que conduce la corriente eléctrica. c) Un sólido que no es conductor, pero sí lo es cuando funde. d) Un sólido aislante que no se disuelve en agua y funde a 2000° e) Un sólido aislante que se disuelve en agua dando una disolución conductora de la

electricidad. 203.- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:

SiCl4 ; CO ; NO2- ; BrF3

a) determinar su estructura espacial. b) indicar para todas las moléculas si existen enlaces polarizados, en cuyo caso,

establecer qué átomo se cargará positivamente y cuál negativamente. c) establecer cuáles de las moléculas son polares. 204.- Escribir las estructuras de Lewis para el metano y el amoníaco. ¿Cuáles son las fuerzas

intermoleculares que mantienen unidas a sus moléculas en estado sólido? ¿cuál de las dos sustancias tendrá un punto de fusión más elevado?. Justifica las respuestas.

205.- Trata de identificar las siguientes temperaturas de ebullición a qué gas noble Ne, Ar o

Kr pertenecen. Justifica la respuesta. -152'30 °C, -246'05 °C, -185'71 °C

206.- Asigna correctamente a cada sustancia su punto de ebullición: Compuesto CaO KF CsI Punto de ebullición (°C) 1280 1505 2850 207.- Indicar el tipo de enlace interatómico e intermolecular de las siguientes sustancias: a) NaCl (s), b) NaCl (ac), c) NaCl (g) d) H2 (s), e) H2 (g) f) NH3 (g) g) NH4OH (ac) 208.- Explica el hecho de que el H2O, HF y NH3 tengan puntos de ebullición superiores que

el resto de los compuestos de hidrógeno con los elementos de la misma familia. 209.- ¿Por qué los restantes elementos de la familia del oxígeno, nitrógeno o flúor no forman

también enlace de hidrógeno, si su configuración electrónica externa es la misma que la de estos elementos?.

210.- Justificar, en base a la configuración electrónica del átomo central, la existencia de estas

moléculas: CO2 , PF3, SO2

211.- Las neveras emplean para refrigerar gas freón, CF2Cl2, un gas que ataca el ozono de la

estratosfera. En las cámaras de gas se emplea uno tóxico, HCN. Dibuja los diagramas de Lewis de sus moléculas.


128

212.- Explica el hecho de que siendo el fósforo y silicio elementos próximos en la tabla periódica la molécula PF3 sea polar mientras que SiF4 no lo sea.

213- Dada la tabla adjunta, ordena según su polaridad, los siguientes enlaces: H--F, Cl--Cl,

H--S, H--N, H--Cl, Cl--F, C--O, H--O, H--C. Elemento F O Cl N C S H

Electronegatividad 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1 214.- Explica la forma geométrica de la molécula de H2O y justifica por qué el ángulo de

enlace es menor de 109o. 215.- Justifique la polaridad o no polaridad de las moléculas de: CCl4 , SiH4 , BF3 ,BeI2 . 216.- Dados los compuestos siguientes: NaCl, NaI, KCl, LiF, ordenarlos según un orden

creciente de distancia interiónica. 217.- Dados los compuestos siguientes: OF2 ; BF3 ; NF3, dibuja sus diagramas de Lewis,

pronostica su tipo de enlace, la polaridad de los mismos y su geometría . 218.- Dibujar la estructura de Lewis y describir la forma geométrica de las siguientes

moléculas: CO2, H2, NH3, HCHO (metanal), SO2. ¿Serán moléculas polares?. 219.- Indica la diferencia entre las propiedades físicas del cobre, del dióxido de carbono y del

fluoruro de cesio a partir del tipo de enlace de cada uno. 220.- Dados los elementos A y B de números atómicos 9 y 19 respectivamente, indica: a)

Tipo de enlace que formarían: A-A, B-B y A-B. b) ¿Sería el compuesto A-B soluble en agua? ¿Por qué?.

221.- Explica muy brevemente por qué el agua disuelve a los compuestos iónicos mientras

que el CCl4 no lo hace. 222.- La molécula de agua es polar, mientras que la de CO2 no lo es. Explica estos hechos a

partir de las geometrías moleculares. 223.- Representar según Lewis la estructura del ión nitrato indicando también su geometría. 224.- Escriba la configuración de Lewis de la molécula de metano, e indique geometría,

ángulos de enlace y si la molécula es polar. 225.- Indicar cuál es el número de coordinación del ión sodio en el cloruro sódico. ¿Qué

estructura presenta el cloruro sódico?. 226.- El aspecto más sobresaliente del enlace en los compuestos del carbono es que el

carbono puede formar cuatro enlaces con los átomos vecinos. Justifique este hecho.

El enlace químico

129

227.- Dibujad las estructuras de Lewis y determinad la geometría molecular de las siguientes moléculas: cloruro de hidrógeno, agua, trifluoruro de boro, acetileno, amoníaco, tetracloruro de carbono.

228.- Dibujad las estructuras de Lewis de las siguientes especies: ión óxido, bromuro de

hidrógeno, anión sulfato. 229.- Representad la estructura de Lewis para las siguientes moléculas: a) CF4, b) PCl5, c) PCl3, d) Br2. ¿Qué geometría asignaríais a las moléculas CF4 y

PCl3?. 230.- Clasificad las siguientes sustancias según su enlace sea iónico o covalente: agua,

cloruro sódico, acetileno, cloro, fluoruro de cesio, óxido de magnesio, óxido de calcio y cloruro cálcico.

231.- Indicad la geometría de las moléculas: BeH2, BCl3 y CBr4. 232.- Clasificad las siguientes especies químicas como sólidos, líquidos o gases a temperatura

ambiente: HCl, CH3COOH, CO2, NH3, Cl2, NaOH, I2, Fe, CaCO3, KCl, NiCl2, NaI, CH4.

233.- Dad ejemplos de cinco elementos que sean gases, cinco que sean sólidos y uno que sea

líquido a temperatura ambiente. 234.- Indicad la configuración electrónica del átomo de boro en su estado fundamental y

razonad cuál sería la geometría de la molécula BF3. 235.- ¿Qué número máximo de enlaces podrían formar los elementos C , B, As y Be con el

flúor, si todos los electrones de valencia de estos átomos participaran en la formación de enlaces?

236.- Clasificar como covalente polar, apolar o iónico el enlace químico que se formará entre

los siguientes pares de elementos, explicándolo: a) Li y O; b) Br y I; c) O y O; d) Rb y F. 237.- Escribir las estructuras de Lewis para el CH4 y el NH3. ¿Qué tipos de fuerzas

intermoleculares mantienen unidas a las moléculas de ambos compuestos en estado sólido?. ¿Cuál de las dos sustancias tendrá punto de fusión más elevado?. ¿Por qué?.

238.- Indicar el tipo de enlace, interatómico e intermolecular, de las siguientes sustancias:

NaCl(s); C(diamante); H2 (s); H2(g); NH3 (g). 239.- La metilamina, CH3NH2, es el primer término de la serie de las aminas primarias.

Representar esta molécula mediante un diagrama de Lewis. Indicar el número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes.


130

240.- Ordenar y justificar las siguientes sustancias según sus puntos de fusión crecientes: NaCl, He, Br2, Fe.

241.- Decir qué tipo de sustancia (molecular, etc. ) es cada una de las siguientes: a) sulfuro de hidrógeno, b) diamante, c) aluminio, y d) nitrato potásico. 242.- Ordenar los siguientes enlaces según su polaridad creciente, e indicar si alguno de ellos

es iónico: a) Be--Cl, b) C--I, c) Ba--F, d) Al--Br, e) S--O, f) C--O. Teniendo en cuenta las electronegatividades:

Elemento Be C O F Al S Cl Br I Ba Electronegatividad 1,5 2,5 3,5 4,0 1,5 2,5 3,0 2,8 2,5 0,9

243.- Decir qué tipo de atracción o de enlace químico ha de romperse para: a) fundir cloruro sódico, b) sublimar naftalina (naftaleno, C10 H8), c) disolver bromo en

agua, d) disolver bromo en tetracloruro de carbono, e) fundir oro, f) vaporizar agua, g) vaporizar C (diamante)

244.- Entre las siguientes sustancias: 1) sodio, 2) silicio, 3) metano, 4) cloruro potásico y 5)

agua, escoger las más representativas de: a) Una sustancia ligada por fuerzas de Van der Waals, que funde muy por debajo de la

temperatura ambiente. b) Una sustancia de alta conductividad eléctrica, que funde alrededor de los 200 ºC. c) Un sólido covalente de muy alto punto de fusión. d) Una sustancia no conductora que se transforma en conductora al fundir. e) Una sustancia con enlaces de hidrógeno. 245.- Indicar el número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes en el entorno del

átomo central de la siguientes moléculas: H2O, PBr3, BCl3, CO2. Indica la geometría de las moléculas.

246.- Representar el ión OH- mediante un diagrama de puntos. Hacer un recuento de

electrones para comprobar que tiene una carga negativa. 247.- De los siguientes compuestos: NCl5 y PCl5, uno de ellos no existe. ¿Cuál es y por qué?. 248.- Deducir la geometría de la molécula de H2O, ángulo de enlace, naturaleza de los

enlaces que se forman, polaridad de la molécula y fuerzas intermoleculares que puede presentar.

249.- Representar las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas, indicando la

geometría molecular y si es polar o apolar para las siguientes moleculas: SO2, CS2 y HCN.

250.- Deducir la geometría y la polaridad de las siguientes moléculas: HCN, AsCl3 y SiH4.

El enlace químico

131

251.- Clasificar cada uno de los sólidos siguientes según la naturaleza del enlace: a) amalgama de dentista (70% de Mercurio y 30% de Cobre); b) bolas de naftalina

(naftaleno, C10H8); c) C (diamante); d) cloruro de rubidio, RbCl. Asignar a cada uno de ellos la propiedad siguiente que les cuadre más: 1) Muy duro. 2)

Blando como la cera. 3) Punto de fusión por encima de los 2000 K. 4) Conductividad eléctrica elevada. 5) Maleable. 6) Con brillo metálico. 7) Cristal que se quiebra fácilmente al golpearlo. 8) Soluble en agua dando una disolución conductora. 9) Aislante que se convierte en conductor eléctrico al fundirse. 10) Con olor fácilmente detectable.

252.- a) Escribid las estructuras de Lewis del tricloruro de fósforo y el trifluoruro de boro. b) Proponed una estructura para cada uno de ellos. c) Justificad el diferente comportamiento polar de ambas especies. 253.- Ordenar según la polaridad creciente los enlaces de las siguientes moléculas: a) HI, HF,

HBr, HCl; b) CH4, BH3, H2O, HF. 254.- Cuando reacciona cloro (gas) con sodio (sólido) se forma cloruro de sodio (sólido).

Estas tres sustancias se caracterizan por poseer cada una un tipo de enlace diferente. Explique brevemente las características del enlace en cada una de ellas.

255.- Concepto de polaridad del enlace covalente. Explique cuál sería el orden de mayor a

menor polaridad de los enlaces N-N, N-F y N-O. 256.- Entre las siguientes sustancias: i) Li, ii) diamante, iii) bromuro de cesio y iv) agua: a) ¿Cuál de ellas está formada por moléculas unidas por enlaces de hidrógeno?. b) ¿Cuál de ellas es conductora?. c) ¿Cuál de ellas presenta mayor punto de fusión?. d) ¿Cuál de ellas es un aislante pero conduce la corriente eléctrica al disolverla en

agua?. Razone las respuestas. 257.- Dadas las siguientes sustancias: a) Bromuro de cesio; b) Dióxido de nitrógeno; c)

Yoduro cálcico; d) Sodio metálico. Indicar el tipo de enlace químico que predomina en cada una de ellas.

258.- Justifique la geometría molecular de las siguientes especies: AsCl3, CO2, H3O

+, BF3. 259.- El elemento de número atómico 38 se combina con el elemento de número atómico 16. a) Indicar la configuración electrónica de los átomos de estos elementos en estado

fundamental y señalar a qué grupo de la tabla periódica pertenece cada uno de ellos. b) Indicar el tipo de enlace y algunas propiedades del compuesto que resulta. 260- Dadas las siguientes sustancias: H2, NaF, H2O, C(diamante) y CaSO4: Indique los tipos

de enlace que presentan. y el estado de agregación, a 25 ºC y presión atmosférica, que cabría esperar en cada caso.


132

261.- Dadas las siguientes moléculas: diclorometano, tetracloruro de carbono, trifluoruro de boro y amoniaco; a) Justificar su geometría molecualr. b) Indicar que moléculas presentan momento dipolar.

262.- Represente las estructura de Lewis, indicando geometría molecular y polaridad de las

moléculas: NH3, F2O, SnBr2. Razone las respuestas. 263.- Escriba las estructuras electrónicas de Lewis de las siguientes especies: F-, NH4

+, etano, eteno y etino.

264.- Sean X e Y elementos del sistema periódico, de configuraciones electrónicas:

1s22s22p63s2 y 1s22s22p5, respectivamente. a) ¿Cuál será la fórmula más probable del compuesto formado entre X e Y?. b) ¿Qué tipo de enlace existirá entre X e Y?. Razónelo.

265.- ¿Cuál es la configuración electrónica del ión Ca+2 y qué tipo de enlace presentan el

calcio elemental y el sulfato cálcico?. 266.- Dados las siguientes sustancias: agua, hierro, cloruro potásico y amoniaco, indicar cual

es el tipo de enlace químico que presentan. 267.- Indicar si las siguientes moléculas tendrán o no enlaces múltiples: HCN, CS2, CO2 y

BH3. ¿Cuál es su geometría?. 268.- Dados los siguientes compuestos NO, H2S y K2SO4, se pide razonar para cada uno de

ellos: a) ¿En qué tipo de compuesto lo clasificarías? b) Estado de agregación previsible a temperatura ordinaria. 269.- A 272 K el magnesio, el agua y el diamante son sólidos pero la naturaleza de sus

retículos es muy distinta. Explicar los tipos de sólidos que forman y deducir algunas propiedades directamente relacionadas con su estructura.

270.- Dar una explicación a los siguientes hechos: a) El cloruro de sodio tiene un punto de fusión de 800 ºC, en cambio el cloro es un gas a

temperatura ambiente. b) El diamante no conduce la corriente eléctrica, mientras que el níquel si lo hace, ¿y el

grafito? c) El flúor es una sustancia molecular, mientras que el fluoruro de cesio es iónico. 271.- Clasifique como: metálico, covalente, iónico o molecular. a) Un sólido que conduce la corriente eléctrica. b) Un sólido que no es conductor, pero sí lo es cuando se funde . c) Un sólido aislante que no se disuelve en agua y que funde a 2000 ºC. d) Un sólido aislante que se disuelve en agua dando una disolución conductora de la

electricidad.

El enlace químico

133

272.- Naturaleza de las fuerzas de Van der Waals. Seguidamente se dan los siguientes puntos de ebullición que corresponden a los gases nobles: Ne, Ar y Kr: : -152,3 ºC, - 246,048 ºC y -185,7 ºC. Diga a qué gas noble corresponde cada punto de ebullición, explicando su respuesta.

273.- Diga qué tipo de sólido (molecular, covalente, iónico o metálico) forma cada una de las

siguientes sustancias, explicándolo: (i) agua, (ii) silicio, (iii) magnesio, (iv) sal común. Para cada uno de ellos, determine las siguientes propiedades físicas: a) punto de fusión (alto, medio, bajo); b) conductividad eléctrica (conductor, aislante).

274.- Dadas las siguientes sustancias: litio, etano, fluoruro de sodio y sílice (dióxido de

silicio), clasificarlas atendiendo al tipo de enlace que presenta: a) Según su dureza. b) La que mejor conduce en estado sólido. c) La que presenta las fuerzas intermoleculares más débiles. d) La más soluble en disolventes polares.

275.- Realiza un trabajo monográfico donde se reflejen:

- tipo de enlaces que mantienen unidos a los átomos o iones. - estructura de la red cristalina. - justificación de las propiedades físicas, químicas y mecánicas en base a los dos

puntos anteriores. de los siguientes compuestos: a) cloruro sódico. b) cloruro de cesio. c) Blenda (sulfuro de cinc). d) Cuarzo (dióxido de silicio). e) Carbono grafito. f) Carbono diamante. g) Azufre en sus distintas formas de cristalización.


134

Energía de las reacciones químicas.

135

5.- ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.

5.1.- Introducción. ................................................................................. 136 5.2.- Nomenclatura termodinámica. .................................................... 136 5.2.1.- Capacidad calorífica molar. .............................................................. 137 5.2.2.- Trabajo en expansión de un sistema. .................................................. 138 5.3.- Primer principio de la termodinámica. ....................................... 138 5.4.- Calor de reacción. .......................................................................... 140 5.5.- Distintos tipos de entalpías. .......................................................... 142 5.5.1.- Entalpías de formación. .................................................................... 142 5.5.2.- Entalpías de combustión. ................................................................... 143 5.5.3.- Entalpías de disolución. .................................................................... 143 5.6.- Ley de Hess. ................................................................................... 144 5.7.- Energías de enlace. ………………………………………………. 146 5.8.- Segundo principio de la termodinámica. .................................... 147 5.8.1.- Concepto de entropía. ............................................................................ 148 5.8.2.- Segundo principio de la Termodinámica. ............................................ 149 5.9.- Espontaneidad de los procesos químicos. Función de Gibbs. ..... 150 5.9.1.- Cálculo de la variación de la función de Gibbs. .................................. 151 5.10.- Problemas y cuestiones. ............................................................. 152


136

5.1.- Introducción. En toda reacción química se produce siempre una absorción o desprendimiento de energía. Sin embargo, esto no es del todo correcto, ya que la energía ni se crea ni se destruye, sólo se transforma, por lo tanto lo que ocurre en una reacción química es la conversión de la energía química (la asociada a la formación y ruptura de enlaces químicos) en otros tipos de energía y viceversa. Existe además una relación entre el aporte o desprendimiento de energía en una reacción química y la tendencia a que esta se produzca de forma espontánea que también estudiaremos a lo largo de este tema. 5.2.- Nomenclatura termodinámica. La termodinámica es la parte de la física que estudia la relación entre el calor y el trabajo. Dicha ciencia entiende por un sistema termodinámico a aquella parte del universo separada del exterior por superficies reales o imaginarias. Hay varios tipos de sistemas: a) Aislados: No intercambian ni materia ni energía. b) Cerrados: Intercambian energía pero no materia. c) Abiertos: Intercambian materia y energía con los alrededores.


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Todas las energías de un sistema, (mecánica, calorífica, eléctrica, etc.), pueden transformarse entre sí. Las que más nos interesan a nosotros son la mecánica y la calorífica. El trabajo y el calor pueden transformarse entre sí, son la misma cosa: energía. Dado que los sistemas pueden recibir o ceder tanto energía como trabajo, hay que establecer un criterio termodinámico de signos, que es el que está representado en la figura de la derecha. El trabajo se mide en Julios y el calor en Calorías (cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 gr de agua desde 14'5 ºC a 15'5 ºC). La equivalencia entre ambas es:

1 J = 0'24 cal 1 cal = 4'18 J

Vamos a definir a continuación una serie de variables termodinámicas necesarias para el desarrollo de este tema: 5.2.1.- Capacidad calorífica molar. La capacidad calorífica de un cuerpo de masa m, es la cantidad de calor necesaria para elevar su temperatura un grado centígrado. Son de especial interés:

- dT

dQC p

p = para procesos a presión constante

- dT

dQC v

v = para procesos a volumen constante

Más que capacidades caloríficas se acostumbra utilizar calores específicos, (capacidades caloríficas por mol o por gramo), cp o cv:

vvpp cnCycnC ⋅=⋅= De las expresiones anteriores:

∫∫ ⋅⋅=⋅= 2

1

2

1

TT dTpcnT

T dTpCpQ

∫∫ ⋅⋅=⋅= 2

1

2

1

TT dTvcnT

T dTvCvQ


138

5.2.2.- Trabajo en expansión de un sistema. Supongamos una sustancia gaseosa encerrada en un cilindro de sección S provisto de un émbolo que se ajusta herméticamente y se puede desplazar sin rozamiento. Si se ejerce sobre él una presión exterior, (P), la fuerza que actúa sobre el émbolo será:

SPF ⋅=

Supongamos que el émbolo se desplaza un dy:

dySPdyFdW ⋅⋅=⋅=

dVPdW ⋅=

Si se trata de un proceso finito donde el émbolo se desplaza desde un estado 1 hasta un estado 2, el trabajo realizado sería:

∫ ⋅= 1

2

VV

dVPW

5.3.- Primer principio de la termodinámica. Supongamos un sistema cerrado que evoluciona desde un estado 1 hasta el 2 y que durante el proceso recibe una cantidad de calor Q y realiza un trabajo W. El primer principio de la Termodinámica dice: "La cantidad de energía intercambiada permanece constante cualquiera que sea la transformación realizada, siendo igual a la variación total de energía del sistema".

WQU −=∆ donde ∆U es la llamada variación de la energía interna, Q el calor y W el trabajo intercambiados por el sistema con el entorno. Observa que el signo negativo del trabajo proviene del criterio termodinámico de signos antes mencionado. La energía interna de un sistema es la suma de las energías que poseen las partículas microscópicas de las que está constituido, es decir, todas las energías cinéticas y potenciales, asociadas a sus partículas constituyentes. Por lo tanto, en la energía interna influyen energías tales como la energía térmica, la energía química, la energía de los electrones internos de cada uno de los átomos y la energía nuclear. En los procesos físicos y químicos más habituales, estas dos últimas no suelen intervenir, por lo que al no alterarse, la variación de la energía interna coincidirá con la variación conjunta de las energías térmica y química.


139

No se puede conocer el valor absoluto de la energía interna de un sistema, sólo sus variaciones en un proceso determinado. La energía interna, U, es una función de estado, es decir, su valor sólo depende de los estados inicial y final del sistema y no del camino seguido para pasar de uno a otro. Por el contrario, el calor y el trabajo no son función de estado, su valor numérico depende tanto de las condiciones iniciales y finales como de los estados intermedios alcanzados para pasar de un estado a otro.

La variación de la energía interna, para un cambio infinitesimal se determina como:

dU = dQ - dW Vamos a aplicar esta ecuación a algunos casos concretos: a) Si el sistema realiza transformaciones cíclicas, (es decir, el sistema evoluciona hacia el mismo estado inicial):

∆U = U2 - U1 = U1 - U1 = 0

con lo que:

0 = dQ - dW ó:

dQ = dW b) Si se trata de transformaciones a volumen constante, entonces:

∫ =⋅= 1

2

0VV

dVPW

luego:

∆U = Qv - W ∆U = Qv


140

c) Si se trata de transformaciones a presión constante donde el sistema evoluciona desde un estado1 definido por las variables P ,V1 ,T1 , hasta un estado2 definido por P ,V2 ,T2:

)( 122

1

2

1

VVPdVPdVPWVV

VV

−⋅=⋅=⋅= ∫∫

y por lo tanto, la variación de energía interna quedará:

∆U = U2 - U1 = Qp - W = Qp - P.(V2 - V1 ) si despejamos el valor de Qp:

Qp = (U2 + P.V2 ) - (U1 + P.V1 ) A la función (U+P.V) se le llama entalpía y se representa por la letra H

Qp = H2 - H1 = ∆H La energía intercambiada en forma de calor en un proceso a presión constante es igual a la variación de la entalpía en el transcurso de la transformación, y sólo depende del estado final e inicial (se trata de una función de estado). Muchos procesos físicos y químicos tienen lugar bajo estas condiciones (a presión constante) por lo que calor y variación de entalpía resultan términos equivalentes. Si la presión no permanece constante, entonces:

∆H = (U2 + P2.V2) - (U1 + P1.V1) 5.4.- Calor de reacción. En un sistema termodinámico cerrado en el que tenga lugar una reacción: aA + bB cC + dD se produce una rotura de enlaces y formación de otros, por lo que habrá una variación de la energía interna del sistema. Se denomina calor de reacción a la cantidad de energía calorífica que el sistema ha de ceder o absorber para que la temperatura permanezca constante durante todo el proceso de la reacción química. Si el medio exterior recibe energía la reacción se denomina exotérmica y si el sistema absorbe energía se llama endotérmica. En las reacciones exotérmicas, se necesita menos calor para romper los enlaces del que se desprender al formar los nuevos, y en las reacciones endotérmicas, ocurre al contrario, se necesita más calor para romper los enlaces del que se desprende al formar los nuevos.


141

De acuerdo con el criterio termodinámico de signos, para una reacción exotérmica, el calor de reacción será negativo y para una endotérmica será positivo. Si la reacción es a volumen constante: ∆U = Qv reacciones de este tipo pueden ser: a) Reacciones que se producen en un recipiente cerrado. b) Reacciones entre sólidos o líquidos sin desprendimiento de gases. c) Reacciones entre gases en las que el número de moles permanece constante. Si la reacción se realiza a presión constante, el calor de reacción Qp es igual a la variación de la entalpía:

Qp = ∆H Ahora bien, para poder comparar los calores de reacciones distintas es preciso conocer bajo qué condiciones se están llevando a cabo y el estado físico de los distintos componentes de la reacción (gas, líquido o sólido). Para ello se define un estado estándar o condiciones estándar que corresponde a la forma física más estable de cualquier cuerpo puro a la presión de 1 atm y 25ºC, (a diferencia de las condiciones normales que tienen lugar a presión 1 atmósfera y temperatura 0º C). Las entalpías determinadas en condiciones estándar se denominan entalpías estándar y se representan de la siguiente manera: Hº.


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5.5.- Distintos tipos de entalpías. 5.5.1.- Entalpías de formación. Es, por definición, la variación de entalpía que acompaña a la formación de un mol de compuesto a partir de los elementos que la componen a una presión y temperatura determinadas. Por ejemplo:

2 C + 3 H2 + 1/2 O2 CH3 - CH2OH ∆Hf si las condiciones son las estándar será ∆H°f. Por convenio, la entalpía de formación de un elemento químico y la del H+(ac) es nula, lo que se debe a la imposibilidad de medir tal calor experimentalmente. Ahora bien, si un elemento químico posee varios estados alotrópicos, sólo tiene entalpía de formación nula el más estable de todos ellas, por ejemplo:

∆Hf° (S rómbico) = 0 KJ/mol

∆Hf° (S monoclínico) = 0'34 KJ/mol en este caso la reacción de formación del azufre monoclínico sería:

S (rómbico) S (monoclínico) ∆Hfº = 0'34 KJ/mol En la siguiente tabla se dan las entalpías de formación en condiciones standard de algunas sustancias: Compuesto ∆Hfº (KJ/mol) Compuesto ∆Hfº (KJ/mol) Compuesto ∆Hfº (KJ/mol) Na (s) 0 N2 (g) 0 C (grafito) 0 NaF (s) - 571 NH3 (l) + 292 C (diamante) + 1’9 NaCl (s) - 411 NH3 (g) - 46’1 CO (g) - 115 NaBr (s) - 359 P (s) 0 CO2 (g) - 393 NaI (s) - 286 PH3 (g) + 9’25 NO (g) + 90’1 I2 (s) 0 AsH3 (g) + 41’0 NO2 (g) + 33’7 F2 (g) 0 H2O (l) - 286 N2O4 (g) + 9’65 Cl2 (g) 0 H2S (g) - 20’2 S (rómbico) 0 Br2 (l) 0 Se (s) 0 S (monoclínico) + 0’34 IF (g) - 94 H2Se (g) + 85’6 SO2 (g) - 296 ICl (g) + 17’5 Te (s) 0 CH4 (g) -74´9 H2 (g) 0 O2 (g) 0 CaSO4 (s) - 1430 El valor de la entalpía de formación estándar de un compuesto indica la estabilidad del mismo, ya que a mayor calor desprendido en su formación (∆Hfº < 0) mayor será su estabilidad, ya que se necesitará más calor para su descomposición.


143

5.5.2.- Entalpías de combustión. Es la variación de entalpía que se produce en la combustión de un mol de una sustancia:

compuesto + O2 CO2 + H2O por ejemplo:

C6 H6 + 15/2 O2 6 CO2 + 3 H2O si el combustible (compuesto que se quema) posee C, se forma CO2 (g); H se forma H2O (l), N se forma N2 (g); Cl, se forma Cl2 y S, se forma SO2 (g). Si además contiene cualquier otro elemento, se formará como producto de la reacción el óxido más estable correspondiente de dicho elemento. A continuación te presentamos una tabla con distintas entalpías de combustión de compuestos orgánicos:

Nombre Fórmula ∆Hcº (KJ/mol) Metano CH4 (g) - 889’5 Etano C2H6 (g) - 1558’3

Propano C3H8 (g) - 2217’9 Etileno C2H4 (g) - 1409’5

Benceno C6H6 (l) - 3264’6 Metanol CH3OH (l) - 725´6 Etanol C2H5OH (l) - 1365’6

Eter etílico (C2H5)2O (l) - 1453’8 Ácido acético CH3COOH (l) - 875’3

Glucosa C6H12O6 (s) - 2813’3 Sacarosa C12H22O11 (s) - 5638’4

Observa que todas las entalpías de combustión son negativas, ya que en cualquier reacción de combustión, siempre se produce un desprendimiento de energía calorífica. 5.5.3.- Entalpías de disolución. Es el calor desprendido o absorbido en la disolución de un mol de cualquier sustancia (sólida, líquida o gaseosa) en agua. Por ejemplo:

I2 (g) I2(ac) Aquí tienes algunos datos de entalpías de disolución:

Sustancia ∆Hdº (KJ/mol) Sustancia ∆Hdº (KJ/mol) HCl (g) - 73’0 SO3 (g) - 156’0

H2SO4 (l) - 74’2 NaNO3 (s) + 21´0 SO2 (g) - 35’5 HI (g) - 80’4 NaCl (s) + 5´4 NH3 (g) - 35’4 HBr (g) - 82’9 NaOH (s) - 43’1 HNO3 (l) - 30´9 Na2SO4 (s) - 2´4


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5.6.- Ley de Hess. El paso de los reactivos a los productos finales puede hacerse directamente o a través de una serie de estados intermedios, y se cumple que: "la variación de la entalpía en la reacción directa es la suma de las entalpías de cada una de las reacciones intermedias", ya que al ser la entalpía una función de estado, no depende del camino seguido sino de las condiciones iniciales y finales. Esto es lo que se conoce como la ley de Hess, formulada en 1840, y a través de ella podemos calcular variaciones de entalpía de una reacción con tal de que pueda obtenerse como suma algebraica de dos o más reacciones cuyos valores de variación de entalpía son conocidos.

Por lo tanto, para la Termodinámica, hay tres premisas que se deben cumplir siempre: Primera: El valor de la variación de entalpía (∆H) para una reacción que se realiza a una Temperatura y a una Presión determinadas, es siempre el mismo, independientemente de la que reacción transcurra en uno o varios pasos. Segunda: El valor de la variación de la entalpía (∆H) es directamente proporcional a la cantidad de reactivo utilizado o de producto obtenido. Tercera: Los valores de la variación de entalpía (∆H) para dos reacciones inversas, son iguales en magnitud pero de signo contrario.


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Vamos a verlo con un ejemplo sencillo: Calcula la variación de entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno (C2H4) a (C2H6) etano a partir de las variaciones de entalpía de combustión del eteno (-1411 KJ/mol) y del etano (-1560 KJ/mol) y de la formación del agua (-286 KJ/mol). Paso 1: Escribir ajustada la reacción problema: Reacción problema C2H4 + H2 C2H6 ΔH = ? Paso 2: Escribir ajustadas todas las reacciones de los datos del problema con su correspondiente variación de entalpía: Datos:

molKJHOHOHc

molKJHOHCOOHCb

molKJHOHCOOHCa

28521

15603227

1411223

222

22262

22242

−=∆→+

−=∆+→+

−=∆+→+

)

)

)

Paso 3: Obtener la reacción problema como combinación (por suma algebraica) de las reacciones que nos da como datos el problema: Operaciones:

molKJHOHOHc

molKJHOHCOHCOb

molKJHOHCOOHCa

28521

15602732

1411223

222

26222

22242

−=∆→+

=∆+→+−

−=∆+→+

)

)

)

Paso 4: Sumar y obtener la reacción problema con su variación de entalpía que será la suma de las variaciones de entalpía de las reacciones de datos tal y como las hemos utilizado para obtenerla: Resultado:

molKJHHCHHC 13662242 −=∆→+ que es la variación de entalpía de la reacción problema.


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5.7.- Energías de enlace. Una reacción química consiste en un nuevo reagrupamiento de los átomos de los reactivos para formar los productos. Esto supone la ruptura de ciertos enlaces y la formación de otros nuevos. Si se conocen las energías necesarias para romper dichos enlaces, se podría calcular la entalpía de la reacción.

Cuanto más alta sea la energía de enlace, querrá decir que más costará romperlo, por lo que el enlace será más fuerte y más estable. Como en la mayoría de las ocasiones se suele trabajar a presión constante, la variación de las energías de enlace coincidirá con la variación de entalpía de la reacción. En la siguiente tabla te damos las entalpías o energías de enlace más corrientes:

Enlace Energía (KJ/mol)

Enlace Energía (KJ/mol)

H – H 436 C = C 610 C – H 415 C = N 615 N – H 390 C = O 730 O – H 460 N = N 418 C – C 347 O = O 494 C – N 285 C ≡ C 830 C – O 352 C ≡ N 887 N - N 159 N ≡ N 946

como puedes observar, todas las energías de enlace son positivas, ya que siempre hay que aportar energía para romper cualquier enlace. Por otro lado, las energías de formación de un enlace será la misma pero con el signo negativo, ya que en este caso la energía será liberada. A partir de estas energías medias de enlace pueden calcularse aproximadamente las entalpías de reacción entre sustancias gaseosas de la siguiente manera:

vamos a verlo con un ejemplo:


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Calcula la entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno para formar etano según la siguiente reacción:

H2C = CH2 + H2 H3C – CH3 Paso 1: Analizar los enlaces que se rompen y los enlaces que se forman en la reacción problema. En nuestro caso:

- se rompe un enlace C = C y otro H – H - se forma un enlace C – C y dos C - H

Paso 2: Buscar en los datos del problema (en nuestro caso los sacaremos de la tabla de la página anterior) las energías de los enlaces que se rompen y se forman en la reacción.

- energía de enlace C = C = 610 KJ/mol - energía de enlace H – H = 436 KJ/mol - energía de enlace C – C = 347 KJ/mol - energía de enlace C – H = 415 KJ/mol

Paso 3: Restar las energías medias de enlace de los enlaces rotos menos las energías medias de enlace de los enlaces formados y con eso tendremos la entalpía que nos pide el problema:

( ) ( ) molKJH /1314152347436610 −=⋅+−+=∆ 5.8.- Segundo principio de la termodinámica. En un sistema cerrado en el que transcurre una reacción, llega un momento en que las propiedades del sistema, (presión, temperatura, volumen, etc.), dejan de variar y permanecen constantes, se dice entonces que se ha alcanzado el equilibrio. No hay cambios macroscópicos, pero es un equilibrio dinámico, (con la misma velocidad con que se forman los productos, desaparecen para volver a dar los reactivos). La variación de entalpía de una reacción, (∆H), nos dirá si esa reacción es endotérmica o exotérmica, pero no nos dirá si la reacción tendrá lugar de forma espontánea desde los reactivos hasta la formación de productos. Todos los procesos tienen una dirección espontánea de preferencia que no puede ser explicada por el primer principio de la termodinámica. Es pues importante establecer los criterios que permitan prever si una reacción química puede llevarse a cabo de forma espontánea y en caso afirmativo, determinar las proporciones de los productos de la reacción cuando se alcance el equilibrio. Para ello tendremos que definir una nueva función, la entropía y enunciar el segundo principio de la Termodinámica.


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5.8.1.- Concepto de entropía. El segundo principio de la Termodinámica se ocupa de la espontaneidad de los procesos, ya sean físicos y/o químicos. Para ello, se introduce una nueva función de estado que denominaremos Entropía y que representaremos por la letra “S”. La entropía se define como:

TdQdS rev=

donde Q es el calor intercambiado por el sistema para que el proceso se realice a la temperatura T constante. Las unidades serán Julios/ Kelvin (J/K) o calorías/K (cal/K). Si la transformación es reversible y el sistema pasa de un estado 1 a un estado 2, la variación de entropía correspondiente será:

∫=−=∆1212 T

dQSSS rev

Si el proceso se realiza a temperatura constante:

TQS rev∆

=∆

siendo ∆Q la cantidad de energía calorífica intercambiada. Dado que a temperatura constante, (proceso isotermo), la variación de energía interna es nula:

∆U = 0 = Qrev - Wrev Qrev = Wrev donde, sustituyendo la presión su expresión dada por la ecuación de los gases perfectos:

1

2ln2

1

2

1 VVTRn

VdVTRndVPW

VV

VVrev ⋅⋅⋅=⋅⋅⋅=⋅= ∫∫

por lo tanto:

1

2

1

212

1212 lnln

VVRn

VV

TTRn

TdW

TdQSSS revrev ⋅⋅=⋅

⋅⋅===−=∆ ∫∫


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Prescindiendo de consideraciones matemáticas, y a escala microscópica, la entropía se interpreta como una medida del grado de desorden molecular del sistema, es decir, cuanto mayor sea el orden interno del sistema, menor será su entropía; si el desorden aumenta, la entropía aumenta y viceversa. Por ejemplo:

a) Cambios de estado: Para una misma sustancia siempre se cumplirá que: S (sólido) < S (líquido) < S (gas)

ya que las partículas del gas siempre estarán más desordenadas que las del sólido. b) Disolución de un sólido en un líquido: como al disolverse el sólido se rompe su

estructura cristalina, el desorden aumenta y por tanto, la entropía de la disolución será mayor que la suma de las entropías de sus componentes:

S (disolución) > S (soluto) + S (disolvente) c) Mezcla de gases: La entropía de la mezcla es mayor que la suma de las entropías de

los gases por separado: S (mezcla de gases) > S (gas 1) + S (gas 2) + ...

d) Aumento de la temperatura: Al aumentar la temperatura, aumenta la energía

cinética de sus partículas por lo que aumentará el desorden, es decir: S (sustancia a T alta) > S (sustancia a T más baja)

e) Reacciones químicas en las que aumenta el número de moles: Si, dados los

coeficientes estequiométricos de una reacción química, se observa que el número de moles de los productos aumenta con respecto al de los reactivos, la entropía aumentará, por ejemplo, en la reacción genérica:

A (g) + B (g) 2 C(g) + D (g) vemos que dos moles totales de reactivos (1 de A y 1 de B) se transforman en tres moles totales (2 de C y 1 de D), por lo que

S (productos) > S (reactivos)

5.8.2.- Segundo principio de la Termodinámica. El segundo principio de la termodinámica afirma que la entropía, o sea, el desorden, de un sistema aislado nunca puede decrecer. Por tanto, cuando un sistema aislado alcanza una configuración de máxima entropía, ya no puede experimentar cambios: ha alcanzado el equilibrio.

∆Ssistema aislado ≥ 0 Conviene destacar que el segundo principio de la termodinámica no se opone a que la entropía de un sistema disminuya, para ello, basta con disminuir la temperatura de dicho sistema (lo que por ejemplo ocurre en la congelación del agua), pero entonces, el entorno aumentará de entropía. Lo que exige el segundo principio de la Termodinámica es que la variación total de entropía sea positiva.


150

5.9.- Espontaneidad de los procesos químicos. Función de Gibbs. Ni la entalpía (H) ni la entropía (S) nos dicen directamente si un proceso es espontáneo o no lo es. La función de Gibbs, (o energía libre), sí que nos da la medida de la espontaneidad del proceso. La función de Gibbs es una función de estado, es decir, sólo depende del estado final e inicial del sistema y no del camino seguido para pasar de uno a otro, y se define como:

G = H - T.S La función de Gibbs también tiene unidades de energía y como en casos anteriores, no podemos determinar su valor absoluto y nos tenemos que conformar con calcular sus variaciones. En un proceso determinado a presión y temperatura constantes (condiciones habituales de trabajo en química), se cumplirá que:

Vamos a estudiar las distintas posibilidades de ∆G: a) Si ∆G < 0 proceso espontáneo. b) Si ∆G = 0 alcanza el equilibrio. c) Si ∆G > 0 proceso no espontáneo; espontáneo el inverso.

Todo sistema va a tender a evolucionar hacia el equilibrio. Teniendo en cuenta que la temperatura debe estar en la escala absoluta (Kelvin) y que por lo tanto no puede ser negativa, se pueden distinguir 4 casos diferentes:

∆G = ∆H - T. ∆S Caso ∆H ∆S Tipo de reacción ∆G Situación

1 < 0 > 0 exotérmica - espontánea a cualquier temperatura 2 < 0 < 0 exotérmica + /- espontánea a temperaturas bajas 3 > 0 > 0 endotérmica + / - espontánea a temperaturas altas 4 > 0 < 0 endotérmica + nunca será espontánea


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Vamos a estudiar el paso del agua líquida a agua vapor a presión una atmósfera:

Para dicho proceso a T constante:

∆H = 9710 cal ∆S = 26 cal/K Vamos a calcular ∆G a tres temperaturas: a) T = 500 K (227 ºC) ∆G = 9710 - 500.26 = - 3290 cal a 227 °C el agua líquida pasará a vapor de agua en un proceso que será espontáneo. b) T = 300 K (27ºC) ∆G = 9710 - 300.26 = 1910 cal el proceso espontáneo es el inverso, es decir, a 27 °C, el vapor de agua pasaría a agua líquida de forma espontánea. c) T = 373 K (100ºC) ∆G = 9710 - 373.26 ≈ 0 el proceso está en equilibrio. 5.9.1.- Cálculo de la variación de la función de Gibbs. El proceso de cálculo de ∆G es el mismo que para calcular la entalpía ∆H. Hay que definir de igual manera un estado estándar para poder comparar las funciones de Gibbs para distintas reacciones.


152

5.10.- Problemas y cuestiones.

276.- Determinar la entalpía de formación del ácido acético a partir de las siguientes datos: a) C(s) + O2 (g) CO2 (g) ∆H = -91'1 Kcal/mol b) H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) ∆H = -68'3 Kcal/mol c) CH3COOH (l) + 2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 2 H2O(l) ∆H = -208 Kcal/mol 277.- Hallar el calor de formación del n-butano (C4H10) sabiendo que su calor de combustión

es de -687'98 Kcal/mol, que el calor de formación del CO2 es de -94'05 Kcal/mol y que el calor de formación del agua es de -68'32 Kcal/mol.

278.- Calcular la entalpía de la reacción de disociación del PCl5 en PCl3 y Cl2 sabiendo que: ∆Hf (PCl5) = -95'35 Kcal/mol; y ∆Hf(PCl3) = -73'22 Kcal/mol 279.- Determinar el calor de formación del monóxido de carbono conociendo las entalpías a

25ºC de los siguientes procesos: a) C(s) + O2 (g) CO2 (g) ∆H = -94’05 Kcal/mol b) CO (g) +1/2 O2 (g) CO (g) ∆H = -67'63 Kcal/mol 280.- El calor de formación del NO2 (g) a 25ºC es ∆H = 8'O9 Kcal/mol. Por otra parte, el

calor de formación del N2O4 (g) a 25ºC, es ∆H = 2'31 Kcal/mol. Calcular la entalpía de reacción para la disociación del N2O4 en NO2

281.- La entalpía de formación del metanol (CH3OH) en estado líquido es de -57'02

Kcal/mol. Si el metanol queda en estado vapor, la entalpía de formación es entonces -48'08 Kcal/mol. Con estos datos, calcular la entalpía de vaporización del metanol.

282.- El etanol (CH3CH2OH) puede ser oxidado en atmósfera de oxígeno para dar ácido

acético (CH3COOH) y agua. Calcular la entalpía de dicha reacción sabiendo que en la combustión de 10 gr de etanol se desprenden 71'3 Kcal, mientras que en la combustión de 10 gr de ácido acético se desprenden 34'7 Kcal.

283.- Determinar la entalpía de reacción del siguiente proceso:

2 NO (g) + O2 (g) 2 NO (g) Datos: - Entalpía de formación del NO (g) = -21'6 Kcal/mol - Entalpía de formación del NO2 (g) = - 8'03 Kcal/mol 284.- Calcular la entalpía de formación molar del Ca(OH)2 a partir de los siguientes datos: a) H2(g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) ∆H = -68'3 Kcal/mol H2O b) CaO (s) + H2O (l) Ca(OH)2 (s) ∆H = -15'3 Kcal/mol Ca(OH)2 c) Ca (s) +1/2 O2(g) CaO (s) ∆H = -151'8 Kcal/mol CaO 285.- Calcular la entalpía de formación del AlCl3 sólido a partir de los siguientes datos: Al (s) + 3 HCl (ac) AlCl3 (ac) + 3/2 H2 (g) ∆H = -127'0 Kcal/mol H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) ∆H = - 44'0 Kcal/mol HCl (g) + agua HCl (ac) ∆H = - 17'5 Kcal/mol AlCl3 (s) + agua AlCl3 (ac) ∆H = - 77'9 Kcal/mol


153

286.- Hallar el calor de vaporización del amoniaco sabiendo que su calor de formación es de 11'0 Kcal/mol cuando queda en estado gaseoso y de -16'07 Kcal/mol cuando queda en estado líquido.

287.- En una serie de experiencias se determina que el n-octano posee un calor de formación

de 60'3 Kcal/mol, que este parámetro para el CO2 vale 94'0 Kcal/mol y para el vapor de agua 57'8 Kcal/mol.

Determinar la entalpía de combustión de un mol de dicho hidrocarburo y el volumen de O2 necesario para dicha combustión medido en condiciones normales.

288.- En una aluminotermia, se trata el óxido férrico con aluminio para obtener hierro

metálico puro y el óxido de aluminio correspondiente. Calcular el calor desprendido en dicha reacción a partir de los siguientes datos:

2 Al (s) + 3/2 O2 (g) Al2O3 (s) ∆H = -399 Kcal 2 Fe (s) + 3/2 O2 (g) Fe2O3 (s) ∆H = -192 Kcal 289.- Cuando un mol de HCN (ac) se neutraliza según la reacción: HCN (ac) + OH- (ac) H2O (l) + CN- (ac) ∆H= -2'9 Kcal/mol calcular la entalpía de disociación del ácido cianhídrico sabiendo que: H+ (ac) + OH- (ac) H2O (l) ∆H = -13'7 Kcal/mol 290.- Sabiendo que la variación de entalpía de formación del sulfito de bario es de -282'6

Kcal/mol y que para el sulfato de bario es de -350’2 Kcal/mol, calcular la variación de entalpía de la reacción:

BaSO3 (s) + 1/2 O2 (g) BaSO4 (s) 291.- La ∆Hf del acetileno (C2H2) es de 53'9 Kcal/mol y la del benceno (C6H6) en estado

gaseoso 19'1 Kcal/mol. Calcula la entalpía de la polimerización del acetileno en benceno:

3 C2H2 (g) C6H6 (g) 292.- Calcular la entalpía de la reacción:

ZnO (s) + CO (g) Zn (s) + CO2 (g) sabiendo que: a) variación de entalpía de formación del óxido de cinc sólido = - 83 Kcal/mol b) variación de entalpía de sublimación del Zn = 32 Kcal/mol c) variación de entalpía de combustión del CO = - 68 Kcal/mol 293.- Dados los siguientes datos: - variación de entalpía de combustión del C2H6 gaseoso = - 378'8 Kcal/mol - variación de entalpía de combustión del hidrógeno = - 68'3 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del C2H6 gaseoso = - 20'2 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del C2H4 gaseoso = + 12'4 Kcal/mol calcular: a) variación de la entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno para dar etano. b) variación de la entalpía de combustión del eteno gaseoso.


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294.- ¿Qué cantidad de calor hay que suministrar a una Tn de piedra caliza de una riqueza del 80% en carbonato cálcico para descomponerlo totalmente en cal (CaO) y dióxido de carbono?. El rendimiento de la reacción es del 75% en cuanto al aprovechamiento de la energía.

DATOS: - variación de entalpía de formación del CaCO3 (s) = -289 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del CaO (s) = -152 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del CO2 (g) = - 94 Kcal/mol 295.- Dadas las siguientes reacciones: I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g) ∆H = - 0'8 Kcal I2 (s) + H2 (g) 2 HI (g) ∆H = + 12'0 Kcal I2 (g) + H2 (g) 2 HI (ac) ∆H = - 26'8 Kcal calcular: a) El calor de sublimación del I2. b) El calor de disolución del HI. c) Las calorías que habrá que aportar para disociar en sus componentes el HI

contenido, a 25 °C, en un matraz de 750 cc. a la presión de 800 mmHg. 296.- Hallar la entalpía de la reacción:

CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g) DATOS: - variación de entalpía de formación del CO2 (g) = - 393'505 KJ/mol - variación de entalpía de formación del H2O (l) = - 285'851 KJ/mol - variación de entalpía de formación del CaC2 (s) = - 58'994 KJ/mol - variación de entalpía de formación del Ca(OH)2 (s) = - 986'587 KJ/mol - variación de entalpía de combustión del C2H2 (g) = - 1299'590 KJ/mol 297.- Determinar la entalpía de formación del ácido nitroso disuelto en agua HNO2 (ac), a

partir de los siguientes datos: a) NH4NO2 (ac) N2 (g) + H2O (l) ∆H = -76'5 Kcal/mol b) NH3 (ac) + HNO2 (ac) NH4NO2 (ac) ∆H = - 9'0 Kcal/mol c) 2 NH3 (ac) N2 (g) + 3 H2 (g) ∆H = -40'6 Kcal/mol d) variación de entalpía de formación del H2O (l) = -68'3 Kcal/mol 298.- Cuando se prepara ácido nítrico a partir de nitrato potásico tienen lugar

simultáneamente las siguientes reacciones: KNO3 (s) + H2SO4 (l) KHSO4 (s) + HNO3 (g) 2 KNO3 (s) + H2SO4 (l) K2SO4 (s) + 2 HNO3 (g) Calcular el calor necesario para la producción de 1 Kg de ácido nítrico, sabiendo que el

80% del ácido se produce según la primera reacción. DATOS: - variación de entalpía de formación del KNO3 (s) = - 119'50 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del H2SO4 (l) = - 192'19 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del HNO3 (g) = - 34'40 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del KHSO4 (s) = - 274'00 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del K2SO4 (s) = - 340'60 Kcal/mol


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299.- Explica cuáles de los siguientes procesos serán exotérmicos y cuáles endotérmicos: a) NaCl (s) NaCl (l); b) H2O (l) H2O (g); c) H2O (l) H2O (s) d) C (graf) C (g); e) Pb (l) Pb (s); f) He (l) He (g); ¿Qué tipo de enlace se rompe o se forma (total o parcialmente) en cada caso? 300.- Sabiendo: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) ∆H ° = -13,5 Kcal. Calcula: a) el calor desprendido cuando reaccionan 100 ml de NaOH 0,5 M con 100 ml de

HCl 0,5 M; b) el incremento de temperatura que experimentará la disolución resultante,

suponiendo que absorbe todo el calor desprendido en la reacción y que su calor específico y densidad son igual que los del agua pura (1 cal/g.°C y 1 g/mL).

301.- Cuando se forma 1 mol de HI (g) a partir de H2 (g) y I2 (g), estando reactivos y

producto a 25°C y 1 atm, se desprenden 26,3 kJ. Deduce el valor de ∆H° para las siguientes reacciones:

a) H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g) b) 2 HI(g) H2 (g) + I2 (g) 302.- Calcula ∆H° para la reacción C(grafito) C (diamante) a partir de los siguientes

datos: C(graf) + O2 (g) CO2 (g) ∆H° = -393 kJ C(diam) + O2 (g) CO2 (g) ∆H° = -395 kJ 303.- Determina la variación de entalpía ∆H° para la reacción de formación del etano (C2H6)

gas a partir de sus elementos (H2 gas y C grafito) con los siguientes datos: C(grafito) + O2 (g) CO2 (g) ∆H° = -395 kJ H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O(g) ∆H° = -242 kJ C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (g) ∆H° = -1425 kJ 304.- Con los siguientes datos: a) B2H6 (g) + 3 O2 (g) B2O3 (s) + 3 H2O (g) ∆H° = -1939 kJ b) 4 B(s) + 3 O2 (g) 2 B2O3 (s) ∆H° = -1182 kJ c) H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) ∆H° = -286 kJ d) H2O (l) H2O (g) ∆H° = +41 kJ Calcula ∆H° para la reacción de formación del diborano (B2H6) gas a partir de los

elementos que lo forman (B sólido y H2 gas). 305.- a) Calcula la entalpía estándar de formación del ozono (O3) gas, sabiendo: 3 O2 (g) 2 O3 (g) ∆H° = +68 kcal b) ¿Alguno de los siguientes ∆H° es la entalpía estándar de formación del agua

líquida?: H+ (aq) + OH- (aq) H2O (l) ∆H° = -13,6 kcal 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) ∆H° = -136,6 kcal


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306.- Calcula la entalpía de combustión del amoníaco en cada uno de los siguientes casos: a) los productos de la reacción son N2 (g) y H2O (g) b) los productos de la reacción son NO (g) y H2O (g) Datos: entalpías estándar de formación: NH3 (g) = -46,14 kJ/mol; NO (g) = 90,29 kJ/mol; H2O (g) = -223,67 kJ/mol 307.- Cuando un mol de metanol se quema según la ecuación: CH3OH(l) + 3/2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) se desprenden 726 kJ. Calcula: a) La entalpía estándar de formación del metanol(l); b) La entalpía estándar de formación del metanol(g) sabiendo que la entalpía de

vaporización es 35 kJ/mol. Datos: Entalpías estándar de formación: CO2(g)= -393.13 kJ/mol; H2O(l)= -286

kJ/mol 308.- Calcula la entalpía de hidrogenación del etileno (C2H4) a partir de los siguientes datos. C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ∆H = -1559 kJ C2H4 (g) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆H = -1410 kJ Entalpías estándar de formación (kJ/mol): CO2 (g) = -393.13 ; H2O (l) = -286 309.- La hidracina (N2H4) y el peróxido de hidrógeno (H2O2) arden por contacto. La reacción

que tiene lugar es: N2H4 (l) + 2 H2O2 (l) N2 (g) + 4 H2O (g) ¿Cuál es el calor de reacción?.

Datos: entalpías estándar de formación en kcal/mol: N2H4(l)= 12; H2O2 (l)= -45 y H2O (g)= -57,8.

310.- Un método que permite utilizar la energía solar para la calefacción es el siguiente:

sulfato sódico decahidratado (Na2SO4.10H2O) se sitúa en un depósito cerrado en el tejado de la casa. Durante el día (cuando la temperatura es alta) se produce la reacción:

Na2SO4.10H2O (s) Na2SO4 (s) + 10 H2O (l) Durante la noche (cuando la temperatura baja) se produce la reacción opuesta y se

vuelve a formar el sulfato decahidratado. El calor liberado durante la noche se introduce en la casa mediante un sistema de ventiladores. ¿Qué cantidad de calor introduciría en la casa una carga de 322 kg de Na2SO4.10H2O.

Datos: entalpías de formación estandar en kcal/mol: Na2SO4.10H2O (s): -1033,5; Na2SO4 (s): -331; H2O (l): -68,3. 311.- El metanol es un combustible potencial del futuro. Se obtiene industrialmente a

presiones elevadas, a unos 298 K en presencia de un catalizador. Calcular la entalpía correspondiente a la obtención de 1 g de metanol según la reacción:

2 H2 (g) + CO(g) CH3OH(l). Datos: Combustión del metanol a dióxido de carbono y agua líquida ∆H =-726,6 kJ/mol. Formación de dióxido de carbono ∆H = -393,5 kJ/mol; Formación de monóxido de carbono ∆H = -110,5 kJ/mol; Formación de agua líquida ∆H = -285,5 kJ/mol.


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312.- A partir de los datos siguientes a 25°C: a) Hidrogenación del eteno ∆H = -137,10 kJ/mol b) Combustión del eteno ∆H = -1411 kJ/mol. c) Formación de agua ∆H = -285,5 kJ/mol. Calcular la entalpía de combustión del etano y el calor desprendido en la combustión

de 1 m3 de etano en condiciones normales. 313.- La entalpía de combustión del n-butano (g) para dar dióxido de carbono (g) y agua

(líquida) a 25°C es de -688 kcal/mol. Las entalpías de formación de estas dos últimas sustancias, en las mismas condiciones, es de -94 y -68,3 kcal/mol, respectivamente. Calcule la entalpía de formación del n-butano (g).

314.- Describa una experiencia para determinar el calor de neutralización del HCl por el

NaOH. Si en esta experiencia, en vez de utilizar una disolución de HCl se utilizase una disolución de HNO3 de concentración análoga, ¿hubiera obtenido un valor muy semejante o muy diferente para el calor de neutralización? Razone su respuesta.

315.- Se dan los siguientes datos de combustión a 298 K y 1 atm.: C(graf) + O2 (g) CO2 (g) ∆H° = -94 kcal H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (g) ∆H° = -68 kcal C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) 3 H2O (g) + 6 CO2(g) ∆H° = -781 kcal Calcular el calor de formación del benceno: 6 C(graf) + 3 H2 (g) C6H6 (l) ∆H° = ? 316.- Las entalpías de formación del H2O (g) y del CO(g) son, respectivamente, (en

condiciones estándar) -57,8 y -28,6 kcal/mol. Hallar la entalpía de reacción del carbono con el vapor de agua para formar CO y H2 y determinar si dicha reacción es endotérmica o exotérmica.

317.- Calcular el calor de reacción del etanol (líquido) con oxígeno, con formación de ácido

acético (líquido) y agua líquida, sabiendo que en la combustión de 1g de alcohol y 1 g de ácido acético en las condiciones estándar se desprenden 7.130 cal y 3.466 cal, quedando el agua formada en estado líquido.

318.- El calor de formación del gas butano (C4H10) a partir de sus elementos es -29,8

kcal/mol, mientras que los calores de formación del dióxido de carbono y vapor de agua son, respectivamente, -94 y -57,8 kcal/mol. Escribir y ajustar la reacción de combustión del butano y calcular las kcal que podrá suministrar una bombona de butano con 4 kg de butano.

319.- La entalpía de formación del CO se ha de determinar indirectamente, pues durante la

combustión del carbono siempre se producen mezclas de CO y CO2. Se sabe que la entalpía de formación del CO2 es -94,05 kcal/mol y que la entalpía de reacción del proceso: CO(g) + 1/2 O2 (g) = CO2 (g)

vale - 67,64 kcal. Calcular la entalpía de formación del monóxido de carbono y definir qué se entiende por entalpía de formación.


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320.- El calor desprendido en la reacción de combustión del acetileno, con formación de CO2 (g) y H2O (l) es de 317,7 kcal/mol a 25°C. La entalpía de formación del agua líquida en condiciones estándar es de -68,32 kcal/mol, y la correspondiente al CO2 en condiciones estándar, -94,1 kcal/mol. a) Escribir la ecuación que representa la combustión del acetileno. b) Calcula la entalpía de formación en condiciones estándar del acetileno y califica la reacción de formación del acetileno como endotérmica o exotérmica.

321.- Si suponemos que la gasolina es octano: a) calcular el volumen de aire medido a 25°C y una atmósfera que se necesita para

quemar un tanque de gasolina (75 L). b) Si la entalpía de combustión del C es ∆H° = -393,5 kJ/mol " " H2 es ∆H° = -285,8 " " formación del octano es ∆H° = 249,8 " Calcular el calor desprendido al quemar un tanque de gasolina. Datos: contenido de oxígeno en el aire: 21% molar. Densidad del octano: 0,8 gr/ml 322.- El metanol ha sido propuesto como un sustituto de la gasolina en los motores de los

automóviles. Calcular el volumen de metanol que por combustión proporciona el mismo cambio de entalpía que 1 litro de gasolina. Datos:

Entalpía de combustión del carbono ∆H° = -393,51 kJ/mol Entalpía de combustión del hidrógeno ∆H° = -285,83 kJ/mol Entalpía de formación del metanol ∆H° = -238,66 kJ/mol Entalpía de combustión de un litro de gasolina ∆H° = -32.640 kJ. Densidad del metanol d = 0,79 gr/ml 323.- En un experimento de laboratorio se determina el calor de reacción entre una

disolución de HCl y una disolución de NaOH. a) Describir brevemente el experimento. b) Definir la entalpía de neutralización ¿Cómo se relaciona esta magnitud con los datos obtenidos en el laboratorio?.

324.- a) Cuando se calienta el carbonato de calcio, se descompone dando óxido de calcio y

dióxido de carbono. Calcular la entalpía de la reacción. b) Calcule el volumen de butano líquido (densidad = 0,8 gr/ml) que hay que quemar en

un horno para conseguir el calor necesario para descomponer 100 kg de roca caliza con un contenido de 82% de carbonato de calcio. (En la combustión del butano se forman dióxido de carbono y vapor de agua).

Entalpías de formación estándar: Carbonato de calcio (s) = -1206,90 kJ/mol; óxido de calcio (s) = -635,09 kJ/mol; dióxido de carbono (g) = -393,91 kJ/mol; butano (l) = -146,14 kJ/mol, agua (g) = -241,82 kJ/mol


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325.- En la combustión de 3,05 g de etanol (C2H5OH (l)) a 25oC se desprenden 90,45 kJ. En la combustión de 3,05 g de etanal (C2H4O (l)) se desprenden 80,90 kJ.

a) Calcular la entalpía de formación del etanol a la misma temperatura. b) La oxidación parcial del etanol con oxígeno produce etanal y agua. Calcula la

entalpía de esta reacción. ∆H ºf (dióxido de carbono(g)) = -393,51 KJ/mol; ∆H ºf (agua(l)) = -285,83 KJ/mol; 326.- A partir de los datos de energías medias de enlace, calcula la variación de entalpía de

formación del amoniaco gaseoso y compárala con su valor real que es de -46,2 KJ/mol 327.- A partir de las energías medias de enlace, calcula la entalpía de la reacción de

hidrogenación del acetileno (CH2 = CH2) para formar etano (CH3 – CH3). 328.- A partir de las energías medias de enlace, haz una estimación de la variación de

entalpía de la reacción de combustión del etano. 329.- Haz una estimación de la entalpía de combustión del butano (g) empleando los datos

de las energías medias de enlace.


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Cinética química.

161

6.- CINÉTICA QUÍMICA.

6.1.- Introducción. ................................................................................. 162 6.2.- Velocidad de una reacción química. ............................................ 162 6.2.1.- Velocidad de una reacción química. ...................................................... 162 6.2.2.- Ecuación cinética de una reacción química. Órdenes de reacción. ....... 165 6.2.3.- Integración de la ecuación cinética ...................................................... 166 6.3.- Mecanismos de reacción. ............................................................. 167 6.4.- Factores que influyen en la velocidad de una reacción. ............. 169 6.5.- Teoría de las reacciones químicas. .............................................. 170 6.5.1.- Teoría de las colisiones. ........................................................................ 171 6.5.2.- Teoría del estado de transición. ............................................................ 172 6.6.- Catalizadores. ................................................................................ 173 6.7.- Problemas y cuestiones. ................................................................ 175


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6.1.- Introducción. La Termodinámica, como hemos visto en el tema anterior, nos da dos tipos de información sobre los procesos químicos de gran importancia:

a) la variación de energía que se absorbe o se desprende en una reacción química. b) si una reacción química será espontánea o no, es decir, si puede transcurrir o no en

unas determinadas condiciones por sí sola. Sin embargo, la Termodinámica no nos proporciona información sobre la velocidad con la que va a transcurrir un proceso químico. Por ejemplo, la transformación del carbono diamante en carbono grafito es un proceso espontáneo; no obstante, el proceso es tan lento que no se aprecia cambio alguno aunque transcurran siglos. Por otro lado, también podemos manipular las condiciones en las que va a tener lugar una reacción química para acelerarla o frenarla; por ejemplo, metemos los alimentos en el congelador para retardar el proceso de descomposición. La cinética Química es la parte de la Química que estudia la velocidad de los procesos químicos y los factores, tanto internos como externos, que en ella pueden influir. Es evidente la importancia que tiene la velocidad de un proceso físico y/o químico en el campo de la industria, para saber si será económicamente rentable o no; sin embargo, resulta muy difícil predecir entre dos procesos, cuál será el más rápido. Por esa razón, la cinética química es eminentemente experimental y tiene como finalidad encontrar expresiones matemáticas que relacionen la velocidad de una reacción química con los diferentes factores de los que depende como son, fundamentalmente, la concentración de los reactivos y la temperatura. En este tema, además, abordaremos el estudio de los catalizadores, los distintos tipos que existen, cómo actúan y los efectos que producen sobre la velocidad de las reacciones. 6.2.- Velocidad de una reacción química. 6.2.1.- Velocidad de una reacción.

La velocidad de la reacción sería una expresión de la forma:

[ ] [ ] [ ]ttt

votn

ttnnv mediamedia ∆

∆=

−−

=∆∆

=−−

=12

12

12

12

es decir, se trata de ver la variación del número de moles “ n” (o concentración “[ ]”) de una sustancia, que intervenga en la reacción, con respecto al tiempo.

Cinética química.

163

Ahora bien, hay que tener en cuenta dos aspectos:

1. Si la sustancia es un reactivo, su cantidad de moles (o concentración) disminuirá con el tiempo al ir transformándose en productos, por lo que, de acuerdo con la expresión anterior la velocidad será negativa, mientras que si se trata de un producto, a formarse más cantidad conforme transcurre el tiempo la velocidad sería positiva. Para unificar criterios, se prefiere poner a los reactivos un signo negativo delante para que todas las velocidades sean positivas.

2. Si el coeficiente del ajuste de la reacción es alto, significará que, si es un reactivo,

desaparecerá muy rápidamente y, si se trata de un producto, se formará con mayor velocidad. Con la finalidad de que independientemente de la sustancia a la que nos refiramos, la velocidad sea la misma en una determinada reacción, se divide por dicho coeficiente estequiométrico.

Por lo tanto, la velocidad de una reacción, “v”, es una magnitud positiva que nos permite determinar la variación que experimenta cualquier reactivo o producto con respecto al tiempo. Para la siguiente reacción genérica:

a A + b B c C + d D

[ ] [ ] [ ] [ ]t

ndt

nct

nbt

na

v DCBA∆

∆+=

∆∆

+=∆

∆−=

∆∆

−=1111

Si el recipiente en el que transcurre la reacción es de volumen constante, como ocurre en la mayoría de los casos, y las sustancias están uniformemente repartidas en su interior, se divide toda la ecuación por el volumen y obtenemos una expresión similar en función de las concentraciones, tal y como aparece a continuación:

[ ] [ ] [ ] [ ]

tD

dtC

ctB

btA

av

∆∆

+=∆∆

+=∆∆

−=∆∆

−=1111

Es así como se define la velocidad, y por lo tanto, su unidad será Molaridad/seg, es decir, mol.L-1.s-1. Si lo que queremos no es determinar velocidades medias sino instantáneas, no tendremos más remedio que recurrir al concepto de derivada.

dtdn

ddtdn

cdtdn

bdtdn

av DCBA 1111

+=+=−=−=

[ ] [ ] [ ] [ ]

dtDd

ddtCd

cdtBd

bdtAd

av 1111

+=+=−=−=


164

Si representamos gráficamente la variación de la concentración de un reactivo o de un producto en función del tiempo, salen gráficas del siguiente tipo:

la velocidad de una reacción en un instante viene dada, como hemos visto anteriormente, por la derivada de la concentración de una sustancia que intervenga en la reacción con respecto al tiempo. Como sabrás de cursos anteriores, la derivada de una función es la pendiente de la recta tangente a la curva en un punto dado, por lo que, podemos concluir que:

a) Para un reactivo, se observa que la pendiente de la recta tangente a la curva (es decir, la velocidad) disminuye con el tiempo, por lo que la velocidad es máxima en el instante inicial, cuando la concentración de reactivos es mayor. Cabe resaltar que transcurrido un cierto tiempo la concentración de un reactivo apenas varía con el tiempo, es decir, la velocidad es casi nula.

b) Para un producto, la situación es muy similar con la diferencia de que su

concentración es nula inicialmente y va aumentando con el tiempo, pero, de la misma forma que antes, la velocidad es máxima inicialmente y poco a poco va disminuyendo.

En general, la velocidad depende de las concentraciones de los reactivos, y a medida que estos se consumen, la velocidad de reacción disminuye. Es importante destacar que en la mayoría de las reacciones, los reactivos no se agotan nunca. Llega un momento en que la concentración de reactivos y productos no varía con el tiempo, a pesar de que la reacción siga transcurriendo. Lo que realmente ocurre es que la velocidad con la que los reactivos desaparecen para formar productos, es la misma con la que los productos reaccionan entre sí para formar de nuevo los reactivos (por eso no se agotan). Cuando esta situación se produce, decimos que se ha alcanzado el equilibrio.

Cinética química.

165

6.2.2.- Ecuación cinemática de una reacción química. Órdenes de reacción. Una ecuación cinemática de una reacción, es una expresión matemática que relaciona la velocidad de reacción con las concentraciones de las sustancias que intervienen en el proceso. Por ejemplo, para la reacción:

a A (g) + b B (g) productos la ecuación cinética toma la siguiente forma:

[ ] [ ]βα BAkv ⋅=

donde “k” es una constante de velocidad, que depende fundamentalmente de la temperatura, y aparecen las concentraciones molares de los reactivos elevados a unos exponentes positivos (α, β, ...) que reciben el nombre de órdenes parciales de la reacción, que no tienen porqué coincidir con los coeficientes estequiométricos (de ajuste) de la reacción. Vamos a verlo con algunos ejemplos concretos para las siguientes reacciones:

[ ] [ ]22122 2 IHkvgHIgIgH ⋅=→+ )()()(

[ ] [ ]22

222 22 ONOkvgNOgOgNO ⋅=→+ )()()(

[ ]2232222 22 OHkvgOlOHacOH =+→ )()()( e incluso, hay algunas ecuaciones de velocidad extremadamente complejas como la de la reacción:

[ ] [ ][ ][ ]2

5

21224

221

2

BrHBrk

BrHkvgHBrgBrgH+

⋅=→+

/)()()(

Las ecuaciones de velocidad de cualquier reacción sólo pueden determinarse experimentalmente. Los órdenes parciales de reacción indican la dependencia de la velocidad respecto a la concentración de cada uno de los reactivos. A la suma de todos ellos se le llama orden total de la reacción. Por ejemplo, para la reacción genérica:

[ ] [ ]26232 BAkvgQlPgCgBgA ⋅=+→++ )()()()()( es de primer orden con respecto a A, de segundo orden con respecto a B y de orden 0 con respecto a C, y la reacción sigue una cinética de tercer orden (1+2+0), es decir, el orden total de la reacción es 3.


166

Las unidades de la constante de velocidad dependen del orden total de la reacción, por ejemplo:

[ ]2232222 22 OHkvgOlOHacOH =+→ )()()( para esta reacción las unidades de la constante será:

[ ]1

223

1 −==⋅

=⇒= sssM

MM

sM

OHvk

mientras que para esta otra reacción:

[ ] [ ]22122 2 IHkvgHIgIgH ⋅=→+ )()()( las unidades de la constante serán:

[ ] [ ]1111

22221

1 −−−− ⋅=⋅=⋅

=⋅

=⇒⋅

= sLmolsMsMsM

MM

sM

IHvk

.

6.2.3.- Ecuación integrada de la velocidad. Si queremos conocer cómo varía la concentración de una sustancia con respecto a tiempo, no tenemos más remedio que integrar la ecuación de velocidad de dicha reacción. Por ejemplo:

[ ]2232222 22 OHkvgOlOHacOH =+→ )()()(

por lo tanto se cumplirá que: [ ] [ ]223

2221 OHk

dtOHdv ⋅=−=

que despejando, tenemos: [ ][ ] dtk

OHOHd

⋅⋅−= 322

22 2

que integrando resulta: [ ] CtkOH +⋅⋅−= 322 2ln

por lo que: [ ] CeOH tk += − 3222

Cinética química.

167

Si la ecuación de velocidad es de primer orden, su integración es relativamente sencilla, como acabamos de ver, pero si es de orden superior, los cálculos pueden ser bastante más complejos. En general, para una ecuación de velocidad de primer orden, la ecuación que resulta de su integración tiene la forma:

[ ] [ ] tkeAA ⋅−⋅= 0 como podemos observar, en estos casos de reacciones de primer orden, la concentración de un reactivo, decae con el tiempo de forma exponencial a partir de una concentración inicial. Se puede comprobar fácilmente que si la reacción es de orden cero, la variación de la concentración con el tiempo es lineal y si es de orden superior a uno, la integración nos lleva a otro tipo de expresiones distintas, pero a medida que el orden sea mayor, la concentración de reactivos disminuirá más rápidamente como se puede deduce de la ecuación de velocidad de la reacción, tal y como se puede apreciar en la siguiente gráfica:

6.3.- Mecanismos de reacción. Una ecuación química ajustada, suele ser un proceso global de una combinación lineal de los múltiples procesos que tienen lugar. La velocidad de una reacción química dependerá, por tanto de la velocidad de ese conjunto de pasos intermedios existentes hasta obtener los productos de la reacción, es decir, si una determinada reacción tiene 4 procesos intermedios de los que tres son muy rápidos y uno de ellos es lento, la velocidad global de la reacción será baja.


168

Este es el motivo por lo que dos reacciones aparentemente similares tengan ecuaciones de velocidad completamente diferentes:

[ ] [ ]22122 2 IHkvgHIgIgH ⋅=→+ )()()(

[ ] [ ][ ][ ]2

5

21224

221

2

BrHBrk

BrHkvgHBrgBrgH+

⋅=→+

/)()()(

Se denomina mecanismo de la reacción a la secuencia de pasos intermedios simples que corresponden al avance de la reacción química a escala molecular, mientras que la ecuación química sólo indica los estados inicial y final. Si comparamos una reacción química con una vuelta ciclista por etapas, el mecanismo de la reacción nos daría información detallada de cada una de las etapas mientras que la ecuación química sólo nos indicaría desde dónde se parte en la primera etapa y a dónde se llega en la última. Cada paso intermedio del mecanismo de la reacción se denomina etapa o reacción elemental, por el hecho de que cada etapa debe ser tan simple que no se puede simplificar más, es decir, cada etapa está indicando exactamente que especies están interaccionando entre sí a escala molecular. A diferencia de lo que ocurre en la ecuación de velocidad global de la reacción, en la ecuación de velocidad de cada etapa, los órdenes parciales sí que coinciden con los coeficientes estequiométricos de las especies que intervienen en dicha etapa. Vamos a estudiar el mecanismo de la reacción de primer orden:

[ ]ONkvgOgNgON 2222 22 =+→ )()()(

Dicha reacción no puede tener lugar en una sola etapa ya que si fuese así, tendría que ser de segundo orden y no lo es, por lo tanto, deber ser algo más compleja. En realidad, esta reacción global tiene lugar en dos etapas más simples (observa que los órdenes de reacción de cada una de las etapas sí coinciden con los coeficientes estequiométricos): Reacción elemental 1: [ ]ONkvONON 2122 ⋅=+→

Reacción elemental 2: [ ] [ ]OONkvONOON ⋅⋅=+→+ 22222

La primera etapa es muy lenta y por lo tanto limita la velocidad de la reacción ya que la segunda es bastante más rápida, ( k2 > k1 ), por lo que la velocidad de la etapa 1 coincide con la velocidad global de la reacción. Hay mecanismos de reacción mucho más complejos que incluso tienen etapas que transcurren simultáneamente (en paralelo), por lo que la deducción de la ecuación cinemática de la reacción nada más que se puede obtener por vía experimental.

Cinética química.

169

Si sumamos las dos etapas elementales, nos da la ecuación química global, pero en las etapas suelen aparecer algunas especies nuevas que no son ni reactivos ni productos (como el átomo de O generado en la etapa elemental 1 y consumido en la 2). Se llaman intermedios de reacción y son especies altamente reactivas que inmediatamente después de su formación en alguna de las etapas posteriores, siendo por tanto su vida muy breve. Al número total de especies (moléculas, átomos, iones, ...) que intervienen como reactivos en cada una de las etapas elementales chocando entre sí o con las paredes del recipiente, se le llama molecularidad. Siguiendo con el ejemplo anterior, la etapa 1 es unimolecular y la etapa 2 es bimolecular. Existen etapas trimoleculares, pero se descartan las tetramoleculares debido a que es bastante improbable que cuatro o más especies interaccionen entre sí simultáneamente. 6.4.- Factores que influyen en la velocidad de una reacción. Además de la concentración de los reactivos, como ya hemos visto anteriormente, hay otros factores que también influyen en la velocidad de una reacción y todos ellos quedan reflejados en el valor de la constante cinética. A continuación pasamos a detallar las más relevantes: a) De la naturaleza química del proceso: Es, después de la concentración, el factor que más influye a la velocidad de la reacción. Normalmente, aquellas reacciones que no implican una reestructuración de los enlaces suelen ser más rápidas, mientras que las que requieren la ruptura y/o formación de nuevos enlaces suelen ser más lentas, especialmente si hay enlaces covalentes múltiples que romper, por ejemplo:

Ba+2 (ac) + CrO4-2 (ac) BaCrO4 (s)

es una reacción rápida ya que no requiere ninguna ruptura ni formación de nuevos enlaces, simplemente tiene lugar una atracción electrostática entre iones para formar un cristal iónico de cromato de bario, mientras que la reacción:

HC ≡ CH (g) + 2 H2 (g) CH3 – CH3 (g)

es muy lenta porque en su mecanismo de reacción, hay etapas en las que se tiene que romper un triple enlace C ≡ C y 2 enlaces H – H , a la vez que se tienen que formar 4 enlaces C – H. b) Del estado físico de los reactivos: En la medida en que los reactivos estén en estados físicos que favorezcan su mezcla, la velocidad de reacción será mayor. Suelen ser más rápidas aquellas reacciones en las que los reactivos son gases, las que los reactivos están disueltos suelen tener velocidades moderadas mientras que si interviene un sólido la velocidad suele disminuir bastante, por eso, es importante que los sólidos estén lo más triturados o pulverizados posible, con la finalidad de aumentar la superficie de contacto entre las sustancias reaccionantes.


170

c) De la temperatura: Salvo raras excepciones, la velocidad de una reacción aumenta bastante cuando subimos la temperatura, debido a que aumentamos la energía cinética de las especies que reaccionan y por lo tanto la frecuencia de colisiones entre ellas para poder interactuar. En 1889, Svante August. Arrhenius demostró que la constante cinética tiene una dependencia exponencial con la Temperatura, de acuerdo con la expresión:

RTEaeAk /−⋅=

donde A es constante para cada reacción química, R la constante de los gases perfectos, T la temperatura en la escala Kelvin (absoluta) y Ea es la llamada energía de activación que es la energía mínima que deben tener las sustancias reaccionantes que chocan, para que su interacción sea eficaz y haya reacción. d) De la presencia de catalizadores e inhibidores: Un catalizador es una sustancia que se caracteriza por aumentar la velocidad de la reacción y recuperarse al final del proceso sin haber sufrido ningún cambio químico, por lo que nunca aparecerá en la ecuación global de la reacción aunque si en alguna o varias de las etapas elementales del mecanismo de la reacción. Los inhibidores son, por el contrario, sustancias que disminuyen la velocidad de la reacción. Los inhibidores suelen actuar en las primeras etapas del mecanismo de la reacción bloqueando algunos intermedios de la reacción lo que hace que el proceso no pueda avanzar con la velocidad habitual. 6.5.- Teoría de las reacciones químicas. No existe una correspondencia entre la espontaneidad de una reacción y su velocidad. Existen reacciones muy espontáneas (∆G <<<< 0) y que sin embargo son muy lentas o, al contrario, reacciones poco favorables, termodinámicamente hablando, que cuando se producen son muy rápidas. En general, no es posible determinar teóricamente las constantes cinéticas o las ecuaciones de velocidad de una reacción, por lo que deben ser obtenidas experimentalmente. Sin embargo, sí existen teorías que permiten explicar algunos aspectos importantes, como la relación que existe entre la temperatura y la constante cinética, entre otras. Vamos a exponer las dos más importantes.

Cinética química.

171

6.5.1.- Teoría de colisiones. Se basa en la idea de que para que una reacción pueda tener lugar, las moléculas de las sustancias deben chocar previamente entre sí, y por lo tanto:

“La velocidad de una reacción es proporcional al número de colisiones producidas por unidad de tiempo entre las moléculas de los reactivos.”

De acuerdo con esta teoría, cualquier factor que haga aumentar la frecuencia con la que tienen lugar dichas colisiones, deberá aumentar la velocidad de la reacción (o lo que es lo mismo, su constante cinética). Sin embargo, no todas las colisiones que tienen lugar entre las moléculas de los reactivos van a dar lugar a productos, ya que no todas las colisiones son efectivas. Si así fuera, las reacciones entre sustancias líquidas o disueltas serían muy rápidas, ya que en estos estados, el número de choques es muy grande (entorno a 1030 por segundo), y en la práctica, muy pocas reacciones tienen lugar a altas velocidades. La mayoría son relativamente lentas debido a que muchas de las colisiones producidas no son efectivas y no se traducen en la formación de productos. Para que las colisiones sean efectivas hay dos aspectos importantes que deben cumplirse:

a) las moléculas, átomos, iones, ... de las especies reacionantes deben tener una energía mínima necesaria (energía de activación), dado casi todas las reacciones implican una ruptura de enlaces que requieren un aporte energético.

b) La orientación relativa de las especies que colisionan debe ser la adecuada para que la interacción sea efectiva.

H2 + I2 2 HI


172

6.5.2.- Teoría del estado de transición. En esta teoría no se hace un estudio del movimiento de las partículas, sino de los cambios energéticos del sistema donde se realiza la reacción. La hipótesis postula la existencia de una especie llamada complejo activado que posee una estructura química entre los reactivos y los productos, en la cual se han debilitado los antiguos enlaces y se han empezado a formar los nuevos. El complejo activado es muy inestable por su elevada energía y se descompone de forma casi instantánea en los productos de la reacción. La región próxima al máximo de energía se llama estado de transición y la diferencia de energía entre el complejo activado y los reactivos es la energía de activación. Si la energía de activación es pequeña, muchas moléculas alcanzarán el estado de transición y la reacción será rápida. Por otro lado, si el estado energético de los reactivos es mayor que el de los productos, la reacción será exotérmica y, por el contrario, si el estado energético de los reactivos es menor que el de los productos, la reacción será endotérmica.

Si aumentamos la temperatura, aumentamos la energía de los reactivos y por lo tanto, más moléculas podrán alcanzar la energía del complejo activado y por lo tanto, mayor será la velocidad de la reacción.

Cinética química.

173

6.6.- Catalizadores. Una de las formas más simples de aumentar la velocidad de una reacción consiste en aumentar la temperatura, pero en algunas ocasiones no es aconsejable o bien porque disminuye el rendimiento de la reacción o bien porque los reactivos se descomponen formando otros productos no deseados. Hay otro proceso alternativo para aumentar la velocidad de la reacción sin alterar la temperatura y consiste en introducir en el medio una sustancia, llamada catalizador, que consiga el mismo efecto. También existen otras sustancias llamadas inhibidores que consiguen el efecto contrario, ralentizar la reacción. Un catalizador puede definirse como una sustancia capaz de hacer que un sistema químico alcance más rápidamente su estado de equilibrio, sin alterar las propiedades de dicho equilibrio ni consumirse durante el proceso. Los catalizadores deben tener las siguientes características:

a) No debe ser ni reactivo ni producto, por lo tanto no aparecerá en la ecuación global de la reacción química.

b) Son eficaces incluso si existe en muy pequeñas cantidades en el sistema químico.

c) Se recupera al final del proceso en el mismo estado en el que se ha introducido, es decir, que podría volver a utilizarse de nuevo.

d) No altera las variables termodinámicas del proceso, porque el catalizador ni aporta ni consume energía del sistema; no cambia ni ∆H ni ∆G ni ∆S de la reacción.

e) Un proceso que no sea espontáneo no será favorecido por la presencia de un catalizador.

f) Acelera por igual la reacción directa e inversa. El catalizador conduce la reacción más rápidamente al estado de equilibrio por ambos sentidos.

g) En general, los catalizadores son específicos, es decir, aceleran sólo una reacción concreta y no el resto.

Un catalizador actúa sobre los estados intermedios del mecanis-mo de la reacción dismi-nuyendo la energía de activación, tanto la directa como la inversa, tal y como se muestra en la figura. Por su parte, un inhibidor, lo que hace es aumentar la energía de activación, haciendo de esa manera que la velocidad de la reacción disminuya.


174

Hay varios tipos de procesos de catálisis:

a) Catálisis homogénea: En este caso, el catalizador se encuentra en la misma fase que los reactivos. Puede ser en fase gaseosa o en fase líquida, pero en cualquier caso es poco utilizada a nivel industrial, sin embargo adquieren gran importancia en los estudios de los problemas medioambientales de la atmósfera. Por ejemplo, la reacción de destrucción del ozono (gas) es catalizada por la presencia de átomos de cloro o flúor (también gaseosos) procedentes fundamentalmente de los CFC (sustancias utilizadas en los propelentes de aerosoles y en los aparatos de refrigeración).

b) Catálisis heterogénea: el catalizador se encuentra en una fase distinta a la que

están los reactivos. Se utiliza mucho en procesos industriales y su mecanismo más común está basado en la adsorción de las moléculas reaccionantes (generalmente gases) en la superficie del catalizador (generalmente sólido). Algunos ejemplos son: 1.- Síntesis del amoniaco por el método de Haber.

3250450

22 23 322 NHHN atmCOAlOKFe →+ ,º,,,

2.- Oxidación del dióxido de azufre (SO2): este proceso, muy importante como paso intermedio en la fabricación de ácido sulfúrico es catalizado por Platino (o u óxido de vanadio V2O5 que es más barato pero menos eficaz) según el siguiente proceso:

3500

22 22 SOOSO CPt →+ º, c) Catálisis enzimática: Casi todos los procesos bioquímicos necesitan ser

catalizados porque deben tener lugar a 37 ºC, que es una temperatura relativamente baja. Las sustancias que catalizan las reacciones bioquímicas se llaman enzimas y son proteínas de elevada masa molecular. La catálisis encimática presenta dos características diferenciadoras:

1.- Su eficacia es muy superior a cualquier otro tipo de catalizadores artificiales utilizados hasta la fecha. 2.- Son muy específicos, cada enzima, por lo general, sólo cataliza una reacción muy concreta. En la catálisis enzimática, el reactivo o sustrato encaja perfectamente en un punto específico de la molécula del enzima, manteniéndose en esta posición por fuerzas intermoleculares. Después de esta adsorción, la configuración de la enzima puede debilitar el enlace clave del sustrato aumentando así la velocidad de la reacción:

Cinética química.

175

6.7.- Problemas y cuestiones. 330.- En la reacción I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g) han desaparecido 0,8 moles/litro en 2

segundos. Calcula la velocidad media de reacción en ese intervalo de tiempo, referida a un reactivo y a un producto. Observa que el resultado es el mismo.

331.- En la reacción: A + 2 B + C R + 2 S la ecuación cinética correspondiente es de segundo orden con respecto a A y a B y de

orden cero con respecto a C. Escribe la ecuación de velocidad e indica que unidades tendrá la constante de velocidad.

332.- La descomposición de una sustancia A sigue una cinética de primer orden, cuya

constante vale 0,6 M -1s -1. Si la concentración inicial de A es de 0,5 M, ¿cuál será la concentración de A cuando hayan transcurrido 3 segundos?

333.- Se estudia la cinética de la siguiente reacción química: 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) y se obtiene que a cierta temperatura constante, la velocidad inicial de la reacción

depende de las concentraciones de los reactivos tal y como se muestra en la siguiente tabla: Exp. Velocidad (M/s) Concentración NO (M) Concentración O2 (M)

1 0,028 0,02 0,01 2 0,056 0,02 0,02 3 0,224 0,04 0,02 4 0,014 0,01 0,02

a) determina los órdenes parciales y el orden total de la reacción. b) Calcula el valor de la constante de velocidad y sus unidades.

334.- La reacción A + 2 B 2 C + D es de primer orden con respecto a cada uno de los

reactivos. Escribe la ecuación cinemática de la reacción, determina su orden total e indica las unidades de la constante.

335.- Si en una reacción introducimos un catalizador, indica de forma razonada si las

siguientes afirmaciones son ciertas o falsas: a) La entalpía de la reacción disminuye. b) La reacción se hace más espontánea. c) La energía de activación aumenta. d) La constante cinética disminuye. e) Se alcanzará antes el equilibrio reactivos – productos


176

336.- De las tres reacciones cuyas energías de activación se dan en la tabla, ¿Cuál es la que tiene mayor constante de velocidad a igualdad de temperatura? En idénticas condiciones de concentración de reactivos, ¿Cuál será la más rápida? ¿y la más lenta?

Reacción A B C Energía de activación ( KJ/mol) 62 214 147

337.- La velocidad de la reacción del proceso no espontáneo: aA + bB productos , viene

dada por la expresión v = k [A][B] a) ¿Cuál es el orden total de la reacción? b) Si añadimos un catalizador, ¿puede hacerse espontáneo el proceso? c) De que factores depende la velocidad de la reacción? 338.- Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) La velocidad de una reacción se duplica al duplicar la concentración de uno de sus

reactivos. b) La velocidad de una reacción aumenta al disminuir el grado de división de sus

reactivos. c) La velocidad de una reacción disminuye al aumentar la temperatura. c) La velocidad de una reacción aumenta al aumentar la concentración del catalizador. 339.- Se ha comprobado que la reacción A + B productos, es de primer orden tanto

respecto de A como de B. Cuando la concentración de A es de 0,2 mol.L-1 y la de B 0,8 mol.L-1, la velocidad de la reacción es de 5,6.10-3 mol.L-1.s-1. Calcule:

a) el valor de la constante de velocidad de la reacción. b) La velocidad de la reacción cuando las concentraciones de A y B son de 0,3 M.

El equilibrio químico

177

7.- EL EQUILIBRIO QUÍMICO

7.1.- Reacciones químicas reversibles y equilibrio. ........................... 178 7.2.- Las constantes de equilibrio. ......................................................... 179 7.2.1.- La función de Gibbs y las constantes de equilibrio. ............................... 179 7.2.2.- Ley de acción de masas. ........................................................................ 181 7.2.3.- Equilibrios de sistemas heterogéneos. ................................................ 182 7.2.4.- Magnitud de las constantes de equilibrio. ........................................... 182 7.2.5.- Dirección de una reacción. .................................................................... 183 7.3.- Factores que influyen en el desplazamiento del equilibrio. ......... 184 7.3.1.- Principio de Le Chatelier. ...................................................................... 184 7.3.2.- Efecto de la temperatura. ....................................................................... 185 7.3.3.- Efecto de la presión. .............................................................................. 186 7.3.4.- Efecto de la concentración. .................................................................... 186 7.3.5.- Efecto de los catalizadores. ................................................................... 186 7.4.- Problemas y cuestiones. ............................................................. 187


178

7.1.- Reacciones químicas reversibles y equilibrio. Hasta ahora hemos estudiado las reacciones como si fueran totalmente desplazadas hacia la derecha, considerando que uno de los reactivos se agota al final (reactivo limitante); sin embargo, en la realidad, muy pocas reacciones se comportan de esta manera. Lo más habitual es que el proceso directo no llegue a completarse, porque el proceso inverso, conforme se vaya formando más cantidad de productos va adquiriendo más relevancia, reaccionando entre sí para volver a dar los reactivos. Inicialmente la velocidad del proceso directo es máxima, pero a medida que la concentración de reactivos va disminuyendo, también lo hace su velocidad, sin embargo, la velocidad del proceso inverso (inicialmente nula si no hay productos), va creciendo conforme la concentración de productos va aumentando. Llega un momento en el que las velocidades del proceso directo y la del proceso inverso se igualan, es decir, con la misma velocidad que los reactivos desaparecen para formar productos, los productos reaccionan entre ellos para volver a dar los reactivos, y entonces, aunque la reacción se sigue produciendo, no se observan cambios globales. Al final se obtiene una mezcla de reactivos y productos en unas concentraciones molares constantes. Decimos entonces que la reacción ha alcanzado el equilibrio químico (∆G = 0).

El estudio de estas reacciones reversibles (en las que tanto los procesos directo e inverso tienen lugar) y del estado de equilibrio que alcanzan, nos ha permitido determinar las concentraciones de todas las sustancias presentes en dicho equilibrio y los factores que favorecen el desplazamiento del equilibrio en el sentido que nos interese. Este tipo de procesos reversibles se representan con una doble flecha ( ), por ejemplo:

Debemos insistir en el aspecto importante: las reacciones directa e inversa continúan produciéndose incluso después de alcanzarse el equilibrio químico. Se trata de un equilibrio dinámico. Existen reacciones irreversibles en las que es casi imposible detectar el equilibrio ya que las cantidades de reactivos al final del proceso es prácticamente insignificante, por ejemplo:


179

7.2.- Las constantes de equilibrio. 7.2.1.- La función de Gibbs y las constantes de equilibrio. Analicemos la siguiente reacción:

aA + bB cC + dD Se puede demostrar, aunque escapa del contenido de este curso, que:

( ) ( )( ) ( )b

Ba

A

dD

cC

PPPPTRGG

⋅

⋅⋅⋅+∆=∆ lnº

donde ∆G° = Gp° - Gr° que tiene un valor constante y estándar. Dicha ecuación es sólo válida para gases. Cuando se alcanza el equilibrio ∆G = 0, luego:

( ) ( )( ) ( )b

Ba

A

dD

cC

PPPP

TRG

⋅

⋅=

⋅∆

− lnº

y quitando logaritmos:

( ) ( )( ) ( ) pb

Ba

A

dD

cCTR

G

KPPPPe =

⋅

⋅=⋅

∆−

º

Kp es una constante que nos define el equilibrio sólo válida para una temperatura determinada:


180

Kp puede expresarse en función de las concentraciones con la ayuda de la ecuación de los gases perfectos:

[ ] TRATRVnP A

A ⋅⋅=⋅⋅=

Sustituyendo en la expresión de Kp:

( ) ( )( ) ( )

[ ] ( ) [ ] ( )[ ] ( ) [ ] ( )

[ ] [ ][ ] [ ]

( ) ( ) ( )( )badcba

dc

bbaa

ddcc

bB

aA

dD

cC

p TRBADC

TRBTRATRDTRC

PPPPK +−+⋅⋅

⋅

⋅=

⋅⋅⋅⋅⋅

⋅⋅⋅⋅⋅=

⋅

⋅=

si (c+d)-(a+b) = ∆n (suma de los coeficientes de los productos gaseosos menos la suma de los coeficientes de los reactivos gaseosos de la reacción):

[ ] [ ][ ] [ ]

( ) ( ) nc

nba

dcp TRKTR

BADCK ∆∆ ⋅⋅=⋅⋅

⋅

⋅=

luego:

y la relación que existe entre ambas constantes es:

( )

( ) npc

ncp

TRKK

TRKK

∆−

∆

⋅⋅=

⋅⋅=

Si ∆n = 0 (no hay variación en el nº de moles gaseosos), entonces:

Kp = Kc


181

7.2.2.- La ley de acción de masas. La idea fundamental sobre las constantes de equilibrio puede deducirse con los datos de la siguiente tabla referidos al equilibrio del proceso de descomposición del tretraóxido de dinitrógeno (N2O4) en dióxido de nitrógeno (NO2) según la siguiente ecuación química:

vamos a establecer varias veces este equilibrio a la misma temperatura pero con distintas concentraciones iniciales tanto de reactivos como de compuestos y medir las concentraciones de las dos especies cuando se alcance el equilibrio. Los datos que se obtienen son:

Concentraciones iniciales (M)

Concentraciones en el equilibrio (M) [ ]

[ ]42

22

ONNOKc =

[ ]oON 42 [ ]oNO2 [ ]eqON 42 [ ]eqNO2

0,670 0,000 0,643 0,055 4,65 . 10-3 M 0,446 0,000 0,424 0,044 4,66 . 10-3 M 0,500 0,030 0,491 0,048 4,61 . 10-3 M 0,600 0,040 0,594 0,052 4,60 . 10-3 M

Observa que, si la temperatura no cambia, independientemente de las concentraciones iniciales de las especies que intervienen en la reacción, el valor de la constante de equilibrio es el mismo. Por otro lado, comprobamos que los exponentes a los que están elevadas las concentraciones, coinciden con sus coeficientes estequiométricos. En general, como ya hemos visto antes, para una reacción general del tipo:

a A + b B c C + d D

se debe cumplir que:

[ ] [ ][ ] [ ] b

Ba

A

dD

cC

pba

dcc

PP

PPKo

BA

DCK⋅

⋅=

⋅

⋅=

Esta expresión matemática se conoce como la ley de acción de masas. El valor de Kc (o Kp) es independiente de las concentraciones iniciales de reactivos y productos y sólo depende de la temperatura. Si la temperatura cambia, también lo hará el valor de la constante de equilibro. La ley de acción de masas (o también llamada del equilibrio químico) sólo se cumple para disoluciones diluidas o para gases a bajas presiones. Si en las reacciones intervienen sustancias con altas concentraciones o gases a presiones altas, las cantidades de sustancia deben multiplicarse por unos factores correctores denominados coeficientes de actividad.


182

7.2.3.- Equilibrios de sistemas heterogéneos. Los equilibrios heterogéneos son los que tienen lugar con más de una fase, por ejemplo:

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) Aplicando la ley de acción de masas a dicho equilibrio:

[ ] [ ][ ]3

2´CaCO

COCaOKc⋅

=

se puede aumentar la concentración de dióxido de carbono con sólo añadir un poco más de cantidad de carbonato sódico en el recipiente de volumen constante (por lo que aumentará la presión), pero al añadir más cantidad de sólido, también aumentará su volumen por lo cual su concentración prácticamente permanece constante a lo largo de todo e equilibrio. De forma general, la concentración molar de cualquier sustancia pura sólida o líquida permanece constante, por ello, se incluyen en las constantes de equilibrio. En el ejemplo anterior, la constante de equilibrio sería:

[ ]2COKc = lo mismo ocurre para Kp:

2COp PK =

y como ∆n = 1 (sólo se cuentan los compuestos gaseosos):

( )RTKK cp ⋅=

Como conclusión, debemos decir que en la expresión de la constante de equilibrio, no se incluyen ni los sólidos ni los líquidos puros. 7.2.4.- Magnitud de la constante de equilibrio. Las constantes de equilibrio se pueden utilizar como medida orientativa del avance de una reacción, es decir, en qué medida los reactivos se van a transformar en productos. Vamos a analizar tres casos posibles: a) Si K es muy grande, del orden de 105 o mayor, cuando se alcance el equilibrio, a partir de los reactivos iniciales, se habrá producido una conversión casi completa de los reactivos en los productos de la reacción.


183

b) Si K es muy pequeña, del orden de 10-5 o menor, cuando se alcance el equilibrio, únicamente se habrán transformado en productos una fracción muy pequeña de los reactivos presentes inicialmente. c) Para valores de la constante de equilibrio K comprendidos entre estos extremos, especialmente si 0'01 < K < 100, los reactivos y los productos se encontrarán en el equilibrio en proporciones comparables, aunque ésto depende en gran medida de la estequiometría de la reacción. Hay que insistir en que, la constante de equilibrio nos da una idea de la extensión de la reacción, hasta donde avanza, pero no nos informa en absoluto acerca de su velocidad, es decir, lo rápido que se produce. Puede que una reacción que tenga una constante muy alta, que esté muy desplazada hacia la derecha, tarde un año en alcanzar el equilibrio transformando la práctica totalidad de sus reactivos en productos. 7.2.5.- Dirección de una reacción.

Si en un proceso químico, inicialmente solo tenemos reactivos, estaremos seguros de que el equilibrio se alcanzará desplazándose hacia la derecha, es decir, hacia la formación de productos, ya que la reacción inversa, inicialmente no se podrá dar. Si por el contrario, inicialmente sólo tenemos productos, la reacción tendrá que desplazarse hacia la izquierda para alcanzar el equilibrio, es decir, los productos reaccionarán para dar los reactivos. Pero, ¿qué ocurre si inicialmente tenemos tanto reactivos como productos?, ¿hacia dónde se desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio?. Hay una forma de averiguarlo muy fácilmente, y es calculando una magnitud denominada cociente de reacción Q que es la misma expresión que la constante de equilibrio pero donde las concentraciones no son las de equilibrio. Una vez determinada, sólo tenemos que comparar su valor con el de la constante de equilibrio, y pueden darse tres situaciones:

a) si Q < K, la relación entre los productos y reactivos debe aumentar, por lo que el equilibrio deberá desplazarse hacia el lado de los productos, es decir, hacia la derecha.

b) Si Q > K, la relación entre productos y reactivos debe disminuir, por lo que equilibrio deberá desplazarse hacia el lado de los reactivos, es decir, hacia la izquierda.

c) Si Q = K, el sistema está en equilibrio, por lo que las concentraciones de productos y reactivos ya no se modificarán si no cambian las condiciones de operación.


184

Vamos a verlo con un ejemplo: Supongamos en un recipiente cerrado de medio litro de capacidad, tenemos una mezcla gaseosa de 1 moles de hidrógeno, 1 moles de yodo y 0,5 moles de yoduro de hidrógeno a 300 º C. La ecuación química del proceso será la siguiente:

cuya constante de equilibrio a dicha temperatura toma el valor de K = 52. Para averiguar el sentido en el que se desplazará la reacción, en primer lugar calcularemos las concentraciones de todas las especies y posteriormente el cociente de reacción: El cociente de reacción toma el valor de 0,25, menor que el valor de la constante de equilibrio a la temperatura de operación que es de 52. Cuando se alcance el equilibrio el cociente de reacción debe valer lo mismo que la constante de equilibrio, por lo que como inicialmente es inferior, deberá aumentar. Para que una fracción aumente, debe hacerlo su numerador y disminuir el denominador, por lo que tendrá que aumentar la concentración de yoduro de hidrógeno y disminuir la de yodo e hidrógeno, por lo que el equilibrio se desplazará hacia la formación de productos, es decir, hacia la derecha. Estamos, por tanto, en condiciones de afirmar que, cuando se alcance el equilibrio habrá más cantidad de yoduro de hidrógeno de la que había inicialmente. 7.3.- Factores que influyen en el desplazamiento del equilibrio. 7.3.1.- Principio de Le Chatelier. Dada la reacción:

aA + bB cC + dD

si una vez alcanzado el equilibrio modificamos alguna de las variables que en él influyen como la presión, la temperatura, la concentración de productos y reactivos, etc., el sistema evolucionará hacia otro estado de equilibrio tendiendo a reducir el efecto de esta acción. Esto es lo que dice el principio de Le Chatelier. Vamos a ver cómo se modifica el equilibrio por efecto de la temperatura, presión, concentración y catalizadores.

[ ][ ] [ ] 250

41

2212

22

2,==

⋅=

⋅=→

HIHIQc

[ ]

[ ]

[ ]

===

===

===

MVnHI

MVnH

MVnI

15050

250

1

250

1

2

2

,,,

,


185

7.3.2.- Efecto de la Temperatura. Si la reacción es endotérmica (necesita calor), al aumentar la temperatura se favorecerá que el equilibrio se desplace hacia la derecha (formación de productos), para así reducir la perturbación que hemos provocado disminuyendo la temperatura (ya que la reacción absorbe calor); y por el contrario, si la reacción es exotérmica se favorecerá que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos (hacia la izquierda), es decir, disminuirá la concentración de los productos. Si representamos a dos temperaturas distintas las curvas que dan la concentración de productos en función del tiempo: - Para una reacción endotérmica ( T2 > T1 ):

- Para una reacción exotérmica ( T2 > T1 ):

Hay que señalar que en el caso de una reacción exotérmica, la concentración de productos alcanzada en el equilibrio es menor si se aumenta la temperatura como ya hemos indicado, pero la velocidad de reacción aumenta.


186

7.3.3.- Efecto de la Presión. Sólo afecta a aquellas reacciones en las que intervienen gases. Al aumentar la presión el equilibrio se desplaza en el sentido adecuado para reducir esa presión. Como la presión es proporcional al número de moléculas, el aumento de presión modificará el equilibrio en el sentido de disminuir el número total de moles, lo que contrarresta ese aumento de presión. Si la presión disminuye ocurrirá todo lo contrario. Vamos a verlo con algunos ejemplos:

si aumenta la presión el equilibrio se desplaza hacia la derecha y si disminuye hacia la izquierda.

en este caso ocurrirá todo lo contrario que en el primero.

en este caso la presión no influye para nada. 7.3.4.- Efecto de la concentración. Si aumentamos la concentración de los reactivos, el equilibrio se desplazará de tal forma que se tienda a reducir ese aumento de concentración, es decir se desplazará hacia la derecha (formación de productos). Si, por el contrario, aumentamos la concentración de los productos, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda (formación de reactivos). 7.3.5.- Efecto de los catalizadores. El catalizador no varía para nada la concentración de los productos en el equilibrio, tan sólo conseguirá que las concentraciones que se tengan que alcanzar en dicho equilibrio, lo hagan más rápidamente, es decir, aumenta la velocidad de la reacción, tal y como ya vimos en el tema anterior.


187

7.4.- Problemas y cuestiones. 340.- A una determinada temperatura, se añaden a un recipiente vacío 746 gr de I2 y 16'2 gr

de H2. Se deja alcanzar el equilibrio y entonces se comprueba que se han formado 721 gr de HI. Calcular Kp y Kc para el proceso de formación de HI.

341.- Se introducen 0'02 moles de CaCO3 en un recipiente de 1 litro, y éste se calienta hasta

1170 ºK. Determinar la composición de equilibrio sabiendo que la reacción: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) posee una Kp= 1'0 atm. 342.- Determinaciones experimentales han permitido conocer que si se calienta amoniaco

puro a 673 K y 0'934 atm, se halla disociado en un 40% en N2 y H2. Determinar: a) La presión parcial de cada uno de los gases cuando se alcance el equilibrio. b) Los moles de cada gas en el equilibrio (suponer que el peso total de la mezcla es de

100 gr). c) El volumen de la mezcla. d) El valor de Kp a 673 K. 343.- La constante Kp para la reacción de descomposición del N2O4 (g) en NO2 (g) a 308 K,

vale 0'32 atm. Calcular la presión a la que el N2O4 se encuentra disociado en un 25% 344.- La constante Kc para la reacción del etanol (CH3CH2OH) con el ácido acético

(CH3COOH) para dar acetato de etilo (CH3COOCH2CH3) y agua, vale 4. ¿Cuántos gr de acetato de etilo se formarán al mezclar 1'3 moles de etanol con 1'33 moles de ácido acético?.

345.- A 630 ºC y 1 atm de presión, la densidad del SO3 es de 0’927 gr/l. Calcular el grado de

disociación, Kp y Kc para la reacción: 2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g) 346.- En un recipiente de 250 cc, se mezclan 16 gr de S con la cantidad estequiométrica de

Hidrógeno a 25 ºC. A esa temperatura, la constante de equilibrio para la reacción: S (s) + H2 (g) H2S (g) tiene el valor de Kp = 6'32.10-5. Determinar la cantidad de ácido sulfhídrico formada. 347.- En la síntesis de Haber, una mezcla de nitrógeno e hidrógeno en la proporción 1:3

tiene a 723 K y 50 atm la siguiente composición en el equilibrio: 9'6% de NH3 ; 28'2% de N2 y 62'2% de H2. Determina el valor de Kp.

348.- En la reacción de formación del HI, Kp = 54'4 a 355 ºC. Determinar el porcentaje de I2 que se convertirá en HI al mezclar 0'2 moles de I2 con

0'2 moles de H2 a la citada temperatura. 349.- Si en el problema anterior la cantidad de H2 se aumenta hasta 2 moles, ¿cuál será el

nuevo porcentaje de I2 reaccionado? ¿Se podría predecir a priori si sería mayor o menor?


188

350.- A 248 ºC y 1 atm, se ha determinado que si se utiliza una muestra inicial de 0'5 moles de SbCl5, la mezcla de equilibrio contiene un 42'8% de Cl2. Calcular Kp para la reacción: SbCl5(g) SbCl3(g) + Cl2 (g)

351.- El CO2, se disocia parcialmente a 2000 K según la reacción:

2 CO2 (g) 2 CO (g) + O2 (g) Experimentalmente se encuentra que reacciona sólo un 1'6% del dióxido de carbono

presente inicialmente. Calcular: a) el valor de Kp suponiendo una presión parcial de CO2 en el equilibrio de una atm. b) la presión total en estas condiciones. 352.- Se sabe que la reacción: 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) tiene una Kp = 3'4 a 1000

K. Cuando se alcanza el equilibrio la presión de SO3 respecto a la de SO2 es de 1'25. Calcular las presiones parciales de los gases presentes en la mezcla y la presión total del sistema cuando se alcance el equilibrio.

353.- El equilibrio CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) tiene una constante de 0'63 a

986 ºC. Determina la presión parcial de cada uno de los gases en el equilibrio si una mezcla del 12% de CO, 22% de H2O, 3O% de CO2 y 36% de H2 se calienta a 986 ºC bajo una presión de 1 atm.

354.- 9 moles de CO y 15 de Cl2 se colocan en un recipiente de 3 litros. En el equilibrio: CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g) se encuentra que hay 6'3 moles de Cl2 en la mezcla. Determina el valor de la constante

de equilibrio Kc. 355.- 12 moles de SO2 y 8 de NO2 se colocan en un recipiente de 2 litros. Al alcanzarse el

equilibrio según la reacción: SO2(g) + NO2 (g) SO3 (g) + NO (g)

se determina que la concentración de NO2 es de 1 M. Calcula el valor de Kc en esas condiciones.

356.- En la reacción: N2O4 (g) 2 NO2 (g) la constante de equilibrio Kc es de 2 M. Se introduce en un recipiente de 1 litro, 1 mol

de N2O4 dejando que se alcance el equilibrio. a) ¿Qué concentración de NO2 se obtendrá?. b) ¿Y si el volumen fuese de 10 litros?. 357.- En un recipiente cerrado de 5 litros de capacidad, se introducen 0'158 moles de I2 y

4'89 de H2 a 500 ºC de temperatura. Determinar la cantidad de HI formado sabiendo que la constante de equilibrio toma el valor de 50 a la citada temperatura.

358.- Calentando a 200 °C una cantidad de pentacloruro de fósforo en un vaso de 10 litros,

se establece un equilibrio que contiene 0’26 moles de pentacloruro de fósforo (PCl5), 0'35 moles de tricloruro de fósforo (PCl3) y 0'35 moles de cloro (Cl2). Calcula el valor de la constante de equilibrio Kc.


189

359.- Tenemos la siguiente reacción en equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) que contiene 3'6 moles de H2, 13'5 moles de N2 y 1 mol de NH3. La presión total es de

2 atm. Calcular las presiones parciales de cada uno de los gases en dicho equilibrio y el valor de Kp.

360.- Calcular las concentraciones en el equilibrio que se alcanza al introducir 0'1 moles de

N2O4 en un erlenmeyer de 2 litros de capacidad a 25 °C, teniendo presente que la reacción:

N2O4 (g) 2 NO2 (g) tiene de Kc = 0'0058 M a dicha temperatura. 361.- Dado que, a 760 °C, Kc = 33'3 M para el equilibrio: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) ¿Cuál será el estado de equilibrio que alcanzará el sistema si inyectamos 1'5 gr de PCl5

y 15 gr de Cl2 en un volumen de un litro? 362.- Se desea obtener un mol de acetato de etilo según la reacción: CH3COOH (l) + CH3CH2OH (l) CH3COOCH2CH3 (l) + H2O (l) Calcular las cantidades mínimas, en moles, de reactivos en partes iguales que deben

utilizarse inicialmente. Para la citada reacción, K = 4 a 20 °C. 363.- Si se calientan 46 gr de I2 y 1 gr de H2 hasta alcanzar el equilibrio a 450 °C según la

reacción: I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g) la mezcla en el equilibrio contiene 1'9 gr de I2. ¿Cuántos moles de cada gas existirán

en el equilibrio?; ¿cuánto vale su constante de equilibrio a 450 °C? 364.- Calcular el % de disociación del N2O4 a 27 °C y 0'7 atm de presión sabiendo que Kc =

0'17 M y la reacción: N2O4 (g) 2 NO2 (g) 365.- Dada la reacción: 2 NOBr (g) 2 NO (g) + Br2 (g) Si el bromuro de nitrosilo está disociado en un 34% a 25 °C y 25 atm de presión,

calcular el valor de Kp a dicha temperatura. 366.- A 374 K, Kp para la reacción: SO2Cl2 (g) SO2 (g) + Cl2 (g) vale 2'4 atm. Si

introducimos 6'4 gr de SO2Cl2 en un tubo de un litro, ¿cual será la presión de SO2Cl2 si no se ha disociado nada?; ¿cuáles serán las presiones parciales de todos los gases cuando se alcance el equilibrio?

367.- Al hacer reaccionar en un recipiente de 10 litros a 240 °C, 0'5 moles de H2 con 0'5

moles de I2 según la reacción: I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g) Kc = 50 a) ¿Cuál es el valor de Kp? b) ¿Cuál es el valor de la presión total en el recipiente cuando se alcance el equilibrio? c) ¿Cuántos moles habrán de I2 en el equilibrio?


190

368.- El carbamato de amonio se disocia según la reacción: NH4CO2NH2 (s) 2 NH3 (g) + CO2 (g) A 25 °C, la presión total de los gases en el equilibrio es de 0'116 atm. Calcular Kp. 369.- Dada la reacción: CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g) cuya constante a 1000 K vale K = 0'719. calcular: a) La composición volumétrica de equilibrio a dicha temperatura partiendo de

cantidades equimolares de los reactivos. b) La presión parcial de cada uno de los componentes en el equilibrio, si la presión

total es de 10 atm. c) ¿qué efecto tendrá sobre el equilibrio un aumento de la presión? 370.- Cuando el óxido de mercurio(II) se calienta en un recipiente cerrado, en el que se ha

hecho el vacío, se disocia en mercurio y oxígeno hasta alcanzarse una presión total que a 380 °C es de 141 mmHg. Calcular:

a) las presiones parciales de cada uno de los gases cuando se alcance el equilibrio a esa temperatura.

b) las concentraciones de los mismos. c) el valor de Kc. 371.- A 400 °C y 50 atm de presión total la síntesis del amoniaco sobre catalizador adecuado

y partiendo de cantidades estequiométricas de hidrógeno y nitrógeno, conduce a un porcentaje volumétrico de amoniaco en el equilibrio del 15%. Calcular:

a) la composición volumétrica del sistema en el equilibrio. b) las presiones parciales en el equilibrio de cada gas. c) el valor de Kc. 372.- En un cilindro provisto con un pistón se tiene una mezcla en equilibrio de COCl2, CO

y Cl2, cuyas concentraciones respectivas son 20M, 2M y 2M. a) Predecir de forma cualitativa qué sucederá si se reduce el volumen a la mitad. b) Comprobar la predicción realizada en el apartado anterior si la temperatura

permanece constante. 373.- A 1000 K y presión 30 atm en el equilibrio:

CO2 (g) + C (s) 2 CO (g) el 17% de los gases presentes son de CO2. ¿Cuál será el nuevo % si la presión la

reducimos a 20 atm? 374.- Sea el sistema en equilibrio:

Xe (g) + 2 F2 (g) F4Xe (g) ∆H = -218 KJ/mol Predecir el efecto que producirá sobre el equilibrio cada una de las siguientes

operaciones, explicándolo: a) Aumento del volumen del recipiente. b) Disminución de la temperatura. c) Adición de Xe (g).


191

375.- A una temperatura determinada se produce la reacción: Xe (g) + 2 F2 (g) F4Xe (g) a) Se mezclan 0'4 moles de Xe con 0'8 moles de F2 en un recipiente de 2 litros.

Cuando se alcanza el equilibrio, el 60% de todo el Xe se ha convertido en F4Xe. Hallar Kc.

b) Se mezclan 0'4 moles de Xe con "y" de F2 en el mismo recipiente. Cuando se alcanza el equilibrio, el 75% de todo el Xe se ha convertido en F4Xe. Hallar el valor de "y".

376.- Una mezcla de nitrógeno e hidrógeno en proporción 1:3 se calienta a 400 °C y se

comprime hasta 50 atm. En estas condiciones, se obtiene un 15'11 % de amoniaco. Hallar Kp para el equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

377.- En un recipiente que contiene amoniaco a una presión de 0'5 atm se colocan 5 gr de

bisulfuro amónico. a) Hallar la presión total en el recipiente una vez alcanzado el equilibrio. b) Hallar la fracción molar de cada uno de los gases en el equilibrio. c) ¿Cual hubiese sido el resultado de los dos apartados anteriores si en lugar de

introducir 5 gr de bisulfuro amónico se hubiesen introducido 10 gr? DATOS: la reacción que se produce es: NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g) Kp = 0'11 atm2 378.- Considerar el equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H = - 92'4 KJ indicar cómo afectará al equilibrio cada una de las siguientes operaciones explicando

las respuestas: a) Aumento de la presión. b) Aumento de la temperatura. c) Adición de un gas inerte que no participe en la reacción, por ejemplo argón. d) Adición de hidrógeno. 379.- A temperatura ambiente, en el aire atmosférico, la relación molar entre Nitrógeno:

Oxígeno : Argón es de 78'08 : 20'94 : 0'98 (ignorar la presencia de otros gases). A la temperatura de 2500 °C, la constante de equilibrio para la reacción: N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) vale K = 2'07.10-3. Hallar la fracción molar del NO a dicha temperatura. 380.- Se ha realizado la reacción N2O4(g) 2 NO2(g) varias veces, con distintas

cantidades, siempre a 134 °C. Una vez alcanzado el equilibrio las concentraciones de las dos substancias en cada muestra fueron:

muestra nº 1 2 3 [N2O4] (moles/l) 0,29 0,05 ? [NO2] (moles/l) 0,74 ? 0,3

Completa la tabla con los valores que faltan.


192

381.- a) Una mezcla en equilibrio para la reacción 2 H2S(g) 2 H2(g) + S2(g) contiene 1,0 moles de H2S; 0,20 moles de H2 y 0,80 moles de S2 en un recipiente de 2 l. Calcula Kc a la temperatura de la mezcla.

b) Otra mezcla a la misma temperatura contiene en un recipiente igual, 0,1 moles de H2 y 0,4 moles de S2, calcula cuántas moles de H2S habrá en la mezcla.

382.- Dadas las siguientes ecuaciones: 1) CO(g) + H2O(g) CO2 (g)+H2 (g) 2) 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3(g) 3) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g). Escribe la relación entre Kc y Kp para cada una. 383.- Un recipiente contiene una mezcla de N2, H2 y NH3 en equilibrio. La presión total en

el recipiente es 2,8 atm, la presión parcial del H2 es 0,4 atm y la del N2, 0,8 atm. Calcula Kp para la reacción en fase gaseosa N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) a la temperatura de la mezcla.

384.- Se mezclan 0,84 moles de PCl5 y 0,18 moles de PCl3 en un recipiente de 1 litro.

Cuando se alcanza el equilibrio existen 0,72 moles de PCl5. Calcula Kc a la temperatura del sistema para la reacción PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2(g).

385.- La siguiente mezcla es un sistema en equilibrio: 3,6 moles de hidrógeno, 13,5 moles

de nitrógeno y 1 mol de amoníaco a una presión total de 2 atm y a una temperatura de 25°C. Se pide:

a) la presión parcial de cada gas; b) Kc y Kp para la reacción: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) a 25 °C. 386.- La constante de equilibrio para la reacción Cl2(g) + CO(g) COCl2(g) es Kc = 5

(mol/l)-1 a cierta temperatura. Se tienen las siguientes mezclas en respectivos recipientes, todos de 1 litro:

Sistema 1 2 3 Moles de Cl2 5 2 1 Moles de CO 2 2 1 Moles de COCl2 20 20 6

¿Está cada uno de estos sistemas en equilibrio? Si no, ¿en qué sentido evolucionarán? 387.- Cuando se mezclan 1 mol de N2 y 3 moles de H2 a cierta temperatura y a una presión

constante de 10 atm se obtienen 0,4 moles de NH3 en el equilibrio. Se pide: a) los moles de cada gas en el equilibrio; b) la presión parcial de cada gas en el equilibrio; c) Kp para la reacción N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) a la misma temperatura 388.- Si se calientan 46 g de yodo y 1 g de hidrógeno a 450 °C, la mezcla en equilibrio

contiene 1,9 g de yodo. Se pide: a) moles de cada gas en la mezcla en equilibrio; b) Kc para la reacción H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) a 450 ºC.


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389.- A 500 K el PCl5 se descompone parcialmente dando PCl3 y Cl2. Se sabe que si se introduce 1 mol de PCl5 en un recipiente de 1 l y se calienta hasta 500 K, un 14 % del mismo se descompone según la ecuación PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g). Calcula Kc para dicha reacción a dicha temperatura.

390.- Si 1 mol de etanol se mezcla con 1 mol de ácido acético a la temperatura ambiente, la

mezcla en equilibrio contiene 2/3 mol de acetato de etilo. Se pide: a) Kc para la reacción: CH3-CH2OH (dis) + CH3-COOH (dis) CH3-COO-CH2-CH3 (dis) + H2O (dis) b) cuántos moles de éster habrá en el equilibrio si se mezclan 3 moles de etanol y 1

mol de ácido acético. 391.- La constante de equilibrio para la reacción CO (g) + H2O (g) CO2(g) + H2 (g) es 4

a cierta temperatura. Se introducen 0,6 moles de CO y 0,6 moles de vapor de agua en un recipiente de 2 l a esa temperatura. Calcula el número de moles de CO2 en el equilibrio.

392.- Se introducen 0,1 moles de N2O4 en un recipiente de 2 litros y se calienta hasta 25 °C.

Sabiendo que Kc para la reacción N2O4 (g) 2 NO2(g) es 0,006 mol/l a 25 °C, obtén las concentraciones en la mezcla en equilibrio.

393.- Para la reacción H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g), K = 50 a 450 °C. En un recipiente de un

litro se introduce 1 mol de H2, 1 mol de I2 y 2 moles de HI: determina a) en qué sentido se producirá reacción; b) los moles de cada gas habrá cuando se alcance el equilibrio.

394.- Kp para la reacción N2O4(g) 2 NO2 (g) tiene un valor de 66 atm a 134 °C. Se

introduce 1 mol de N2O4 en un recipiente y se calienta hasta 134 °C. en el equilibrio la presión es 10 atm. Calcula cuántos moles de NO2 habrá en la mezcla en equilibrio.

395.- La reacción: CH3-(CH2)2-CH3 (g) CH(CH3)3 (g) tiene una constante de equilibrio de 2,5 a cierta temperatura. Si inicialmente se

introduce 1 mol de butano y 0,2 moles de metil-propano, calcula el porcentaje de butano que se convierte en metilpropano.

396.- Un recipiente de un litro contiene una mezcla en equilibrio según la reacción:

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g). Las concentraciones de equilibrio son 0,2, 0,1 y 0,4 moles/l, respectivamente. a) Calcula Kc. b) Se añade, sin modificar el volumen, 0,1 moles de Cl2, calcula la concentración de

PCl5 cuando de nuevo se alcance el equilibrio. 397.- Se encontró que la composición de equilibrio para la siguiente reacción

CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) era 0,1; 0,1; 0,4 y 0,1 moles, respectivamente, en un matraz de 1 litro. Se añadieron a

al mezcla en equilibrio (sin modificar el volumen) 0,3 moles de H2. Calcula la nueva concentración de CO2 una vez restablecido el equilibrio.


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398.- Se desea obtener 1 mol de acetato de etilo a partir de etanol y acético según la

reacción: CH3-CH2OH (dis) + CH3-COOH (dis) CH3-COO-CH2-CH3 (dis) + H2O (dis)

La constante de equilibrio tiene un valor de 4 a 20 °C. Calcula las cantidades de reactivos que se han de mezclar en proporción estequiométrica.

399.- El óxido de mercurio(II) se descompone reversiblemente al calentarse, en vapor de

mercurio y oxígeno. Cuando esta operación se realiza en recipiente cerrado, en el que previamente se ha hecho el vacío, se alcanza una presión total en el equilibrio de 150 mm de Hg a 400 °C. Determina el valor de la constante de equilibrio Kp a dicha temperatura para la reacción:

2 HgO (s) 2 Hg(g) + O2 (g). 400.- En un recipiente cerrado se coloca una cantidad de carbamato de amonio que se

descompone según la reacción: NH4(NH2-COO) (s) 2 NH3 (g) + CO2 (g). Una vez alcanzado el equilibrio a 20 °C, la presión en el recipiente ha aumentado en 0,08 atm. Calcula Kc para dicha reacción.

401.- A 1000°C la presión de CO2 en equilibrio con CaO y CaCO3 es 0,039 atm a) Determina Kp para la reacción CaCO3(s) CaO (s) + CO2 (g); b) si se introduce CaCO3 en un recipiente que contiene CO2 a una presión de 0,5 atm

¿se produce reacción?; c) ¿cuál será la presión final?; d) ¿Y si la presión del CO2 en el recipiente fuera de 0,01 atm?. 402.- El sulfato de hierro(II) se descompone según: 2 FeSO4 (s) Fe2O3 (s) + SO2 (g) +

SO3 (g). Cuando se realiza la descomposición a 929 °C en un recipiente cerrado, inicialmente vacío, la presión en el equilibrio es 0,9 atm;

a) determina Kp a dicha temperatura; b) determina la presión en el equilibrio si el FeSO4 se introdujera en un matraz a 929

°C que contuviera inicialmente SO2 (g) a una presión de 0,6 atm. 403.- Se tienen los siguientes sistemas en equilibrio: a) CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) b) C (graf) + CO2 (g) 2 CO (g). Prediga, justificando la respuesta, en qué sentido se producirá reacción si 1) añadimos CO2 sin modificar el volumen; 2) eliminamos CO2 (haciéndolo reaccionar con NaOH) sin modificar el volumen. 404.- En un cilindro provisto de un pistón se tiene una mezcla en equilibrio según la

reacción: COCl2 (g) CO (g) + Cl2 (g), que contiene en un volumen de 1 litro las cantidades siguientes: 20 moles de COCl2, 2

moles de CO y 2 moles de Cl2. a) calcula Kc. b) predice en qué sentido se producirá reacción si se disminuye el volumen a la mitad c) calcula la composición de la mezcla cuando de nuevo se alcance el equilibrio.


195

405.- Indica, justificando la respuesta, cuál será el efecto de un aumento de la presión

(disminución del volumen) a temperatura constante en cada uno de los siguientes sistemas en equilibrio?

a) N2O4 (g) 2 NO2 (g) b) CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g) c) H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) d) CaCO3 (s) CaO(s) + CO2 (g) 406.- Considera las siguientes reacciones: a) 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) ∆H = -197 kJ b) N2O4 (g) 2 NO2 (g) ∆H = +94 kJ c) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3(g) ∆H = - 22 kJ Explica en qué sentido se producirá reacción si, una vez alcanzado el equilibrio, se

eleva la temperatura a volumen y presión constantes. 407.- Cuando el dióxido de estaño se calienta en presencia de hidrógeno, se produce la

reacción siguiente: SnO2 (s) + 2 H2 (g) Sn (s) + 2 H2O (g) Si los reactivos se calientan en un recipiente cerrado a 500 °C, se llega al equilibrio con unas concentraciones de H2 y H2O de 0,25 moles.l-1, de cada uno. a) Calcula Kc. b) Se añade 0,25 moles.l-1 de H2 al recipiente, ¿Cuáles serán las concentraciones de H2O e H2 cuando se restablezca el equilibrio? c) ¿Pueden encontrarse en equilibrio un mol de H2 y dos moles de H2O a la misma temperatura? Justifica la respuesta.

408.- Considerar el siguiente equilibrio: C (s) + 2H2 (g) CH4 (g) ∆H°= -75 kJ. Predecir

cómo se modificará el equilibrio cuando se realicen los siguientes cambios: a) disminución de la temperatura; b) adición de C (s); c) disminución de la presión de H2; d) disminución del volumen de la vasija donde tiene lugar la reacción. 409.- Cuando el cloruro amónico se calienta a 275°C en un recipiente cerrado de 1 litro, se

descompone dando lugar a cloruro de hidrógeno gaseoso y amoníaco gaseoso alcanzándose el equilibrio. La constante Kp = 1,04.10-2 atm2. ¿Cuál será la masa de cloruro amónico que queda sin descomponer cuando se alcanza el equilibrio si en la vasija se introducen 0,980 g de sal sólida?

410.- En la obtención del ácido sulfúrico, una etapa importante es la correspondiente a la

oxidación del dióxido de azufre gaseoso para formar el trióxido según la reacción: SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) ∆Hº = -88,6 kJ. a) ¿Cómo se modificará el equilibrio al elevar la temperatura? ¿Cambiará la constante

de equilibrio? b) ¿Qué sucederá si se duplica el volumen de la vasija de reacción? 411.- Considere el equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) ∆Hº = -197 kJ. Indique cómo

variará la concentración de SO3 en los casos siguientes: a) al pasar de 25 ºC a 500 ºC. b) al aumentar la presión total del sistema a temperatura

constante. c) al añadir un catalizador al medio. d) al reducir el volumen del recipiente a la mitad.


196

412.- Formule la expresión de Kp para cada una de las siguientes ecuaciones químicas: 1) SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) 2) 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3(g) Compare ambas expresiones y comente las analogías y diferencias. ¿Cuál es la relación

existente entre Kp y Kc para cada una de estas ecuaciones químicas? 413.- Considere el equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆Hº = -92,4 kJ que se

desarrolla en un recipiente de volumen fijo. Indique cómo afectará a dicho equilibrio cada una de las operaciones siguientes: a) Aumento de la presión. b) Aumento de la temperatura. c) Adición de un gas inerte que no participe en la reacción, por ejemplo argón. d) Adición de hidrógeno. Explique su respuesta.

414.- En un recipiente de 1,3 litros de capacidad se tiene 2,6 g de tetróxido de dinitrógeno a

27°C. Cuando se alcanza el equilibrio, la presión en el recipiente es de 0,6 atm. Calcular el grado de disociación del equilibrio: N2O4 (g) 2 NO2 (g).

415.- A 600 K se introduce en un matraz 1 mol de CO2 y C en exceso, la presión total en el

interior del recipiente es de 1 atm. Cuando se alcanza el equilibrio manteniendo constante la temperatura, la presión total en el recipiente es 1,5 atm. Calcular: a) Kp a 600 K para el equilibrio CO2 (g) + C (s) 2 CO (g); b) número de moles de CO2 y CO presentes en el equilibrio.

416.- Analizada una muestra de un gas encerrado en un recipiente de 5 litros a una

temperatura de 600 K que se encontraba en equilibrio químico, se observó que estaba compuesto por amoníaco, nitrógeno e hidrógeno en concentraciones 5.10-4 M, 0,02 M y 0,02 M, respectivamente. A partir de estos datos, obtener los valores de las constantes de equilibrio Kp y Kc para la reacción:

3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g). 417.- Se introduce una muestra de pentacloruro de fósforo en un frasco a una temperatura de

427°C. El pentacloruro se disocia parcialmente produciendo cloro y tricloruro de fósforo: PCl5 (g) Cl2 (g) + PCl3 (g)

Si las presiones parciales del cloro y del pentacloruro son, respectivamente, 0,5 y 0,4 atm, calcular los valores de Kc y Kp, así como las fracciones molares de los componentes de la mezcla en equilibrio.

418.- A cierta temperatura se analiza la mezcla en equilibrio

SO2 (g) + NO2 (g) SO3 (g) + NO (g) que está contenida en un matraz y se determina que contiene 0,6 moles de SO3, 0,45

moles de NO, 0,15 moles de SO2 y 0,3 moles de NO2. a) Calcula Kc. b) Si se añaden a temperatura y volumen constantes 0,3 moles de SO3, calcúlese la

composición de la mezcla de gases, cuando se restablezca el equilibrio. 419.- Se introduce en un matraz de 2 litros una mezcla de 2 moles de gas Br2, y 2 moles de

Cl2. A cierta temperatura se produce la reacción: Br2 (g) + Cl2 (g) 2 BrCl (g). Cuando se establece el equilibrio se determina que se ha gastado el 9,8% de bromo. Calcúlese la constante de equilibrio para la reacción.


197

420.- Escribir la constante de equilibrio para la reacción: C2H6 (g) C2H4 (g) + H2 (g) ∆H = 34,4 kcal, T = 900 K, P = 1 atm; y discutir en qué sentido se desplazará el equilibrio al producirse separadamente los

siguientes cambios: a) aumento de la temperatura a presión y volumen constantes; b) aumento de la presión total; c) aumento de la presión parcial de H2. 421.- En la formación de amoníaco según la reacción

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3(g) ∆H°<0 indicar qué sucederá cuando: a) la temperatura aumente a presión y volumen constante; b) aumenta la presión total; c) aumenta la presión del hidrógeno; d) se añade un catalizador. 422.- En una vasija de 200 ml en la que se encuentra azufre sólido, se introducen 1 gramo de

hidrógeno y 3,2 g de H2S. Se calienta el sistema a 380 K con lo que se establece el equilibrio H2S (g) H2 (g) + S (s) Kc = 7,0.10-2. Hallar la presión parcial de ambos gases en el equilibrio.

423.- El bromuro amónico es un sólido cristalino que se descompone endotérmicamente

según el siguiente equilibrio: NH4Br (s) NH3 (g) + HBr (g). a) Explicar si, una vez alcanzado el equilibrio, la presión del HBr (g) y la cantidad de

NH4Br (s) aumenta, disminuye o no se modifica, en cada uno de los siguientes casos:

i) Cuando se introduce NH3 (g). ii) Al duplicar el volumen del recipiente. b) Deducir si el valor de la constante de equilibrio Kc a 400 °C será mayor, menor o

igual que a 25 °C. 424.- En un recipiente de volumen fijo se introduce, a 250 °C, una cierta cantidad de

pentacloruro de fósforo que se descompone según la reacción: PCl5 PCl3 + Cl2. En el equilibrio existen 0,53 moles de cloro y 0,32 moles de pentacloruro de fósforo. a) ¿Cuál es el volumen del recipiente si Kc vale 4,1.10-2 M?. b) Si se duplica el volumen del recipiente manteniendo constante la temperatura ¿cuál

sería la composición del gas en equilibrio?. 425.- El carbonato de calcio se descompone según la siguiente ecuación termoquímica: CaCO3 (s) CO2 (g) + CaO (s) ∆H° = 87.8 kJ. Se calienta el carbonato de calcio. a) en un crisol cerrado; ¿se descompondrá en su totalidad? b) en un crisol abierto; ¿se descompondrá totalmente? Explicar lo que sucede en

ambos casos.


198

426.- Considera la descomposición del fosgeno: COCl2 (g) CO (g) + Cl2 (g) ∆H° > 0. a) Si a temperatura constante se duplica el volumen de la vasija ¿Aumentará,

disminuirá o no se modificará? i) la cantidad de CO en la mezcla; ii) La constante de equilibrio; iii) La presión parcial de COCl2. b) Si a presión constante y volumen constante se enfría la vasija de reacción, ¿Cómo

se modifica la cantidad de CO?. 427.- Para la reacción en equilibrio a 25 °C: 2 ICl (s) I2 (s) + Cl2(g) la constante Kp vale

0,24 cuando la presión se expresa en atmósferas. En un recipiente de dos litros en el que se ha hecho el vacío se introducen 2 moles de ICl (s).

a) ¿Cuál es la concentración de Cl2(g) cuando se alcance el equilibrio? b) ¿Cuántos gramos de ICl (s) quedarán en el equilibrio?. 428.- A 200°C y un volumen V, la siguiente reacción endotérmica está en equilibrio

NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g). Deduzca y justifique si la concentración de NH3 aumentará, disminuirá o permanecerá

constante, cuando se alcance de nuevo el equilibrio después de: a) introducir NH3(g) b) introducir NH4HS(s). c) Aumentar la temperatura a presión y volumen constante; d) duplicar el volumen del recipiente. 429.- En un recipiente de 2 litros, que contiene inicialmente 3 gramos de dióxido de estaño y

0,1 gramos de hidrógeno se calienta hasta 500 ºC, con lo que se establece el equilibrio cuando la presión parcial del hidrógeno es de 0,975 atm.

a) Calcular la constante de equilibrio: SnO2 (s) + 2 H2 (g) Sn (s) + 2 H2O (g) b) Razonar si, una vez alcanzado el equilibrio, se reduce el volumen a la mitad se

duplicarán o no las concentraciones gaseosas finales.

Reacciones ácido - base

199

8.- REACCIONES ACIDO-BASE.

8.1.- Introducción. ................................................................................. 200 8.2.- Concepto ácido-base según Arrhenius. ........................................ 201 8.3.- Teoría de Brönsted-Lowry. ......................................................... 203 8.4.- Definición ácido-base según Lewis. ............................................. 206 8.5.- Autoionización del agua. Escala pH. ........................................... 208 8.6.- Cálculo del pH de disoluciones ácidas y básicas. ......................... 209 8.6.1.- Ácidos y bases fuertes. ..................................................................... 209 8.6.2.- Ácidos y bases débiles. .................................................................... 209 8.7.- Hidrólisis. ...................................................................................... 209 8.7.1.- Sales de ácido fuerte y base fuerte. ................................................... 210 8.7.2.- Sales de ácido fuerte y base débil. ..................................................... 210 8.7.3.- Sales de base fuerte y ácido débil. ..................................................... 212 8.7.4.- Sales de ácido débil y base débil. ...................................................... 214 8.8.- Indicadores. ................................................................................... 215 8.9.- Volumetrías ácido-base. ................................................................ 216 8.9.1.- Valoración ácido fuerte-base fuerte. ................................................. 217 8.9.2.- Valoración ácido débil-base fuerte. .................................................. 218 8.9.3.- Valoración base débil-ácido fuerte. ................................................... 219 8.10.- Disoluciones amortiguadoras. .................................................... 219 8.11.- Problemas y cuestiones. ............................................................. 222


200

8.1.- Introducción. Hay tres tipos fundamentales de reacciones químicas en función de su mecanismo de reacción: a) Ácido – base: tiene lugar una transferencia de protones. b) Redox: tiene lugar una transferencia de electrones. c) Precipitación: se forma un compuesto insoluble que precitita en estado sólido. En este tema, vamos a estudiar las reacciones ácido-base y en los dos siguientes, las Redox y las de precipitación. Los ácidos y las bases son familias de compuestos químicos. Todos los ácidos, al igual que las bases, poseen un similar comportamiento químico. Los ácidos tienen un sabor característico agrio, enrojecen el papel de tornasol, son capaces de disolver el mármol y reaccionan fácilmente con las bases obteniéndose la sal correspondiente. Por ejemplo:

H2SO4 + 2 Na(OH) Na2SO4 + H2O también los ácidos reaccionan con los óxidos de los metales (los llamados óxidos básicos), dando asimismo, la sal correspondiente, por ejemplo:

2 HCl + K2O 2 KCl + H2O y reaccionan con muchos metales, disolviéndolos y desprendiendo hidrógeno; por ejemplo:

2 HCl + Zn ZnCl2 + H2 Por su parte, las bases o álcalis (del árabe “al kali” que significa cenizas vegetales), tienen un sabor amargo, una sensación jabonosa al tacto, colorean de azul el papel de tornasol y reaccionan con los ácidos para formar las sales correspondientes. Este comportamiento químico similar tanto en los ácidos como en las bases, se debe a razones derivadas de la estructura química de sus moléculas. Vamos a ver en primer lugar cómo ha ido evolucionando el concepto de ácido y de base a lo largo de la historia.


201

8.2.- Concepto de ácido - base según Arrhenius. El concepto de ácido y base que, hoy en día sigue prevaleciendo con algunas mejoras, fue propuesto por Svante Arrhenius en 1884 como parte de otra teoría, también propuesta por él: la teoría de la ionización.

- Ácido: Es cualquier sustancia que en disolución acuosa es capaz de dar protones (H+). Por ejemplo:

H2SO3 HSO3- + H+ SO3

-2 + 2 H+

- Base: Es cualquier sustancia que en disolución acuosa es capaz de dar iones oxidrilo (OH-). Por ejemplo:

Na(OH) Na+ + OH- Fue la primera teoría que sugirió la causa de las propiedades comunes de los ácidos y las bases, (la producción de H+ para los ácidos y OH- para las bases) lo que conduce a identificar reacciones ácido - base por ser estos iones los causantes de las mismas. Sin embargo surgieron algunas dificultades:

a) En disolución acuosa, el ion H+ no existe ya que al tener un radio pequeño y no poseer electrones, se solvata con mucha facilidad:

HCl + H2O Cl- + H3O+

b) Existen sustancias que no poseen grupos OH- y son capaces de comportarse como

las bases. Por ejemplo:

NH3 + HCl NH4Cl

el NH3 reacciona con los ácidos para dar una sal. A pesar de todo, la teoría de Arrhenius permite dar una explicación satisfactoria de la fuerza de un ácido, por ejemplo en la reacción:

HA + H2O A- + H3O+ [ ] [ ][ ] [ ]OHHA

AOHK2

3⋅⋅

=−+

pero, el agua al ser el disolvente de una disolución acuosa diluida, está en exceso, siendo su concentración prácticamente constante, entonces se define una nueva constante de equilibrio llamada constante de acidez (Ka) como:

[ ] [ ] [ ][ ]HA

AOHOHKKa−+ ⋅

=⋅= 32

[ ] [ ][ ]HA

AOHKa−+ ⋅

= 3

donde Ka es la constante de disociación de un ácido.


202

Un ácido fuerte será aquel que ceda muchos protones (H+), por lo tanto, a mayor Ka, el ácido será más fuerte. Los ácidos polipróticos poseen varias constantes de ionización, tantas como protones puedan ceder en disociaciones sucesivas, siendo cada vez más pequeñas. Por ejemplo:

H2S + H2O HS-(ac) + H3O+(ac) K1= 9'1.10-8 M

HS-(ac) + H2O S= (ac) + H3O+(ac) K2= 1'1.10-13 M De forma similar, la disociación de una base será:

B(OH) B+ + OH- [ ] [ ]( )[ ]OHB

OHBKb−+ ⋅

=

a mayor Kb, la base será más fuerte. Con frecuencia se utiliza, en lugar de Ka y Kb, las constantes pKa y pKb, que se definen en una escala logarítmica decimal de la siguiente manera:

pKa = - log Ka y pKb = - log Kb y al ser pKa inversamente proporcional a Ka, también lo es la fuerza relativa del ácido. Lo mismo ocurre con las bases. Existen ácidos y bases que se disocian totalmente. En este caso, la teoría de Arrhenius no da una explicación clara de su fuerza, ya que si:

AH + H2O A- + H3O+ cuando se alcance el equilibrio, la concentración de AH será igual a cero, ya que la reacción está totalmente desplazada, luego:

si [AH] = 0 entonces Ka = ∞

En líneas generales los hidrácidos son ácidos más fuertes que los oxoácidos, debido a que en los hidrácidos, la polaridad del enlace es muy grande y dicho enlace es más atacable, por lo que el protón se libera con mayor facilidad:

HF > HCl > HBr > HI en cuanto a los oxoácidos, a medida que tienen más número de oxígenos, la unión X-O es más fuerte y la unión O-H es más débil, por lo que aumenta la fuerza del ácido, ya que el hidrógeno se puede desprender con mayor facilidad.


203

Un procedimiento que nos permite, de forma aproximada, determinar la fuerza de un oxoácido es la llamada “Fuerza relativa de ácido”, o FRA. Consiste en restar al número de átomos de oxígeno el de los hidrógenos y establecer la siguiente relación:

F.R.A. Fuerza del ácido Ejemplos 3 Ácido muy fuerte HClO4, 2 Ácido fuerte HNO3 , H2SO4 1 Ácido débil H2CO3 , H3PO4 0 Ácido muy débil H3PO3 , H2CO2

evidentemente, es una forma aproximada de comparar fuerzas relativas de unos ácidos con otros, pero no me permite saber cuál es más fuerte si el cálculo anterior es el mismo. Desde luego, la mejor forma de comparar la fuerza de los ácidos (o de las bases) es a través sus constantes de acidez (o de basicidad). 8.3.- Teoría de Brönsted - Lowry.

La teoría de Arrhenius sólo servía para ácidos y para bases en solución acuosa. En 1923, de forma independiente y casi simultánea, N. Brönsted (a la izquierda) y T. M. Lowry (a la derecha) elaboraron un concepto más amplio, que puede resumirse de la siguiente manera:

- Ácido: Sustancia que tiende a dar protones a otra. - Base: Sustancia que tiende a aceptar protones cedidos por un ácido.

Por ejemplo:

H2O + HCl H3O+ + Cl- (ac) base1 ácido2 ácido1 base2


204

CH3COOH + H2O CH3COO- (ac) + H3O+ ácido1 base2 base1 ácido2 Esta teoría plantea que cuando una sustancia pierde un protón, se está comportando como un ácido, pero una vez se ha desprendido de él, como las reacciones son de equilibrio, podría volver a cogerlo por lo que se transforma en una base, la base conjugada del ácido. De manera similar, una base acepta protones, pero una vez lo ha captado, puede desprenderse de él, transformándose en un ácido, su ácido conjugado:

ácido1 + base2 base1 + ácido2 el ácido1 y la base1 forman lo que se denomina un par ácido - base conjugado, (al igual que el ácido2 y la base2). Según esta definición, en la reacción:

HCl + NH3 Cl- + NH4+

el amoniaco es una base ya que tiende a aceptar los protones cedidos por un ácido. Estructuralmente una sustancia es un ácido en potencia si posee átomos de hidrógeno; mientras que, una sustancia es una base en potencia si posee algún átomo con un par o más de electrones no enlazantes, en los que el protón queda unido mediante un enlace covalente coordinado o dativo. La principal ventaja de esta teoría es que permite ordenar de mayor a menor la fuerza de los ácidos. Toda sustancia capaz de ceder protones a otra, será un ácido más fuerte que ésta. Según la citada teoría, una sustancia actuará como ácido frente a otra de menor acidez y como base frente a otra de mayor acidez, es decir, que hasta un ácido puede actuar como base; por ejemplo:

HClO4 + HNO3 NO2ClO4 + H2O ácido base el ácido perclórico libera un protón por lo que se comporta como ácido, mientras que el ácido nítrico aquí actúa como base ya que lo capta. Por lo tanto, una sustancia actuará como base frente a cualquier otra sustancia que sea un ácido más fuerte que él, (en este caso, el ácido perclórico es más fuerte que el ácido nítrico).


205

Se denominan sustancias anfóteras o anfipróticas a aquellas que pueden actuar como ácido o como base según el medio en el que se encuentren. Este es el caso del agua o del ion bisulfato entre otros:

- como ácido HSO4- + OH- SO4

-2 + H2O - como base HSO4

- + H3O+ H2SO4 + H2O

De forma análoga a la teoría de Arrhenius, también se definen las constantes de acidez y basicidad como:

HA + H2O A- + H3O+ [ ] [ ][ ]HA

AOHKa−+ ⋅

= 3

B + H2O BH+ + OH- [ ] [ ][ ]B

OHBHKb−+ ⋅

=

que permiten ordenarlos según su fuerza relativa respecto al agua. A continuación te mostramos dos tablas con las constantes de acidez y basicidad de los ácidos y las bases más comunes: Para los ácidos:

Fuerza Ácido Base conjugada Ka pKa ácidos HClO4 ClO4

- - - fuertes HCl, HBr, HI Cl-, Br-, I- - -

HNO3 NO3- - -

Ka > 55,55 H2SO4 HSO4- - -

H3O+ H2O 55’55 - 1’74 ácidos HIO3 IO3

- 1’9.10-1 0’72 semifuertes H2SO3 HSO3

- 1’7.10-2 1’77 HSO4

- SO4-2 1’2.10-2 1’92

55,55 > Ka > 10-4 HClO2 ClO2- 1’0.10-2 2’00

H3PO4 H2PO4- 7’5.10-3 2’12

HCOOH HCOO- 1’8.10-4 3’74 ácidos CH3COOH CH3COO- 1’8.10-5 4’74 débiles H2CO3 HCO3

- 4’3.10-7 6’37 H2S HS- 9’1.10-8 7’04

10-4 > Ka > 10-10 H2PO4- HPO4

-2 6’2.10-8 7’21 NH4

+ NH3 5’6.10-10 9’25 HCN CN- 4’9.10-10 9’31

ácidos HCO3- CO3

-2 6’0.10-11 10’22 muy débiles HIO IO- 1’0.10-11 11’00

HPO4-2 PO4

-3 4’8.10-13 12’32 Ka < 10-10 HS- S-2 1’0.10-13 13’00

H2O OH- 1’8.10-16 15’74


206

y para las bases:

Fuerza Base Ácido conjugado Kb pKb Bases Li(OH), K(OH) Li+ , K+ - -

fuertes Na(OH) Na+ - - Ca(OH)2 Ca+2 - - Ba(OH)2 Ba+2 - -

Bases CO3-2 HCO3

- 1’7.10-4 3’77 débiles CN- HCN 2’0. 10-5 4’69

NH3 NH4+ 1’8. 10-5 4’75

N2H4 N2H5+ 9’0. 10-7 6’05

Bases NH2OH NH3OH+ 1’0. 10-9 9’00 muy débiles C6H5NH2 C6H5NH3

+ 3’8. 10-10 9’42 de las dos tablas anteriores se puede observar fácilmente que a medida que un ácido es más fuerte, su base conjugada será más débil y viceversa, si un ácido es muy débil, su base conjugada será muy fuerte. La teoría de Brönsted - Lowry también tiene sus limitaciones, ya que hay sustancias con un comportamiento típicamente ácido y que no poseen átomos de hidrógeno. 8.4.- Definición de Lewis. También en 1923, G. N. Lewis da una definición más amplia de ácido y de base:

- Ácido: Sustancia electrónicamente deficiente, capaz de aceptar un par de electrones.

- Base: Sustancia capaz de ceder un par de electrones. Vamos a ver un ejemplo: el tricloruro de aluminio (AlCl3). Su estructura de Lewis será:

el Aluminio es deficitario en electrones, sólo tiene 6 de electrones a su alrededor, 3 suyos y otros tres compartidos por sendos átomos de cloro, por tanto, el átomo de Aluminio dispone de un orbital vacío que puede albergar electrones, por lo que actuará como un ácido de Lewis, por ejemplo:

AlCl3 + Cl- AlCl4-

ácido base


207

Lo mismo le ocurre al trifluoruro de boro, ya que también es deficitario en electrones, tal y como se muestra en el siguiente gráfico:

Las reacciones ácido - base según la teoría de Brönsted - Lowry, también pueden explicarse con la teoría de Lewis, por ejemplo:

está claro que las bases de Brönsted - Lowry reaccionan dando electrones a un protón, luego coinciden con la definición de base de Lewis; sin embargo, un ácido de Brönsted - Lowry necesita de un protón para transferirlo a otra molécula, mientras que la definición de Lewis no lo requiere. Pero como nosotros estamos más interesados en las disoluciones acuosas en donde las reacciones ácido - base implican la transferencia del protón, las definiciones de Brönsted - Lowry nos serán de mayor utilidad.


208

8.5.- Autoionización del agua. Escala de pH. Según Brönsted-Lowry hay sustancias que actúan como bases y otras como ácidos, y ésto depende de con quién actúen. Por ejemplo: H2O + H2O H3O+ + OH- ácido1 base2 ácido2 base1 esta autoionización del agua es pequeña pero medible. Si escribimos la ley de equilibrio:

[ ] [ ][ ]22

3

OHOHOHK

−+ ⋅=

considerando la [H2O] como constante, resulta:

Kw = K . [H2O]² = [H3O+].[OH-] que es la constante de autoionización del agua, que a 25ºC toma el valor de:

Kw = [H3O+].[OH-] =10-14

En una disolución, se pueden dar las siguientes situaciones:

- si [H3O+] > [OH-], es decir [H3O+] > 10-7 disolución ácida. - si [H3O+] = [OH-] = 10-7 disolución neutra. - si [H3O+] < [OH-], es decir [H3O+] < 10-7 disolución básica. Sin embargo, para expresar la acidez o basicidad de una disolución, es más cómodo utilizar un parámetro llamado pH, que se define como:

pH = - log [H3O+] entonces:

- Para disoluciones neutras pH = 7 - Para disoluciones ácidas pH < 7 - Para disoluciones básicas pH > 7


209

En este esquema te mostramos el pH aproximado de algunas disoluciones de sustancias comunes:

También se puede definir el pOH como: pOH = - log [OH-]

y, a 25 º C, se debe cumplir la relación:

pH + pOH = 14 Cuando se trata de disoluciones acuosas de ácidos, la contribución de los iones H3O+ del agua, en general, es despreciable, siempre que la [H3O+] debida al ácido sea mayor o igual a 10-6 M. Es importante saber que existe una relación entre la constante de acidez de un ácido (Ka) y la constante de basicidad (Kb) de su base conjugada:

b

wa K

KK =

ecuación que demostraremos en el punto 8.7 cuando tratemos el problema de la hidrólisis de sales. De momento puedes limitarte a comprobar la veracidad de ésta ecuación con los datos de las constantes que te dimos en el punto 8.3. 8.6.- Cálculo del pH de disoluciones ácidas y básicas. 8.6.1.- Ácidos y bases fuertes. Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente, por lo tanto, al final de la disolución no quedará nada del ácido (o de la base) y de acuerdo con la estequiometría de la reacción es fácil calcular la concentración de iones H3O+ (o de OH-) y a partir de ahí su pH. 8.6.2.- Ácidos y bases débiles. Si el ácido o la base son débiles, el problema se reduce a calcular la concentración de iones H3O+ (o de OH-) teniendo en cuenta que se trata de un equilibrio que viene determinado por su constante de acidez (Ka) o de basicidad (Kb).


210

8.7.- Hidrólisis. La hidrólisis es una reacción ácido-base que se produce al disolver determinadas sales en agua. La reacción tiene lugar entre uno de los iones de la sal y el agua y, hay que tener en cuenta que se trata de una reacción de equilibrio. Sólo pueden dar hidrólisis los siguientes iones: a) Los aniones, (carga negativa), procedentes de los ácidos débiles (Ka pequeñas). b) Los cationes, (carga positiva), procedentes de las bases débiles (Kb pequeñas). Cabe distinguir cuatro casos: 8.7.1.- Sales de ácido fuerte y base fuerte. Estas sales no se hidrolizan. Todas las sales se disocian completamente en sus iones (ya que son compuestos iónicos), pero en el caso de las sales de ácido fuerte y base fuerte, estos iones no reaccionan con el agua. Por ejemplo:

Na2SO4 2 Na+ + SO4-2 (reacción totalmente desplazada)

H2SO4 + 2 H2O SO4

-2 + 2 H3O+ al ser un ácido fuerte, esta reacción también estará muy desplazada, por lo tanto la reacción inversa, es decir, la del anión con el agua para volver a dar el ácido, no se podrá dar (y ésta sería la reacción de hidrólisis). Para el otro ion de la sal (Na+), al proceder de una base fuerte, le ocurrirá lo mismo:

Na(OH) Na+ + OH- esta reacción está totalmente desplazada a la derecha, por lo que la reacción inversa, la del catión con el agua para volver a dar el hidróxido sódico, nunca se dará. Otro ejemplo de este tipo de sales es:

MgCl2 Mg+2 + 2 Cl- el cloruro magnésico proviene del ácido clorhídrico, que es un ácido fuerte, y del hidróxido magnésico, que es una base fuerte, por lo que ni el catión magnesio Mg+2, ni el anión cloruro Cl-, se hidrolizarán. Al disolver este tipo de sales en agua, el pH resultante es igual a 7, ya que al no producirse ni un exceso de protones ni de iones hidroxilo, el pH será el del agua.


211

8.7.2.- Sales de ácido fuerte y base débil. En este caso, el anión no se hidrolizará ya que proviene de un ácido fuerte, pero si se hidrolizará el catión ya que proviene de una base débil. Darán lugar a soluciones acuosas ácidas puesto que el catión reacciona con el agua para dar protones. Vamos a ver un ejemplo con la sal de cloruro amónico (NH4Cl):

−+ + → ClNHClNH 4OH

42 (reacción totalmente desplazada)

el anión no reaccionará con el agua al provenir de un ácido fuerte:

Cl- + H2O no reacciona el catión al provenir de una base débil reacciona con el agua de la siguiente manera (y ésta es la reacción de hidrólisis):

NH4+ + 2 H2O NH4OH + H3O+

la constante de esta reacción de hidrólisis será:

[ ] [ ][ ]+

+

=

4

34

NH

OHOHNHKh

si multiplicamos y dividimos por [OH-] resulta:

[ ] [ ]OHNH

OHNH

wK

OHNH

OHNH

OHOH

OHNH

OHOHOHNH

hK

4

4

4

4

3

4

34

−⋅+=

−⋅+

−⋅+

=−⋅+

−⋅+⋅

=

por otra parte:

−+ + → HONHOHNH 4OH

42

[ ] [ ][ ]OHNH

OHNHKb

4

4−+

=

luego:

esta ecuación nos permite calcular la constante de hidrólisis conociendo Kw y la constante de disociación de la base débil (Kb).


212

Es fácil calcular la concentración de protones si se conoce la concentración de la sal en disolución (c) y la fracción de dicha sal que se hidroliza (α). Vamos a verlo con un ejemplo:

−+ + → ClNHClNH 4OH

42

inicio (M) c 0 0 final (M) 0 c c ya que la reacción está totalmente desplazada. Como el catión proviene de una base débil se hidrolizará según la siguiente ecuación química:

NH4+ + 2 H2O NH4OH + H3O+

Inicio (M) c - 0 0 equilibrio (M) c(1 - α) - cα cα sustituyendo en la constante de hidrólisis resulta:

( )ααα

−⋅⋅

=1c

ccKh

si Kh < 1O-4, entonces α se puede despreciar frente a 1 y resulta que:

2α⋅= cKh de donde:

cKh=α

[ ] cKc

KccOH hh ⋅=⋅==+ α3

y una vez determinado la concentración de protones, ya podemos calcular el pH que dejará la disolución de dicha sal (y el pOH).

pH = - log [H3O+]

pOH = 14 - pH recordemos que en la hidrólisis de sales de ácido fuerte – base débil, la disolución resultante debe ser ácida, por lo que el pH calculado debe ser inferior a 7.


213

8.7.3.- Sales de base fuerte y ácido débil. En este caso es el anión procedente del ácido el que reacciona con el agua hidrolizándose y dará lugar a disoluciones básicas porque el anión al reaccionar con el agua producirá aniones OH- como veremos en el siguiente ejemplo:

CH3COONa CH3COO - + Na+ (reacción totalmente desplazada) como el catión proviene de una base fuerte no se hidrolizará:

Na+ + H2O no reacciona pero el anión al provenir de un ácido débil si reaccionará con el agua según la siguiente reacción de hidrólisis:

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

[ ] [ ][ ]−

−

=COOCH

OHCOOHCHKh

3

3

multiplicando y dividiendo por [H3O+] resulta:

[ ] [ ] [ ][ ] [ ]

[ ] [ ][ ] [ ]

[ ]COOHCH

OHCOOCH

OHOH

OHCOOCH

OHOHCOOHCHKh

3

33

3

33

33

+−

+−

+−

+−

==

por otra parte:

+− + →← OCCOOHC 333 HCOOHH OH 2 [ ] [ ]

[ ]COOHCH

OHCOOCHKa

3

33+−

=

luego:


214

de la misma forma que en el caso anterior, para calcular el pH de la disolución de una sal de este tipo:

+− + → NaCOOCHCOONaCH 3OH

32

Inicio (M) c 0 0 Final (M) 0 c c ya que la reacción está totalmente desplazada. Como el anión proviene de un ácido débil se hidrolizará según la siguiente ecuación química:

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

Inicio (M) c - 0 0 equilibrio (M) c(1 - α) - cα cα

sustituyendo en la constante de hidrólisis resulta: ( )ααα

−⋅⋅

=1c

ccKh

si Kh < 10-4, entonces α se puede despreciar frente a 1 y resulta que:

2α⋅= cKh

de donde:

cKh=α [ ] cK

cKccOH h

h ⋅=⋅==− α

y una vez determinado la concentración de iones hidroxilo, ya podemos calcular el pOH, y a partir de él, el pH que dejará la disolución de dicha sal.

pOH = - log [OH-]

pH = 14 - pOH recordemos que en la hidrólisis de sales de ácido débil – base fuerte, la disolución resultante debe ser básica, por lo que el pH calculado debe ser superior a 7.


215

8.7.4.- Sales de ácido débil y base débil. Tanto el anión como el catión se hidrolizan, por lo tanto, el carácter ácido o básico de la disolución resultante dependerá de cuál de las dos reacciones de hidrólisis tenga lugar con mayor extensión, (mayor Kh). Vamos a ver un ejemplo:

−+ + → CNNHCNNH OH44

2

++ + →←+ OHOHNHOHNH hK3424

12

−− + →←+ OHHCHOHCN hK 22

en este caso, dado que Ka < Kb se cumplirá que Kh1 < Kh2 (puesto que son inversamente proporcionales a las constantes Ka y Kb respectivamente), luego la disolución tendrá un pH básico. 8.8.- Indicadores. Los indicadores son compuestos orgánicos de carácter ácido o básico débil y que tienen la propiedad de cambiar de color según el pH, es decir, que la forma ionizada tiene distinto color a la forma no ionizada, por ejemplo:

HIn + H2O In- + H3O+ donde HIn e In- poseen distinta coloración. Dicho cambio de coloración se produce en un intervalo de pH definido y relativamente estrecho. Si se añade OH- el equilibrio se desplaza hacia la derecha y se verá el color de la forma In-, en caso contrario, si se añaden protones, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda y se verá el color de la forma HIn. Este cambio de color tendrá lugar a un determinado pH según el tipo de indicador utilizado. Del equilibrio anterior se obtiene:

pero, en el instante de viraje o de cambio de color del indicador, ambas formas coloreadas coexisten, siendo sus concentraciones iguales:

[In-] = [HIn]


216

sustituyendo y simplificando de la Ka:

es decir, el pH de viraje del indicador es igual a la pKa de éste. Ahora bien, si en la disolución hay 10 veces más de concentración de un ion que del otro (por lo menos), el ojo humano apreciará el color de la especie que exista en mayor cantidad, por lo tanto es fácil demostrar que el indicador tendrá un intervalo de cambio viraje de:

pH = pKa ± 1 Hay una gran gama de indicadores ácido-base que cambian de color entre pH 0 y 14. Aquí te presentamos algunos de ellos con los intervalos de viraje y el cambio de coloración:

Si se quiere conocer de forma aproximada el pH de una disolución, se utiliza el indicador universal, que es una mezcla en volúmenes iguales de rojo de metilo, timolftaleina, fenolftaleina, α-nalftolftaleina y azul de bromotinol, que da un color rojo a pH = 4 pasando a violeta para pH = 11.


217

8.9.- Volumetrías ácido-base. Muchas veces, necesitaremos calcular la concentración de una disolución. Si la disolución es ácida o básica, un método muy utilizado es la volumetría (medición de volúmenes). Se denomina:

- Alcalimetría: Valoración de una disolución básica mediante una disolución ácida de concentración conocida.

- Acidimetría: Valoración de una disolución ácida mediante una disolución básica de concentración conocida.

El material a utilizar es siempre el mismo: a) Vaso matraz erlenmeyer. b) Una bureta. c) Un indicador adecuado. Se pueden presentar varios casos: 8.9.1.- Valoración ácido fuerte - base fuerte. Por ejemplo: OHSONaNaOHSOH 24242 22 +→+ la sal formada se ioniza y ni el catión ni el anión se hidrolizan (ya que provienen de un ácido fuerte y una base fuerte). Supongamos que tenemos 1 mol de ácido sulfúrico en disolución. Como por cada mol de ácido sulfúrico se forma un mol de sal, el punto de equivalencia se alcanzará cuando se haya añadido la suficiente sosa como para formar ese mol de sal (por estequiometría sabemos que serían 2 moles de NaOH). El hecho de que las relaciones molares no sean siempre 1:1, (en este caso es 1:2), llevó a introducir el concepto de equivalente para utilizarlo en lugar de mol y así los ácidos y las bases reaccionan siempre equivalente a equivalente. En este caso:

492

98===

+ disociansequeHnMácidodeleequivalentPeso r

º

40140

===− disociansequeOHn

MbaseladeeequivalentPeso rº

También se define otra forma de calcular la concentración que es la normalidad (N):

disolucióndelitrosesequivalentnN º

=

Luego el punto de equivalencia es aquel en el que se han añadido una cantidad de equivalentes de base igual a los del ácido que tenemos.


218

El pH de equivalencia, si la valoración es de un ácido fuerte con una base fuerte, será de 7, luego habrá que buscar un indicador que cambie de color alrededor de estos pHs neutros. El proceso a seguir es el siguiente: tenemos en un vaso de precipitados una disolución ácida de concentración perfectamente conocida y le añadimos unas gotas de indicador. Luego, gota a gota, mediante una bureta, vamos añadiendo la base cuya concentración queremos conocer. Al principio la base añadida reaccionará con el ácido y desaparecerá formando la sal. Como el ácido también irá desapareciendo, el pH irá aumentando. Cuando nos acerquemos al punto de equivalencia y ya no quede ácido en la disolución, la siguiente gota de base hará que el indicador cambie de color ya que el pH subirá considerablemente y sabremos que hemos llegado a ese punto de equivalencia. En ese momento, medimos el volumen de base que hemos añadido y aplicando la ecuación:

nº equivalentes ácido = nº equivalentes base

Na . Va = Nb . Vb podremos calcular Nb que es lo único que desconocemos. Es importante saber elegir el indicador adecuado para cada volumetría y para ello es conveniente construirse una curva de valoración que nos da el pH en función del volumen de base añadido:

en la primera gráfica los tres indicadores serían válidos, pero en la segunda, el naranja de metilo y el rojo de metilo no se podrían utilizar ya que cambian de color a pHs lejos del punto de equivalencia (que se encuentra en el punto de inflexión de la curva de valoración).


219

8.9.2.- Valoración ácido débil - base fuerte. Se forma la sal de un ácido débil y base fuerte, cuyo anión sufre hidrólisis y por lo tanto el pH final de equivalencia será básico, es decir, pH > 7. Hay que utilizar un indicador de la zona básica. Un ejemplo de este tipo de valoraciones puede ser el propuesto en el ejercicio 455 de este tema. En él se pretende valorar 50 ml de ácido acético 0'1 M con hidróxido sódico también 0'1 M. Los datos del pH resultante de la disolución, a medida que se va añadiendo volumen de sosa, son: Vol Na(OH) ml pH Vol Na(OH) ml pH Vol Na(OH) ml pH

0 2’88 40 5’36 52 11’29 5 3’80 45 5’71 53 11’46 10 4’15 46 5´82 54 11’57 15 4´39 47 5’95 55 11’68 20 4’58 48 6’13 60 11´96 25 4’76 49 6´44 65 12’11 30 4´93 50 8’73 70 12’22 35 5’12 51 11’0 75 12’30

y si representamos estos datos en papel milimetrado:

se observa que, en torno al punto de equivalencia, que evidentemente se produce cuando se ha añadido 50 ml de hidróxido sódico (ya que las concentraciones del ácido acético y de la sosa son iguales), los saltos de pH son mucho más bruscos, y que el pH se neutralización es de 8'73, que obviamente es un pH básico, luego el indicador adecuado a elegir para esta valoración debe virar en la zona básica, por ejemplo la fenolftaleina.


220

8.9.3.- Valoración base débil - ácido fuerte. Se forma la sal de un ácido fuerte y una base débil cuyo catión sufre hidrólisis y por lo tanto el pH final de equivalencia será ácido, es decir, pH < 7. Hay que utilizar un indicador que cambie de color en la zona ácida como puede ser el naranja de metilo. 8.10.- Disoluciones amortiguadoras. Algunas reacciones, de tipo bioquímico especialmente, requieren medios en los que el pH no varíe. Las disoluciones amortiguadoras, también llamadas tampón, cumplen este fin, mantienen el pH constante al añadirles pequeñas cantidades de ácido o de base. Estas soluciones son siempre de un ácido débil y su sal con una base fuerte o viceversa, es decir de una base débil y su sal con un ácido fuerte. Por ejemplo:

CH3COOH y CH3COONa

NH4OH y NH4Cl Para ver cómo actúa una disolución amortiguadora, vamos a fijarnos en el primer ejemplo, donde se produce el siguiente equilibrio:

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ que es el responsable de la regulación del pH, siempre que sean grandes las concentraciones del ácido acético y de su base conjugada frente a la cantidad de ácido o de base añadidos. Si añadimos una pequeña cantidad de ácido, aumentamos la concentración de protones [H3O+] y, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, consumiéndose algo de iones CH3COO-, que se combinan con los protones en exceso, con lo que en la nueva situación de equilibrio apenas ha variado la [H3O+] y por lo tanto el pH. De forma análoga, si añadimos una pequeña cantidad de base, se combina con los protones y disminuye su concentración. Entonces el equilibrio se desplaza hacia la derecha, consumiéndose algo de ácido acético, con lo que se restituyen los iones H3O+ y se mantiene casi constante su concentración. Vamos a comprobar como funciona una disolución tampón resolviendo el siguiente ejercicio: Calcular la variación de pH que se produce al añadir 1 ml. de HCl 1 M a un litro de: a) agua pura. b) una disolución tampón de ácido acético 0'5 M y acetato sódico 0'5 M. DATO: Ka = 1'85.10-5


221

a) al añadir 1 nl. de HCl 0'1 M a un litro de agua, la nueva concentración de HCl será:

moles = M.V = 1 . 0'001 = 0'001 moles de HCl

M = n/V = 0'001/(1+0'001) ≈ 0'001 M de HCl como el ácido clorhídrico, al ser un ácido fuerte, se disocia completamente:

HCl + H2O Cl- + H3O+

Inicio (M) 0,001 - 0 0 Final (M) 0 0,001 0,001

[H3O+] = 0'001 M

pH = - Log (0'001) = 3

y como el pH original del agua es de 7, podemos decir que el pH de la disolución resultante ha descendido en 4 unidades. b) Para la disolución reguladora, tenemos:

[ ] [ ][ ]COOHCH

OHCOOCHKa

3

33+−

=

- antes de añadir el HCl:

[CH3COO-] = 0'5 M [CH3COOH] = 0'5 M ya que al ser grande la concentración de CH3COO-, apenas estará disociado el ácido acético, mucho menos que en agua pura por el efecto del ion común. Por lo tanto, sustituyendo en la constante de acidez:

[ ]50

5010851

35´

´´

+− ⋅

=⋅=OH

Ka

luego: [H3O+] = 1'85.10-5 ; pH = 4'733

- después de añadir el HCl: como 1 cc. de HCl 1 M contiene 0'001 moles de HCl (ácido fuerte), éste reacciona con 0'001 moles de CH3COO- (base fuerte) para formar 0'001 moles de CH3COOH (ácido débil), y por lo tanto, aproximando el volumen total que es de 1'001 litros a 1 litro:

[CH3COO-] = 0'499 M [CH3COOH] = 0'501 M


222

y sustituyendo en la constante de acidez:

[ ]5010

499010851

35´

´´

+− ⋅

=⋅=OH

Ka

luego: [H3O+] = 1'857.10-5 ; pH = 4'731

vemos que el pH, ahora solamente ha variado en 2 milésimas, es decir, que prácticamente se ha mantenido constante. 8.11.- Problemas y cuestiones. 430.- Calcular el pH de una disolución de ácido sulfúrico que contiene 0,5 gr/l. Considera

las dos disociaciones completas. 431.- Calcular el pH de una disolución de ácido nítrico 0,05 M. 432.- Calcular el pH de una disolución obtenida al disolver 0,387 gr de NaOH en 400 ml de

agua. 433.- Se añaden 0,05 cc. de una disolución de HCl 0,1 M a 500 cc. de agua. Hallar el pH de

la nueva disolución. 434.- Hallar el pH de una disolución de HCl 10-8 M. 435.- Se hacen reaccionar 200 ml de ácido nítrico 0,5 M con 300 ml de NaOH 0,5 M.

Calcular el pH de las disoluciones por separado y el pH de la disolución resultante. 436.- Se prepara una disolución disolviendo 0,5 moles de ácido fórmico (HCOOH), en un

poco de agua, y añadiendo agua hasta enrasar a un litro. ¿Cuál es el pH de la disolución?. (Ka = 0,00017)

437.- ¿Qué pH tendrá una disolución de ácido acético 0,1 M disociada en un 3,2 %?. 438.- Medidas experimentales han demostrado que una disolución de HCN 0,1 M está

ionizada en un 0,0085%. Determinar la constante de ionización de dicho ácido. 439.- Determinar la concentraciones de protones y de iones oxidrilo de una disolución de

amoniaco 0'01 M que está ionizada en un 4'2%. 440.- Calcula la molaridad de una disolución de ácido cianhídrico que está ionizada el 2%. DATO: Ka = 7.10-10 441.- Una disolución de ácido acético 0'1 M está ionizada en un 1'34 %. Calcula su Ka y el

pH de la disolución.


223

442.- Halla el pH de cada una de las siguientes disoluciones: a) 10 ml de HCl 15 M en 750 ml de disolución. b) 0'1 M de ácido hipocloroso (Ka = 3.10-8). c) 0'01 M de hidracina: N2H4. (Kb = 2,3.10-6). 443.- Calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una disolución de ácido

fórmico (HCOOH) de pH = 3 si Ka = 1,7.10-4. 444.- Si 0,2 moles de acetato sódico (CH3COONa), se disuelven en un litro de agua.

Calcular el pH de la disolución resultante. (Ka = 1,75.10-5 y Kw = 10-14). 445.- Hallar el pH y la concentración de HCN (Ka = 4,93.10-10) en una solución preparada

disolviendo 0,45 moles de NaCN hasta un litro de agua. 446.- Calcular el pH de una disolución 0,1 M de acetato sódico tomando la Ka = 1,8.10-5. 447.- Calcular el pH de una disolución 0'1 M de nitrato amónico si Kb=1,8.10-5 y Kw=10-14. 448.- El pH de una disolución de acetato sódico es de 8'35, calcular la concentración de esta

disolución si la constante de acidez del ácido acético vale Ka = 1,8.10-5. 449.- Para neutralizar una disolución de 0,186 gr de KOH puro en 100 ml de agua, se

necesitan 40,4 ml de una disolución de HCl. ¿Cuál es la Normalidad de la disolución de ácido clorhídrico?.

450.- ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 0,1 M se necesita para neutralizar una mezcla de 0'5

gr de NaOH y 0,8 gr de KOH? ¿Qué indicador se podría utilizar? 451.- Se mezclan 50 ml de ácido nítrico 0,1 M con 60 ml de hidróxido cálcico 0,1 M. ¿Qué

volumen de ácido clorhídrico 0'05 M se necesitaría para neutralizar la mezcla? 452.- ¿Qué volumen de una disolución de ácido acético 0'1 M se necesita para neutralizar 25

ml de NaOH 0,2 M? ¿Qué indicador será el adecuado? 453.- Calcular el pH de equivalencia para una valoración de 35 ml de ácido tricloroacético

0,1 N (Ka = 0,13), con KOH 0,1 M. 454.- Un vinagre comercial se valora con sosa 0,127 N consumiéndose 50 ml para

neutralizar 10,1 ml de muestra. Calcular: a) La Normalidad del ácido en el vinagre. b) La acidez del vinagre es debida al ácido acético. Calcular el tanto por cien en peso

del ácido acético que hay en el vinagre si éste tiene una densidad de 1 gr/ml. 455.- Se pretende seguir con algo de detalle la valoración de 50 ml de ácido acético 0,1 M

(Ka= 1,75.10-5), con 60 ml de NaOH 0,1 M. Calcular el pH de la disolución resultante: a) Cuando no se ha añadido nada de sosa. b) Se han añadido 25 ml de solución de

NaOH. c) Se ha neutralizado exactamente el ácido. d) Se han añadido 5 ml en exceso de NaOH 0,1 M.


224

456.- Una central térmica de producción de energía eléctrica libera 5 Tn de dióxido de azufre por hora a la atmósfera. En días húmedos, el dióxido de azufre liberado reacciona con el oxígeno atmosférico y el agua para producir ácido sulfúrico. A cierta distancia de la central existe una laguna con un volumen de 5 Hm3. Si un 1% de todo el dióxido liberado en un día precipita en forma de ácido sulfúrico en la laguna en forma de lluvia ácida y la fauna autóctona existente en ella no puede soportar un pH inferior a 5'2, ¿podrá sobrevivir a dicha agresión?

457.- Responde verdadero o falso a cada una de las siguientes afirmaciones, justificando la

respuesta: a) Para una disolución acuosa 1 M de un ácido fuerte HX: i) La concentración del ion X- es 1 M. ii) La concentración del ácido no ionizado es de 0,5 M. iii) el pH = 0. b) Para una disolución acuosa 0'1 M de un ácido débil HA: i) La concentración del ion A- es 0,1 M. ii) el pH = 1. iii) La concentración del ion H+(ac) es la misma que la del ion A-(ac). c) una disolución de Ca(OH)2 tiene un pH=3. d) Una disolución de cloruro sódico tiene un pH=7 458.- La aspirina o ácido acetil salicílico es un ácido monoprótico débil, cuya fórmula

empírica es HA = C9O4H8 (Ka = 2,64.10-5). Hallar el pH de una disolución preparada disolviendo una tableta de aspirina de 0,5 gr

en un vaso de 100 cc. de agua. 459.- Seguidamente se formulan 5 sales. Para todas ellas escribe su nombre (o su fórmula) y

si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas, básicas o neutras: sulfato amónico ; KCl ; Acetato sódico ; NaBr ; cianuro potásico

460.- La hidracina es una base débil que se hidroliza según la reacción:

N2H4 + H2O N2H5+ + OH- Kb = 2.10-6

a) calcular la concentración de ion hidracinio (N2H5+) que existirá en una disolución

preparada disolviendo 0,05 moles de hidracina en agua hasta un volumen de 250 ml. b) Determinar el pH de dicha disolución. 461.- Responde verdadero o falso a cada una de las siguientes afirmaciones, justificando la

respuesta: a) Para una disolución acuosa 1 M de un ácido fuerte HX: i) La suma de las concentraciones de los iones X-(ac) y H+(ac) es 2 M. ii) el pH de la disolución es negativo. iii) la concentración de HX(ac) es 1 M. b) Para una disolución acuosa 0,1 M de un ácido débil HA: i) La concentración del ion H+ (ac) es la misma que la del ion A- (ac). ii) El pH de la disolución es mayor que 1. iii) la disolución es básica. g) una disolución de cloruro amónico es básica. h) Una disolución de nitrato cálcico tiene un pH = 5


225

462.- Seguidamente se formulan 5 sales. Para todas ellas escribe su nombre (o su fórmula) y si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas, básicas o neutras:

NH4Cl ; KBr ; carbonato potásico ; sulfato sódico ; Ca(NO3)2 463.- Calcular el pH de una disolución de formiato sódico (HCOONa) que contiene 0,1 gr de

la sal en 25 ml de disolución acuosa. DATO: Ka = 1,78.10-4 464.- Se dispone de tres indicadores para los cuales figura entre paréntesis el pH de viraje:

Rojo de metilo (5), Azul de bromotinol (7), fenolftaleina (9) Indica cuál será el más adecuado para las siguientes valoraciones ácido-base: a) hidróxido sódico con ácido nítrico. b) amoniaco con bromuro de hidrógeno. c) ácido acético con hidróxido sódico. 465.- Si a una disolución de un electrolito fuerte se le añade un electrolito débil de forma

que ambas sustancias posean un ion común, ¿Cuál es el efecto resultante? 466.- El ácido salicílico es un ácido monoprótico de fórmula C7O3H6 y de Ka = 1,06.10-3.

Hallar: a) el grado de ionización del ácido salicílico en una disolución que contiene un gramo

de ácido por litro de disolución. b) el pH de la disolución resultante del apartado anterior. c) el grado de ionización del ácido salicílico cuando se prepara una disolución de 1

gramo de dicho ácido en una disolución de 1 litro de ácido clorhídrico 0,1 M. 467.- Dados los pK correspondientes, escribir en orden creciente de acidez las siguientes

especies químicas: HCO3

- ; H2S ; S-2 y NH4+

Datos: Ácido carbónico: pK1 = 6,4 pK2 = 10,3 Ácido sulfhídrico: pK1 = 7,0 pK2 = 12,9 Amoniaco: pK = 4,8 468.- Identifica las especies ácidas o básicas en las siguientes reacciones: a) H2O + S2- OH- + HS- b) NH4

+ + OH- NH3 + H2O c) HNO3 + HClO4 H2NO3

+ + ClO4-

d) H2CO3 + NaOH Na2CO3 + H2O 469.- Identifica cuáles de las siguientes especies son ácidas y cuáles son básicas, escribiendo

reacciones que lo pongan de manifiesto: NH4+ ; CO3

2- ; H3O+ ; HS- 470.- Se tiene un ácido débil HX en disolución acuosa. ¿Qué le sucederá al pH de la

disolución si se añade agua?, ¿y si se añaden iones H+?. 471.- Dadas las especies: NH3, OH-, HCl, HCO3

-. Escribe reacciones que justifiquen el carácter ácido o básico de las mismas, e identifica en cada reacción los pares ácido/base conjugados.


226

472.- Ordena por fuerza ácida creciente las siguientes especies: H2SO3 (pKa1 = 1,81); HCOOH (pKa = 3 ,75); NH4

+ (pKa = 9,24) 473.- ¿Por qué al mezclar 50 ml de disolución 0,5 M de HF con 50 ml de disolución 0,5 M

de NaOH la disolución resultante no es neutra? 474.- Dadas las siguientes bases: La metilamina CH3NH2 (pKb= 3,30), la anilina C6H5NH2 (pKb= 9,38) y el amoniaco NH3 (pKb= 4,74) a) Escribe reacciones que lo pongan de manifiesto. b) Explica cuál será el ácido conjugado más débil. 475.- Calcula el pH de las siguientes disoluciones: a) 0,35 M de ácido hipobromoso. b) 0,02 M de hipobromito de potasio. La constante de acidez del ácido hipobromoso es 2,1.10-9. 476.- Calcula el pH y la concentración de todas las especies en una disolución 0,75 M de

nitrato de amonio. La constante de acidez del catión amonio es 5,6.10-10. 477.- Un ácido monoprótico débil en disolución acuosa tiene un pH = 3. Para neutralizar

100 ml de esta disolución son necesarios 100 ml de una disolución 0,1 M de hidróxido de sodio. Determina el pKa del ácido.

478.- Una disolución de ácido fórmico, HCOOH, que contiene 10 gramos por litro de

disolución, tiene un pH de 2,2. a) Calcula la constante de acidez del ácido fórmico. b) Se mezclan 10 ml de la disolución ácida con 30 ml de una disolución de hidróxido

de sodio 0,1 M. Deduce cómo será la disolución resultante (ácida, básica o neutra). 479.- Se preparan 100 ml de una disolución acuosa a partir de 10 ml de NH3 (d = 0,9 g/ml;

25 % de riqueza). La constante de basicidad del amoniaco es 1,8.10-5. a) Calcula el pH de la disolución. b) Se hacen reaccionar 10 ml de dicha disolución con 15 ml de disolución 0,88 M de

ácido clorhídrico. Explica si la disolución resultante será ácida, básica o neutra. 480.- ¿Qué sucede cuando se disuelve cloruro de amonio en agua?. Escribe la reacción y

analízala desde el punto de vista ácido-base de Brönsted. Calcula el pH de una disolución 0,25 M de cloruro de amonio sabiendo que la constante de basicidad del amoniaco es Kb = 1,8.10-5.

481.- La hidracina (N2H4) es extremadamente soluble en agua, siendo sus disoluciones

débilmente alcalinas. Cuando 4 g de hidracina se disolvieron en agua hasta obtener 250 ml de disolución, el pH de la misma resultó ser 10,85. Calcula:

a) El pKb de la hidracina. b) El volumen de disolución de ácido clorhídrico 0,2 M necesario para neutralizar

totalmente 10 ml de la disolución de hidracina.


227

482.- Se preparó una disolución de ácido cloroso con 2 g de dicho ácido y agua suficiente para tener 250 ml de disolución. La constante de ácidez de este ácido es 1,1.10-2

a) Calcula el pH de la disolución. b) Calcula el volumen de disolución 0,2 M de hidróxido de potasio que consume en la

valoración de 10 ml de la disolución de ácido cloroso. Razona si el pH en el punto de equivalencia de esta valoración será ácido, básico o neutro.

483.- Calcula la constante de acidez de un ácido débil HA monoprótico sabiendo que en una

disolución del mismo 0,05 M está disociado un 0,15%. ¿Cuál es el pH de la disolución?. ¿Cuántos ml de una disolución 0,01 M de hidróxido de sodio se necesitarían para neutralizar completamente 100 ml de la disolución anterior?.

484.- Una disolución acuosa 0,1 M de ácido propanoico, CH3CH2COOH, tiene un pH =

2,95. A partir de este dato, calcula la constante de acidez del ácido propanoico y su grado de disociación.

485.- Calcula el pH de la disolución y el grado de disociación del ácido nitroso, en una

disolución que contiene 0,47 g de dicho ácido en 100 ml. ¿Cuántos gramos de hidróxido sódico se necesitan para neutralizar 25 ml de la disolución anterior de ácido nitroso?. La constante de acidez del ácido nitroso es 5.10-4.

486.- El ácido fórmico está ionizado en un 3,2 % en una disolución acuosa 0,2 M. Calcula: a) La constante de acidez del ácido fórmico. b) El porcentaje de ionización en una disolución 0,01 M. 487.- ¿A qué concentración tendrá pH = 3 una disolución de ácido fórmico (ácido

metanoico) cuya constante de acidez es 1,77.10-4 a 25º C?, ¿cuánto valdrá el grado de disociación a la misma temperatura?.

488.- A un litro de disolución 0,5 M de ácido acético se le adicionan 0,002 moles de ácido

nítrico (considera despreciable la variación de volumen). Calcula: a) El pH de la disolución. b) El grado de disociación del ácido acético. Dato: Ka = 1,8.10-5 M 489.- Calcular el pH en: a) una disolución 0,2M de hidróxido sódico. b) una disolución

0,05M de ácido nítrico. 490.- Determinar la concentración de OH- y H+ en una disolución de amoníaco 0,01M, que

está ionizada en un 4,2%. 491.- Calcular la molaridad de una disolución de ácido cianhídrico, HCN, que está ionizada

al 2%. Datos: Ka = 7.10-10. 492.- Una disolución de ácido acético 0,1M, está ionizada al 1,34%. Calcular la constante de

acidez, Ka, del ácido.


228

493.- Hallar la concentración del ión H+ y el pH de cada una de las siguientes disoluciones: a) 10 ml de ácido clorhídrico 15 M en 750 ml de disolución. b) 0,1M de ácido hipocloroso. Ka = 3.10-8. c) 0,01M de hidracina, N2H4. Kb = 2,3.10-6. 494.- Calcular las concentraciones de todas las especies moleculares e iónicas presentes en

una disolución de ácido fórmico, H-COOH, de pH = 3, siendo Ka=1,7.10-4. 495.- La aspirina o ácido acetilsalicílico, HA, es un ácido monoprótico débil, cuya fórmula

molecular es C9O4H8. Hallar el pH de una disolución preparada disolviendo una tableta de aspirina de 0,5 gramos en un vaso (100 ml) de agua. Se supone que la aspirina se disuelve totalmente.

Dato: Ka = 1,06.10-3.

496.- La hidracina es una base débil que se ioniza en el agua según el equilibrio:

N2H4 (aq) + H2O (l) = N2H5+ (aq) + OH- (aq)

cuya constante es Kb = 2.10-6, determinar: a) la concentración del ión hidracinio, N2H5

+, que existirá en una disolución preparada disolviendo 0,05 moles de hidracina en agua hasta obtener un volumen de 250 ml de disolución.

b) el pH de dicha disolución. 497.- Calcular el pH de una disolución 0,1M de nitrato amónico, si Kb(NH3)=1,8.10-5. 498.- El pH de una disolución de acetato de sodio es 8,35. Calcular la concentración de esta

disolución si Ka del ácido acético es 1,8.10-5. 499.- Seguidamente se citan cuatro sales. Para todas ellas, escribir su nombre químico (o su

fórmula): KBr; formiato de sodio; NaCN; CaCl2, nitrato de amonio.

Indicar, para cada una de ellas, si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas, básicas o neutras, explicándolo.

500.- Calcular el pH de una disolución de formiato sódico, HCOONa, que contiene 0,1

gramos de la sal en 25 cc de disolución. La reacción de disociación del ácido fórmico y su constante de acidez es la siguiente:

HCOOH (aq) HCOO- (aq) + H+ (aq) Ka = 1,78.10-4 501.- Calcular el contenido en acético del vinagre comercial, sabiendo que 10 ml del mismo

consumen 18 ml de una disolución de NaOH 0,5 M. Expresar el resultado en gramos de acético por 100 ml de vinagre (grado de acidez).

502.- Calcular el contenido (en %) en hidróxido cálcico de una muestra sólida, si se disuelve

1 gramo de esta muestra en agua hasta obtener 100 ml de disolución y 10 ml de ésta consumen 21,6 ml de ácido clorhídrico 0,1 M para su neutralización. Ten en cuenta el hidróxido cálcico es una base fuerte y el ácido clorhídrico un ácido que se disocia en un 100 %.


229

503.- ¿Qué volumen de ácido nítrico 0,1M se necesitaría para neutralizar una mezcla de 0,5 gramos de hidróxido sódico y 0,8 g de hidróxido potásico?.

504.- Se mezclan 50 ml de ácido nítrico 0,1M com 60 ml de hidróxido cálcico 0,1M. ¿Qué

volumen de ácido clorhídrico 0,05M se necesitaría para neutralizar esta mezcla?. 505.- ¿Qué volumen de una disolución de ácido acético (CH3COOH) 0,1 M se necesitará

para poder neutralizar 25 ml de hidróxido sódico 0,2 M?. 506.- a) ¿Cuales son las bases conjugadas de los siguientes ácidos de Brönsted?: HCl, H2O,

NH4+, CH3COOH.

b) Indicar cual de las siguientes afirmaciones es correcta o falsa, explicándolo i) La base conjugada de un ácido fuerte es débil. ii) Una disolución de acetato sódico tiene un pH = 7. iii) Una disolución de cloruro amónico tiene un pH > 7. 507.- Una disolución acuosa que contiene 0,01 moles de ácido acético en un volumen de 100

ml tiene un pH = 3. a) Calcular la constante de acidez del ácido acético. b) Determinar cual debe ser el volumen de agua que deberá añadirse a la disolución

anterior para que el pH de la disolución alcance el valor de 4. 508.- La constante de acidez de un ácido monoprótico es 10-5. a) Determinar el valor del pH de una disolución 0,5 M de dicho ácido. b) Determinar el valor del pH de una disolución de 50 cc que contiene 0,01 mol de la

sal sódica de dicho ácido. 509.- a) Definir ácidos y bases según la teoría protónica de Brönsted. b) Escribir reacciones que justifiquen el carácter ácido o básico de las disoluciones

acuosas de las siguientes sustancias: cloruro amónico, yoduro sódico, acetato sódico y perclorato de sodio.

510.- a) ¿Cómo se mide la fuerza de los ácidos o las bases según la teoría protónica? b) Escribir reacciones que justifiquen el carácter ácido, básico o anfótero, según la

misma teoría, de las especies: HCO3-, NH4

+, NO3-.

511.- Indicar la especie más ácida y más básica de los siguientes pares, justificando la

respuesta: CH3COOH/CH3COO- Ka = 2.10-5 NH4

+/NH3 Ka = 5.10-10 HNO2/NO2

- Ka = 4.10-4

512.- El vinagre comercial es una disolución acuosa de ácido acético, de 5% de riqueza en

masa de ácido y densidad 1,05 g/ml. a) ¿Cuál es el pH del vinagre? b) ¿Qué volumen de disolución de hidróxido sódico 0,5 M será necesario para

neutralizar 100 ml de vinagre?. Datos: pKa(CH3COOH) = 4,74


230

513.- Pon algún ejemplo de sales cuya disolución acuosa sea ácida, básica y neutra. Escriba reacciones que lo justifiquen.

514.- a) Escribir la reacción del amoníaco gaseoso con el agua, identificando los pares

ácido-base. b) Indicar cualitativamente cómo se modificará el pH de la disolución (aumentará,

disminuirá o no se modificará) en las siguientes condiciones: i) adición de NaOH, ii) adición de HCl, iii) adición de agua. 515.- Explicar, mediante reacciones, el hecho observado de que en una disolución acuosa de

amoníaco, la fenolftaleína se colorea de rojo, mientras que en una disolución de cloruro amónico no se colorea.

516.- a) Escribir la reacción del ácido acético con agua, señalando el doble par ácido-base. b) Con referencia al apartado anterior, indicar cualitativamente cómo se modifica el

pH de la disolución (aumentará, disminuirá o no se modificará) en las siguientes condiciones:

i) adición de NaOH, ii) adición de HCl, iii) adición de agua. 517.- Utilizando la teoría protónica, indicar y justificar cuales de las siguientes sustancias

son ácidos o bases: SO42- ; HCO3

-; Cl-; H3O+. b) Dados los pares: CH3COOH/CH3COO- (pKa = 4,8) HF/F- (pKa = 2,8 ) HCN/CN- (pKa = 10,0), elegir el ácido más fuerte y la base más fuerte. Justificar la elección. 518.- Cuando 150 mg de una base orgánica de masa molar 31,06 g/mol, se disolvieron en

agua hasta obtener 50 ml de disolución, el pH de la misma resultó ser 10,05. Calcular: a) El pKb de dicha base orgánica. b) El volumen de disolución de clorhídrico 1 M que se necesita para neutralizar

totalmente 10 ml de dicha disolución. c) Explicar si la disolución resultante en b) será ácida, básica o neutra.

Reacciones de Oxidación - Reducción

231

9.- REACCIONES DE OXIDACION-REDUCCION.

9.1.- Concepto de oxidación - reducción. ....................................……… 232 9.2.- Índice o número de oxidación. …............................................…… 233 9.3.- Concepto de semirreacción. ............................................................ 236 9.4.- Ajuste de reacciones Redox. .......................................................... 238 9.4.1.- En medio ácido o neutro. …………………………………………….. 238 9.4.2.- En medio básico. ……………………………………………………… 239 9.5.- Electrólisis. Ley de Faraday. .......................................................... 241 9.6.- Potenciales de electrodo. Pares oxidación - reducción. ................. 243 9.7.- La ecuación de Nerst. .................................................................... 247 9.8.- Valoraciones Redox. ....................................................................... 249 9.9.- Problemas y cuestiones. ................................................................. 250


232

9.1.- Concepto de oxidación - reducción. En este tema vamos a estudiar un tipo de reacciones denominadas de oxidación – reducción, que son muy importantes para nuestra vida cotidiana. La energía que necesitamos para realizar cualquier actividad, la obtenemos fundamentalmente de procesos de oxidación–reducción, como el metabolismo de los alimentos, la respiración celular, etc. Además, son responsables de procesos tan dispares como la corrosión de los metales, el oscurecimiento de una manzana cortada, la acción de los conservantes alimenticios, la combustión, el blanqueado de las lejías, ... Hoy en día, las reacciones de oxidación–reducción se utilizan en infinidad de procesos, especialmente en el campo de la industria, por ejemplo, en la generación de energía eléctrica (pilas electroquímicas), o el proceso inverso, es decir, a través de la electricidad, provocar reacciones químicas que no son espontáneas, de gran utilidad para la obtención de metales y otras sustancias de gran interés social (electrólisis). También son de gran utilidad para la labor policial, ya que una reacción de este tipo, entre el ión dicromato y el alcohol etílico, es la que permite determinar con gran precisión el grado de alcoholemia de conductores. Las reacciones de oxidación – reducción, también llamadas REDOX, presentan un cierto paralelismo con las reacciones ácido – base, ya que ambas se llaman reacciones de transferencia. Mientras que en las ácido – base se transfieren protones del ácido a la base, en las redox, se produce una transferencia de electrones del reductor al oxidante. Por ejemplo:

Zn + Cu+2 Zn+2 + Cu en la que existe una transferencia de electrones del Zn (que pierde 2 electrones) al Cu+2 (que los gana). Las reacciones redox son muy fáciles de identificar cuando tienen lugar entre iones o compuestos iónicos, ya que es sencillo ver entre que especies tiene lugar la transferencia de electrones; pero, cuando tiene lugar entre sustancias covalentes, no es tan obvio reconocerlas, por ejemplo:

Fe2O3 + 3 C 2 Fe + 3 CO2 podríamos decir que el C se ha oxidado porque ha incorporado oxígeno transformándose en la molécula de CO2 y, el Fe2O3 se reduce porque lo pierde, obteniéndose hierro metálico. Este concepto de oxidación – reducción, debido a Lavoisier, ha quedado desfasado, ya que hay reacciones redox en las que el oxígeno ni siquiera interviene. Según el concepto actual: Una sustancia se oxida cuando pierde electrones, que cede a otra sustancia que es la que se reduce, luego la oxidación es una pérdida de electrones y la reducción una ganancia de electrones.


233

Cuando un compuesto se oxida, siempre hay otro que se reduce. Al primero se le llama reductor y al segundo oxidante. Por ejemplo: oxidante1 + reductor2 reductor1 + oxidante2 Cu+2 + Zn Cu + Zn+2 9.2.- Índice o número de oxidación. Una forma práctica de averiguar si una sustancia se oxida o se reduce es mediante su índice de oxidación (también llamado número de oxidación. El índice de oxidación de un elemento químico es el número de electrones en exceso o en defecto de un átomo del elemento respecto a su estado neutro. Puede ser positivo, si hay defecto de electrones o negativo si hay exceso; por ejemplo: - positivo: Na+ (i.o. = +1) , Ca+2 (i.o. = +2) - negativo: Cl – (i.o. = -1) , O – 2 (i.o. = -2)

Para determinar el índice de oxidación de un elemento combinado con otro:

- si el enlace es iónico, el índice de oxidación coincide con el número de electrones que ha ganado o perdido en la cesión de electrones que ha tenido lugar en el enlace con el signo correspondiente (positivo si pierde y negativo si gana).

- si el enlace es covalente, coincide con el número de electrones que está

compartiendo ese elemento, siempre en valor absoluto. En cualquier caso, los índices de oxidación no son cargas reales, sino cargas ficticias que nos ayudan a averiguar si una especie se ha oxidado o reducido en una determinada reacción química. Si aumenta el índice de oxidación indica que pierde electrones y por lo tanto se oxida, (es el reductor), y si, por el contrario, disminuye, indica que gana electrones y por lo tanto se reduce, (es el oxidante). Pero, ¿cómo se calcula el índice de oxidación?; para ello hay una serie de reglas que a continuación vamos a enumerar:

a) El estado de oxidación de cualquier elemento en su forma alotrópica (tal y como se presenta a temperatura ambiente y presión atmosférica) es cero.

N2 ; S8 ; O2 ; Na ; Cr ; ...

b) En sustancias iónicas monoatómicas, coincide con la carga del ión, por ejemplo:

Cl – -1 Cu+2 +2


234

c) El estado de oxidación del oxígeno, combinado con otros elementos, es siempre -2, excepto en los peróxidos en los que es -1, en los superóxidos que es -1/2 y en el difluoruro de oxígeno que es +2, ya que el flúor es único elemento más electronegativo que el oxígeno:

H2O -2 H2O2 -1 F2O +2

c) El hidrógeno, combinado con otros elementos, siempre tiene +1, excepto en los compuestos binarios metálicos, (hidruros metálicos), donde es -1.

NH3 +1 NaOH +1 NaH -1 AlH3 -1

d) El número de oxidación del Flúor, en un compuesto, es siempre -1. El resto de los halógenos pueden tener índices de oxidación negativos cuando se combinan con elementos más electronegativos que ellos o positivos si se combinan con elementos más electronegativos (por ejemplo el oxígeno).

HF - 1 HCl - 1 HClO3 +5 HIO2 +3

e) Los demás índices de oxidación se escogen de manera que la carga (ficticia) total

de la molécula sea nula, o si se trata de un ión coincida con su carga. f) Los índices de oxidación no tienen porqué ser números enteros, como ya hemos

visto, pueden ser fraccionarios o incluso cero.

Vamos a ver unos ejemplos: (los índices de oxidación figuran en la parte superior de cada elemento):

el cloro reduce su índice de oxidación de (0) a (-1), lo que indica que gana electrones reduciéndose; es el oxidante. En cambio, el hierro aumenta su índice de oxidación de (+2) a (+3), lo que indica que pierde electrones oxidándose, es el reductor. Otro ejemplo: ¿qué índice de oxidación tienen todos los átomos del ión sulfato?

el oxígeno tiene índice de oxidación (-2) ya que no se trata ni de un peróxido ni del difluoruro de oxígeno. Como hay 4 oxígenos, la suma de los índices de oxidación de los cuatro será (-8) y, ya que el ión sulfato debe poseer una carga total de -2, el índice de oxidación del azufre en este caso será de (+6) ya que: +6 - 8 = -2.


235

Por último, recordar que para averiguar si una reacción es de oxidación-reducción, basta con calcular los índices de oxidación de todos los elementos que en ella intervienen y observar si hay variación en alguno de ellos. De haberla, la reacción es redox, por el contrario si no hay variación, no lo será. El concepto de oxidante o reductor, al igual que el de ácido – base, es relativo para cada sustancia, es decir, una sustancia puede actuar como oxidante frente a otra que tenga más tendencia a ceder electrones, y viceversa, podría actuar como reductora frente a otra que tuviese más tendencia que ella a ganarlos. Al igual que definíamos en las reacciones ácido – base el par ácido/base conjugada, en las reacciones Redox se puede definir el par oxidante/forma reducida, por ejemplo, Fe+3/Fe+2 o Cl2/Cl –. Es importante tener en cuenta que, en todo proceso redox hay dos pares oxidante-reductor por lo menos. Por otro lado, podemos sacar la conclusión de que, por ejemplo, el ión permanganato (MnO4

– ) solo puede actuar como oxidante ya que el ínice de oxidación del Mn (+7) sólo puede disminuir, mientras que, por ejemplo, el Fe, sólo puede actuar como reductor, ya que su índice de oxidación (0) sólo puede aumentar. Hay situaciones como la del ión clorito, (ClO2

– ) que podría actuar como oxidante o como reductor ya que el índice de oxidación del Cloro (+3), podría tanto aumentar como disminuir. Recordemos que el índice de oxidación es:

- Enlace iónico: el número de cargas que tiene ese átomo al ganar o perder electrones de su capa de valencia para adquirir configuración electrónica de gas noble.

- Enlace covalente: el número de cargas eléctricas ficticias que tendría ese átomo si

los electrones compartidos se asignasen al átomo más electronegativo. No conviene confundir el índice de oxidación con:

- La carga eléctrica, ya que, aunque en ocasiones coincida, en los compuestos covalentes no ocurre (ya que no hay cargas) y en algunos compuestos iónicos tampoco, por ejemplo, en el Fe3O4 el índice de oxidación para el oxígeno es (-2) mientras que para el Fe es (+8/3) que, evidentemente, no coincide con la carga eléctrica ya que no puede ser fraccionaria.

- La valencia, ya que hay compuestos en los que tampoco coincide, por ejemplo, en

el metano (CH4), la dimetilcetona (CH3COCH3) o el formaldehído (HCHO), el carbono en todos ellos actúa con valencia covalente 4 mientras que su índice de oxidación de es - 4 en los dos primeros y 0 en el tercero.


236

9.3.- Concepto de semirreacción. La oxidación y la reducción son dos conceptos que se producen siempre de forma simultánea, denominando al proceso global de oxidación-reducción o redox. Esto es debido a que los electrones perdidos en la oxidación son los ganados en la reducción. No obstante, en el laboratorio, se pueden separar ambos procesos aunque se sigan produciendo de forma simultánea en lo que se llama una pila electroquímica:

En un dispositivo como el de la figura, se comprueba experimentalmente que se establece una corriente de electrones del Zn al Cu. El puente salino es un tubo en forma de "U" lleno de una disolución iónica, por ejemplo de KCl (o KNO3), taponado en sus extremos por una lana de vidrio o algodón y que tiene una doble función:

- Cierra el circuito al permitir el paso de cationes y aniones de un recipiente a otro por difusión, concretamente los aniones al recipiente del ánodo (donde se verifica la oxidación) y a los cationes al recipiente del cátodo (donde tiene lugar la reducción).

- El flujo de los iones de la disolución que contiene el puente salino, evitan la

acumulación de carga. Por ejemplo, si la disolución es de cloruro potásico (K+ y Cl–), al recipiente del ánodo irán los iones de Cl– contrarrestando la acumulación de carga positiva por la presencia, cada vez mayor, de iones Zn+2, y en el recipiente del cátodo, los iones K+ compensando la desaparición de los iones Cu+2.


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Lo que ocurre es lo siguiente: - Recipiente de la izquierda (oxidación): Zn Zn+2 + 2 e– Semirreacciones - Recipiente de la derecha (reducción): Cu+2 + 2 e– Cu - Reacción total: Zn + Cu+2 Zn+2 + Cu el cinc del ánodo pierde 2 electrones cargándose positivamente (Zn+2) y pasando a la disolución de sulfato de cinc. Los electrones que pierde el Zn, pasan a través del hilo conductor del ánodo al cátodo (por eso el amperímetro marcará el paso de la corriente eléctrica); y, el cátodo al cargarse negativamente, atraerá hacia él a los iones de Cu+2 que al captar a los electrones se transformarán en cobre metálico que se depositará en el cátodo. El puente salino, como ya hemos indicado, impedirá que exista acumulación de carga del mismo signo en cualquiera de los dos recipientes, pasando carga en sentido inverso al de la pila electroquímica. Aquí te mostramos una fotografía real de una pila de este tipo llamada pila de Daniell, ya que fue ideada por primera vez por este químico británico (John Fréderíc Daniell, 1790-1845) en 1831:

En realidad, estamos manipulando una reacción redox separándola en dos semirreacciones para tratar de comprenderla mejor. Asimismo, las semirreacciones sirven para comparar la fuerza de diversos agentes oxidantes y reductores. También las utilizaremos para ajustar reacciones redox como veremos a continuación.


238

9.4.- Ajuste de reacciones redox. Las reacciones redox suelen ser bastante complejas de ajustar, por lo que se han ideado varios métodos para poder hacerlo con mayor facilidad. Uno de ellos es el llamado método del ión-electrón, que es el que utilizaremos. Este método tiene ligeras diferencias si la reacción a ajustar tiene lugar en medio ácido o en medio básico, por ese motivo las diferenciaremos: 9.4.1.- Ajuste de reacciones REDOX en medio ácido o neutro. Vamos a ver cada uno de los pasos que hay que seguir para ajustar una reacción redox en medio ácido por el método del ión-electrón con un ejemplo:

1º.- Identificar las especies que se oxidan y se reducen mediante el cálculo de los índices de oxidación:

nos damos cuenta de que sí es una reacción redox puesto que hay dos elementos que presentan variación en su índice de oxidación:

2º.- Escribir las dos semirreacciones: Hay que coger tan solo los compuestos donde se encuentran los elementos que se oxidan o se reducen, y si esos compuestos son sales o hidróxidos, hay que disociarlos previamente cogiendo el ión donde se encuentran los citados elementos: - semirreacción de oxidación: Mn+2 MnO4

–

- semirreacción de reducción: BiO3

– Bi+3


239

3º.- Ajustar las semirreacciones: igualando en primer lugar el elemento que se oxida o se reduce, añadiendo posteriormente agua donde falten oxígenos, luego protones ajustando los hidrógenos, y por último electrones para encajar las cargas. En nuestro caso: - Semirreacción de oxidación: Mn+2 + 4 H2O MnO4

– + 8 H+ + 5 e– (1) - Semirreacción de reducción: BiO3

– + 6 H+ + 2 e– Bi+3 + 3 H2O (2) si el proceso seguido es correcto hasta el momento, en la semirreacción de oxidación se deben "perder" electrones y en la de reducción se deben “ganar”. 4º.- Sumar las dos semirreacciones de tal manera que multiplicando cada una de ellas por un número entero, se eliminen los electrones, ya que el mismo número de electrones que pierde el reductor deben ser los que gane el oxidante. En nuestro caso multiplicaremos la ecuación (1) por 2 y la ecuación (2) por 5: 2 Mn+2 + 8 H2O 2 MnO4

- + 16 H+ + 10 e–

5 BiO3

- + 30 H+ + 10 e– 5 Bi+3 + 15 H2O 2 Mn+2 + 5 BiO3

- + 14 H+ 5 Bi+3 +2 MnO4- + 7 H2O

5º.- Comparar la reacción obtenida con la reacción que queremos ajustar:

2 Mn(NO3)2 + 5 NaBiO3 + 14 HNO3 5 Bi(NO3)3 + 2 NaMnO4 + 3 NaNO3 + 7 H2O 9.4.2.- Ajuste de reacciones REDOX en medio básico. El método que acabamos de ver es válido si la reacción está en medio neutro o ácido (como la del ejemplo ya que tiene ácido nítrico), pero si estuviese en medio básico, antes de realizar el 5º paso, deberíamos añadir aniones oxidrilo (OH-) a ambas partes de la reacción para eliminar los protones (H+) formando agua. Por ejemplo:

1º.- Identificar las especies que se oxidan y se reducen.


240

2º.- Escribir las dos semirreacciones: - semirreacción de oxidación: NO2

– NO3–

- semirreacción de reducción: MnO4– MnO2

3º.- Ajustar cada una de las semirreacciones: - semirreacción de oxidación: NO2

– + H2O NO3- + 2 H+ + 2 e– (1)

- semirreacción de reducción: MnO4– + 4 H+ + 3 e– MnO2 + 2 H2O (2)

4º.- Sumar las dos semirreacciones: multiplicaremos la ecuación (1) por 3 y la ecuación (2) por 2 para que las dos semirreacciones intercambien el mismo número de electrones: 3 NO2

– + 3 H2O 3 NO3– + 6 H+ + 6 e–

2 MnO4– + 8 H+ + 6 e– 2 MnO2 + 4 H2O

3 NO2

– + 2 MnO4– + 2 H+ 3 NO3

– + 2 MnO2 + H2O como la reacción a ajustar es básica (ya que posee hidróxido potásico) tendremos que añadir a derecha e izquierda 2 grupos OH- para eliminar los protones formando agua:

y simplificando una de las dos aguas formadas a la izquierda de la reacción con la que teníamos en la derecha, resulta:

3 NO2– + 2 MnO4

– + 2 H2O 3 NO3– + 2 MnO2 + H2O + 2 OH–

3 NO2

– + 2 MnO4– + H2O 3 NO3

– + 2 MnO2 + 2 OH– 5º.- Comparar la reacción obtenida con la reacción que queremos ajustar:

3 NaNO2 + 2 KMnO4 + H2O 3 NaNO3 + 2 MnO2 + K(OH)


241

9.5.- Electrólisis. Ley de Faraday. Se puede conectar una fuente de alimentación de voltaje variable que se oponga a la diferencia de potencial que crea la pila electroquímica y un amperímetro.

Cuando el voltaje en oposición es nulo, la pila electroquímica funciona normalmente:

Zn+2 + Cu Zn + Cu+2

∆Eº = 1'10 V

potencial en condiciones estándar ([ ] = 1M, P = 1 atm si hay gases). Si el voltaje en oposición aumenta, la diferencia de potencial entre los electrodos disminuye y el amperímetro marcará una disminución de la intensidad. Si seguimos aumentando el voltaje en oposición, llega un momento en que se iguala al potencial standard de la pila y entonces el amperímetro marcará:

I = 0 Amperios y la reacción se detendrá, ya que justo en ese momento no hay transferencia de electrones. Hasta ese momento, la reacción que se producía era:

Zn+2 + Cu Zn + Cu+2 pero si se aumenta aún más el potencial o voltaje en oposición, se invierte el sentido de la corriente y, por lo tanto, el sentido de la reacción:

Cu+2 + Zn Cu + Zn+2 Este es el fenómeno de la electrólisis que consiste en provocar una reacción electrolítica que no es espontánea.


242

Faraday estudió estos fenómenos llegando a emitir dos leyes: 1.- El peso de un elemento depositado en un electrodo, es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por la disolución, es decir:

Zn+2 + 2 e- Zn a mayor cantidad de cinc depositado en el electrodo, mayor número de electrones han pasado por la disolución. Por cada átomo de Zn formado, se necesitan dos electrones. Por cada mol de cinc formado, se necesitarán dos moles de electrones. A la cantidad de carga de un mol de electrones se le llama Faraday:

1 Faraday = 6'022.1023 . 1'602.10-19 = 96486'7 C ≈ 96500 C Se define equivalente químico de una sustancia a la cantidad de moles de ésta que capta o cede un mol de electrones:

2.- Un Faraday de electricidad deposita siempre una cantidad de sustancia igual a su peso equivalente. La más inmediata aplicación de la electrólisis es la obtención de elementos muy activos, para los que no existen reductores u oxidantes de tipo químico, por ejemplo: - electrólisis del cloruro de sodio fundido:

después de la descarga electrolítica tienen lugar reacciones secundarias como la formación de cloro diatómico. - electrólisis del fluoruro de aluminio fundido:

posteriormente, también se obtendrá flúor diatómico gaseoso.


243

- electrólisis del agua: También con reacciones muy similares a las anteriores, si la energía eléctrica es barata, puede resultar rentable obtener hidrógeno y oxígeno del agua por medio de la electrólisis. Es conveniente acidular un poco el agua con ácido sulfúrico (que no es volátil) para aumentar su conductividad eléctrica de la disolución: cátodo (reducción): 4 H+ + 4 e- 2 H2 ánodo (oxidación): 2 H2O O2 + 4 H+ + 4 e- Reacción global: 2 H2O (l) 2 H2(g) + O2(g) De los ejemplos anteriores se puede deducir el significado semántico de la palabra electrólisis: descomposición por corriente eléctrica. 9.6.- Potenciales de electrodo. Pares redox. La diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo cuando circula corriente eléctrica se denomina potencial de la celda “E” y coincide con la fuerza electromotriz. El potencial de una pila electroquímica, nos puede dar mucha información sobre el sentido en el que se van a verificar las reacciones redox, por ejemplo: Zn + Cu+2 Zn+2 + Cu ∆Eº = 1'10 V la reacción es espontánea. Cu +2 H+ H2 + Cu+2 ∆Eº = - 0'344 V la reacción no es espontánea. Es decir, si el potencial es positivo, será espontánea la reacción y si es negativo, la reacción será forzada. Sin embargo, es imposible medir el potencial de un electrodo aislado, pero, si arbitrariamente asignamos un valor cero a un electrodo concreto, este nos puede servir como referencia para determinar los potenciales relativos del resto de electrodos. De esta manera, podremos comparar el efecto oxidante o reductor de varias sustancias (su fuerza). El potencial de referencia que se toma por convenio es el siguiente: 2 H+ (1 M) + 2 e – H2 (1 atm) Eº (H+/H2) = 0 V


244

se construyen entonces, pilas electroquímicas donde uno de los electrodos sea el de Hidrógeno y se miden los potenciales, por ejemplo:

Zn + 2 H+ Zn+2 + H2

∆E = 0'76 V luego:

Eº(Zn/Zn+2) = 0'76 V

2 Ag+ + H2 2 Ag + 2 H+

∆E = 0'80 V

luego:

E (Ag+/Ag) = 0'80 V

ahora es evidente que los dos potenciales deben tener signos distintos, ya que en el primer caso el cinc se está oxidando y en el segundo, la plata se está reduciendo. Para poder hacer comparaciones se toman, por convenio, las reacciones en el sentido de reducción (potenciales normales de reducción):

Zn+2 + 2 e- Zn Eº(Zn+2/Zn) = - 0'76 V

Ag + 1 e- Ag Eº(Ag+/Ag) = 0'80 V con este procedimiento, podemos calcular el potencial normal de reducción de cualquier par redox, y por lo tanto, se podrá establecer una ordenación del más positivo al más negativo. En la siguiente tabla te mostramos algunos de los potenciales de reducción en condiciones estándar ([H+] = 1 M a 25 ºC y Presión 1 atmósfera), referidos al potencial del hidrógeno.


245

Potenciales tipo de electrodo en disoluciones ácidas [H+] = 1 M a 25 ºC Semirreacción Eº (voltios) F2 + 2 e – 2 F – 2’80

H2O2 + 2 H+ + 2 e – 2 H2O 1’77 MnO4

– + 4 H+ + 3 e – MnO2 + 2 H2O 1’69 MnO4

– + 8 H+ + 5 e – Mn+2 + 4 H2O 1’51 PbO2 + 4 H+ + 2 e – Pb+2 + 2 H2O 1’45 Cl2 + 2 e – 2 Cl – 1’36 Cr2O7

–2 + 14 H+ + 6 e – 2 Cr+3 + 7 H2O 1’33 MnO2 + 4 H+ + 2 e – Mn+2 + 2 H2O 1’23 O2 + 4 H+ + 4 e – 2 H2O 1’23 Br2 + 2 e – 2 Br – 1’06 NO3

– + 4 H+ + 3 e – NO + 2 H2O 0´96 2 Hg+2 + 2 e – Hg2

+2 0’92 Ag+ + e – Ag 0’80 Hg2

+2 + 2 e – 2 Hg 0’79 Fe+3 + 3 e – Fe 0’77 O2 + 2 H+ + 2 e – H2O2 0’68 MnO4

– + e – MnO4 –2 0’56

I2 + 2 e – 2 I – 0’54 Cu+ + e – Cu 0’52 Cu+2 + 2 e – Cu 0’34 Cu+2 + e – Cu+ 0’15 2 H+ + 2 e – H2 0’00 Cd+2 + 2 e – Cd -0’40 Cr+3 + e – Cr+2 -0’41 Fe+2 + 2 e – Fe -0’44 Zn+2 + 2 e – Zn -0’76 Mn+2 + 2 e – Mn -1’18 Al+3 + 3 e – Al -1´66 H2 + 2 e – 2 H – -2´25 Mg+2 + 2 e – Mg -2’37 Na+ + e – Na -2’71 Ca+2 + 2 e – Ca -2’87 Ba+2 + 2 e – Ba -2’90 K+ + e – K -2’93 Li+ + e – Li -3’05 Poder oxidante Poder reductor


246

Un par redox actuará como oxidante (se reducirá) frente a cualquier otro situado por debajo de él, y viceversa, un par redox actuará como reductor (se oxidará) frente a cualquier otro situado por encima de él. Es decir, el par que tenga un mayor potencial de reducción, será el oxidante (se reducirá). Por ejemplo:

Eº(Cu+2/Cu) = 0'34 V

Eº(Zn+2/Zn) = - 0'76 V en una confrontación entre estos pares, será el Cu el que se reducirá (oxidante), ya que tiene mayor potencial de reducción, y el Zn el que se oxidará (reductor); luego la reacción que tendrá lugar entre ellos será:

Zn + Cu+2 Zn+2 + Cu ∆Eº = 0'34 - (-0'76) = 1'10 V pero, si el cobre actuase con la plata:

Eº(Cu+2/Cu) = 0'34 V

Eº(Ag+/Ag) = 0'80 V la plata se reducirá (ya que tiene mayor potencial de reducción) y será el cobre el que se oxidará:

Cu + 2 Ag+ Cu+2 + 2 Ag ∆Eº = 0'80 - 0'34 = 0'46 V Los potenciales normales de reducción, además de predecirnos el sentido de la reacción, también nos pueden dar una idea de lo desplazada que está dicha reacción hacia la derecha (recordemos que todas las reacciones, incluidas las redox, son de equilibrio). A medida que la diferencia de los potenciales de reducción de los dos pares que intervienen en la reacción sea mayor, ésta, será más espontánea y más desplazada hacia la derecha. Dicho de otro modo, cuanto más separados estén los pares redox en la escala de tensiones, mayor será la extensión de la reacción entre el oxidante más poderoso y el reductor más vigoroso (mayor será su constante de equilibrio).


247

9.7.- La ecuación de Nerst. Todos los potenciales que hemos calculado hasta ahora son en condiciones estándar, es decir, T= 25ºC, P= 1 atm (en el caso de gases) y concentración = 1 M. Pero los potenciales dependen de las concentraciones, y esa dependencia viene dada por la ecuación de Nerst. Por ejemplo, para la reacción:

aA + bB cC + dD

[ ] [ ][ ] [ ]ba

dc

BADC

nEE

⋅

⋅⋅−= log,0590

donde n es el número de electrones que se intercambian en la reacción. Por ejemplo, el potencial para la siguiente semirreacción será: Fe+3 + 1 e- Fe+2 donde n = 1 ya que se intercambia un electrón en el proceso. Veámoslo con otro ejemplo:

MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn+2 + 4 H2O

observa que, al igual que en las constantes de acidez (y basicidad), la concentración de agua no aparece en la expresión del potencial. La ecuación de Nerst también nos sirve para calcular constantes de equilibrio, ya que de la ecuación (1) se deduce que:

[ ] [ ][ ] [ ]ba

dc

BADC

nEE

⋅

⋅⋅−= log,0590 cK

nEE log,

⋅−=0590

teniendo en cuenta que cuando se alcance el equilibrio el potencial de la pila obtenido con los pares de la reacción estudiada será nulo, y despejando el valor de la constante de equilibrio:

059010 ,nE

cK⋅

=

[ ][ ]3

2

10590

+

+

⋅−=Fe

FeEE log,

[ ][ ] [ ]84

2

50590

+−

+

⋅−=HMnO

MnEE log,


248

Vamos a calcular la constante de equilibrio para una reacción concreta:

H2O2 + Cr2O7-2 + H+ Cr+3 + O2 + H2O

para ello nos dan como datos:

Eº (Cr2O7-2/ Cr+3 ) = 1'33 V

Eº (O2/H2O2) = 0'68 V

como el ión dicromato posee un mayor potencial de reducción, será éste quién se reduzca, mientras que el agua oxigenada se oxidará, por lo tanto el potencial estándar de la reacción será:

∆Eº = 1'33 - 0'68 = 0'65 V a continuación hay que ajustar la reacción para ver cuántos electrones son intercambiados:

reducción: Cr2O7-2 + 14 H+ + 6 e- 2 Cr+3 + 7 H2O (1)

oxidación: H2O2 O2 + 2 H+ + 2 e- (2)

multiplicando la ecuación (2) por tres y sumándolas, resulta:

3 H2O2 + Cr2O7-2 + 8 H+ 2 Cr+3 + 3 O2 + 7 H2O

en la que se intercambian 6 electrones, por lo tanto, aplicando la ecuación de Nerst:

cKn

EE log,⋅−=

0590 cKlog,, ⋅−=605906500

comprueba que como valor de “n” hemos puesto un 6 puesto que en la reacción se intercambian 6 electrones (aunque en la reacción global no aparezcan). Despejando el valor de la constante de equilibrio:

6616605906650

0590 10261101010 ⋅====

⋅⋅

,,,,

,nE

cK

como la reacción posee una constante de equilibrio muy grande, estará muy desplazada hacia la derecha.


249

9.8.- Valoraciones Redox. Las valoraciones redox son muy similares a las valoraciones ácido-base. Vamos a verlo con un ejemplo:

Fe+2 + Ce+4 Fe+3 + Ce+3 Para determinar el punto de equivalencia (que será aquel en el que todo el Fe+2 se haya oxidado a Fe+3) se utiliza un indicador redox. Un indicador redox, está formado por un par redox, cuya forma oxidada presenta un color diferente a su forma reducida. En la mayoría de los casos, el indicador utilizado suele ser uno de los agentes redox de la reacción, Así, por ejemplo, en la volumetría de una disolución acuosa de oxalato sódico (Na2C2O4) acidulada con sulfúrico, se utiliza permanganato potásico como agente oxidante y como indicador. Las disoluciones de permanganato son de color violeta oscuro y al reducirse en medio ácido a iones manganeso(II) (Mn+2), (antes denominados iones manganosos o "sal manganosa") pasan a color rosa pálido casi incoloro. Por lo tanto, si tenemos una disolución de oxalato cuya concentración queramos determinar, le introduciremos gota a gota una disolución de concentración perfectamente conocida de permanganato. Mientras el permanganato se decolore, indicará que todavía hay oxalato. Cuando añadamos una gota y no desaparezca su color en la disolución, sabremos que hemos llegado al punto de equivalencia. Conociendo el volumen inicial de la disolución de oxalato, la concentración de la disolución de permanganato y el volumen añadido, podremos determinar la concentración de la disolución de oxalato, que es lo que pretendía la valoración redox. Actualmente, en muchos países, un ciudadano que conduzca un automóvil teniendo en su sangre una concentración de etanol (CH3CH2OH) que se sospeche sea elevada, es posible que se vea obligado a someterse a un "análisis de su aliento". La técnica utilizada es hacer que sople un volumen determinado de aire de sus pulmones (hasta llenar una pequeña bolsa), y que éste pase a través de una disolución acidulada de dicromato potásico, de color naranja. El dicromato en presencia del etanol se reduce a iones Cr+3, (que son de color verde), mientras que el etanol se oxida a ácido acético. La cantidad de dicromato existente es la justa para oxidar a la máxima cantidad de alcohol permitida, por lo tanto, si la disolución de dicromato (de color naranja) se vuelve de color verdosa, es porque el dicromato se ha agotado (se ha superado el punto de equivalencia) y el "peligroso individuo" en cuestión está conduciendo con más alcohol en su sangre del que la legislación le permite (en España, 0,5 gr/litro). En la determinación cuantitativa de la concentración de un agente oxidante o reductor, mediante una volumetría redox, tradicionalmente se ha utilizado la igualdad de equivalentes-gramo (de manera similar a como se definió en el tema de ácido-base). Sin embargo, la IUPAC recomienda que se resuelvan los problemas con concentraciones de las


250

disoluciones (cálculos estequiométricos), porque resulta mucho más sencillo, a pesar de que para ello, sea necesario ajustar previamente la reacción para conocer la proporción en moles de los compuestos que intervienen. 9.9.- Problemas y cuestiones.

519.- Dadas las siguientes semirreacciones, calcular los equivalentes por mol y el peso

equivalente de la sustancia indicada: a) IO3

- I- (KIO3) b) Au AuCl4

- (Au) c) H3AsO3 H3AsO4 (H3AsO3) d) C2O4

-2 CO2 (H2C2O4.2H2O) 520.- Ajusta por el método del ión-electrón las siguientes reacciones redox: a) ZnS + HNO3 ZnSO4 + NO2 + H2O b) AsO3 + Cr2O7

-2 + H+ AsO4-3 + Cr+3 + H2O

c) MnO4- + NO2 + H+ Mn+2 + NO3

- + H2O d) MnO2 + PbO2 + HNO3 Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O e) Cr(OH)3 + Cl2 + OH- CrO4

-2 + Cl- + H2O f) Fe(OH)2 + SO3

-2 + H2O FeS + Fe(OH)3 + OH-

521.- El sulfito de sodio es oxidado por el permanganato en medio ácido. Ajustar la reacción

e indicar los cambios que se producirán. 522.- El nitrito potásico es oxidado por el dicromato potásico en disolución ácida. Ajustar la

reacción redox iónica e indicar los cambios físicos que se producirán. 523.- a) Definir: oxidante y reductor. b) De los siguientes procesos decir los que son de oxidación-reducción y señalar la

especie oxidante y la especie reductora. Indicar el cambio en el número de oxidación. i. Al2O3 + 2 NaOH 2 NaAlO2 + H2O ii. CuO + H2 Cu + H2O iii. Cl2 + 2 KOH KCl + KClO + H2O 524.- a) Definir: oxidación y reducción, agente oxidante y agente reductor. b) En las siguientes reacciones señalar las sustancias oxidantes y reductoras, así como

el cambio en el número de oxidación que experimentan en los procesos. i. Cu + H2SO4 Cu2+ + SO4

2- + SO2 + H2O ii. Mg + H3O+ Mg2+ + H2 + H2O iii. H2S + SO2 S + H2O 525.- a) ¿A qué se llama reacción redox? b) En la reacción: H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) ¿Qué sustancia es el agente oxidante

y cuál el agente reductor? ¿Qué sustancia es oxidada y cuál reducida? ¿Qué cambios experimentan los números de oxidación del cloro y del hidrógeno en el proceso?


251

526.- De los siguientes procesos identificar los que son de oxidación-reducción, indicando el cambio en el número de oxidación de los elementos que se oxiden y se reduzcan.

a) Fe2O3 + 3 H2 2 Fe + 3 H2O b) 3 PbF2 + 2 PCl3 2 PF3 + 3 PbCl2 c) Al2(SO4)3 + Na2CO3 + 3 H2O 2 Al(OH)3 + 3 Na2SO4 + 3 CO2 527.- ¿Cuál o cuáles de los siguientes procesos describe reacciones de oxidación-reducción?.

Razónese en cada caso. a) LiAlH4 + 4 H+ Li+ + Al3+ + 4 H2 b) Cr2O7

2- + 2 OH- 2 CrO42- + H2O

c) 3 KClO 2 KCl + KClO3 528.- El ácido nítrico concentrado oxida al sulfuro de cinc a sulfato de cinc, pasando él a

óxido de nitrógeno(IV) y agua. Ajusta la reacción por el método del ión-electrón. 529.- En medio ácido el arsenito (trioxoarseniato(III) de hidrógeno) es oxidado por el

dicromato a arseniato (tetraoxoarseniato(V) de hidrógeno), pasando él a ión cromo(III) y agua. Ajustar la reacción por el método del ión-electrón.

530.- Dada la reacción, ajustarla por el método del ión electrón: MnO2 (s)+ PbO2 (s)+ HNO3 (aq) Pb(NO3)2 (aq) + H+ (aq) + MnO4

- (aq) + H2O (l) 531.- A 1200 ºC se produce la reacción:

Ca3(PO4)2 (s) + SiO2 (s) + C (s) CaSiO3 (s) + CO (g) + P (s)

Ajustarla por el método del número de oxidación. 532.- El permanganato potásico, en medio ácido, es capaz de oxidar al sulfuro de hidrógeno

a azufre elemental (S) y el permanganato pasa a ión manganeso(II). Ajustar la reacción iónica de oxidación-reducción. A partir de ella, completar la reacción utilizando el áci-do sulfúrico para el medio ácido. Indicar el agente oxidante, el agente reductor, así como la especie que se oxida y la especie que se reduce.

533.- Dada la reacción en medio ácido:

MnO4- (aq) + SO3

2- (aq) MnO2 (s) + SO42- (aq)

a) Ajustarla por el método del ión-electrón. b) Indicar la especie que se oxida, la que se reduce, el oxidante y el reductor. 534.- Las siguientes reacciones transcurren en medio ácido. Ajustarlas, e indicar las

especies que se oxidan y las que se reducen. a) MnO2 (s) + Cl- (aq) Mn2+ (aq) + Cl2 (g) b) I- (aq) + Br2 (l) IO3

- (aq) + Br - (aq) 535.- El ión permanganato oxida al ión oxalato en medio ácido, formándose dióxido de

carbono y reduciéndose el permanganato a ión manganoso. Escribe la reacción ajustada y calcula los moles de CO2 que se podrán obtener con 3 moles de permanganato.


252

536.- El estaño metálico reacciona con el ácido nítrico para dar dióxido de estaño, dióxido de nitrógeno y agua. Calcula cuántos ml de ácido nítrico de densidad 1'18 gr/ml y 30% de riqueza se consumirán en el ataque de 2'5 gr de estaño del 80% de riqueza.

537.- El estaño metálico es oxidado por el dicromato potásico en presencia de ácido

clorhídrico a cloruro de estaño(IV), ¿Qué volumen de una disolución 0'1 M de dicromato sería reducida por 1 gr de estaño puro?

538.- En medio ácido, el aluminio reduce el ión clorato a ión cloruro, y él pasa a ión

aluminio. a) Formula y ajustar la correspondiente reacción iónica. b) Formula ajustada la reacción sabiendo que se parte de KClO3 y de HCl. c) Calcula los gr de Al en polvo que se necesitarán para reaccionar con 2 gr de KClO3. 539.- Un mineral de hierro es en realidad óxido de hierro(III) impurificado con sustancias no

férreas. Cuando este mineral se calienta en presencia de carbono puro se obtiene hierro metal y monóxido de carbono. Por este procedimiento, a partir de una muestra de 7'52 gr de mineral se obtuvieron 4'53 gr de Fe puro. Ajustar la reacción redox de producción de hierro metal y calcular el porcentaje de óxido férrico en el mineral.

540.- El ión hierro(II) puede oxidarse a ión hierro(III) en disolución ácida por medio del ión

permanganato que se reduce a sal manganosa. a) Ajustar la reacción redox iónica. b) Se disuelven 0'302 gr de un mineral de hierro de manera que todo el Fe del mineral

quede en forma de hierro(II). La disolución así resultante se oxida completamente a hierro(III) utilizando 42'79 ml de una disolución 0'0025 M de permanganato potásico en medio ácido. Hallar el % de Fe en el mineral.

541.- En disolución ácida, el permanganato potásico reacciona con los iones oxalato

(C2O4-2), oxidándolos a CO2. El permanganato se reduce a sal manganosa.

a) Ajusta la reacción redox. b) Para oxidar completamente 30'2 ml de una disolución de oxalato sódico se

precisaron 21'6 cc. de una disolución 0'1 M de permanganato potásico. Hallar la concentración de la disolución de oxalato.

542.- Cuando el ión permanganato reacciona con el sulfuro de hidrógeno en medio ácido, se

obtiene azufre y el permanganato se reduce a sal manganosa. a) ajusta la reacción redox iónica. b) Para reducir completamente 55 ml de una disolución de permanganato potásico se

utilizaron 70 cc. de una disolución 0'05 M de sulfuro de hidrógeno. Hallar la concentración de la disolución de permanganato potásico.

543.- El cloro se produce cuando reacciona ácido clorhídrico concentrado sobre dióxido de

manganeso que se reduce a sal manganosa. a) Escribir y ajustar la reacción redox completa. b) Hallar los cc. de una disolución de HCl de densidad 1'18 gr/cc y 36'23 % de riqueza

necesario para producir un litro de gas cloro medido a 10 atm de presión y 25 ºC.


253

544.- Cuando se calienta el clorato potásico, se descompone mediante un proceso de dismutación, (el mismo elemento es el que se oxida y se reduce) en cloruro potásico y perclorato potásico. a) ajustar la reacción redox. b) Al descomponer 0'75 gr de clorato potásico se desprenden 246 Julios de calor. Hallar la cantidad de calor que se desprenderá en la descomposición del clorato potásico cuando se produzcan 0'15 moles de perclorato potásico.

545.- Al hacer pasar ácido nítrico 3 M sobre un exceso de cobre metálico se obtiene nitrato

cúprico, monóxido de nitrógeno y agua. Ajusta la reacción redox, y halla la masa de nitrato cúprico que se producirá por la acción de 100 ml de ácido nítrico 3 M sobre 10 gr de cobre metálico.

546.- Calcular la concentración normal y molar de una disolución de permanganato potásico,

de la cual se sabe que 40 cc oxidan 1'2 gr de sulfato ferroso heptahidratado. 547.- Calcular el peso de Ce(NH4)2(NO3)6 necesario para preparar 250 ml de una disolución

0'15 N, que se utilizará como agente oxidante en un medio ácido. 548.- Se tienen 283 mg de una sustancia reductora. Para hallar su peso equivalente, se valora

con una disolución 0'1074 N de permanganato potásico, consumiéndose 37'8 ml. Sabiendo que el permanganato se reduce a ión manganoso en la reacción calcular el peso equivalente del agente reductor del problema.

549.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con yoduro de hidrógeno. En la reacción se

forma yodo, sulfuro de hidrógeno y agua. Escribir y ajustar la reacción redox y calcular la cantidad de yodo obtenido al reaccionar 15 ml de ácido sulfúrico (d = 1,72 g/ml y riqueza del 92%) con 200 g de yoduro de hidrógeno.

550.- En disolución acuosa y acidificada con ácido sulfúrico el ión permanganato oxida al

ión hierro(II) a ión hierro(III), pasando él a ión manganeso(II). a) Ajustar la reacción iónica por el método del ión-electrón. b) Calcular la concentración de una disolución de sulfato de hierro(II), expresada en

mol/l, si 10 ml de esta disolución han consumido 22,3 ml de una disolución de per-manganato potásico de concentración 0,02 mol/l

551.- La reacción de ácido clorhídrico con óxido de manganeso(IV) genera cloruro de

manganeso(II), cloro y agua. a) Escribir y ajustar la reacción estequiométrica por el método del ión-electrón. b) ¿Qué volumen de Cl2 se obtiene, medido a 700 mmHg y 30 ºC al reaccionar 150 ml

de ácido del 35 % de riqueza y densidad 1,17 g/ml, con la cantidad necesaria de MnO2 552.- El nitrato de potasio(s) reacciona, en caliente, con cloruro amónico(s) dando lugar a

cloruro potásico(s), óxido de nitrógeno(I)(g) y agua(g). a) Escribir y ajustar la reacción redox por el método del número de oxidación. b) Se calientan 10 g de nitrato potásico con 12 g de cloruro amónico. ¿Cuál es el

volumen de óxido de nitrógeno(I) gas recogido sobre agua, medido a 30 ºC y 1 atm? Presión de vapor de agua a 30 ºC = 31,82 mm de Hg.


254

553.- El ácido clorhídrico concentrado reduce al óxido de manganeso(IV) a ión mangane-so(II), oxidándose él a gas cloro y agua.

a) Escribir y ajustar la reacción redox correspondiente, por el método del ión-electrón. b) Calcular la cantidad de pirolusita, con una riqueza de un 72,6 % en MnO2, necesaria

para obtener por reacción con un exceso de ácido clorhídrico concentrado 25 g de clo-ro.

554.- ¿Qué volumen de H2 a 20ºC y 740 mmHg se libera cuando una corriente de 0'25 A se

hace pasar a través de electrodos de platino, sumergidos en una disolución acuosa diluida de ácido sulfúrico durante dos horas?.

555.- Se efectúa la electrólisis del NaCl fundido. ¿Qué cantidad de Na metálico se

depositará en el cátodo en 1'5 horas si se pasa una corriente de 45 A?. 556.- Calcular la intensidad de corriente que se requerirá para recuperar todo el oro de una

disolución conteniendo 6'07 gr de cloruro aúrico en 3 horas. 557.- Se hace pasar una intensidad de 10 A durante una hora por un vaso electrolítico que

contiene una sal de cerio disuelta, comprobándose por pesada que se han recogido 13'05 gr de ese metal. Determinar la carga del ión de ese metal.

558.- Se hizo pasar una corriente eléctrica a través de una disolución de nitrato de plata. Al

cabo de 30 minutos se depositaron 1'307 gr de Ag sobre el cátodo. Se hizo pasar la misma corriente durante el mismo tiempo por una disolución de 7 gr de sulfato de cobre en 500 cc. de agua. ¿Cuál es la concentración de iones cobre(II) en la disolución después del paso de la corriente?

559.- En la electrólisis del sulfato de sodio, la reacción que tiene lugar en el ánodo puede

escribirse como: 2 H2O 4 H+ + O2 + 4 e- Se hace pasar una corriente constante de 2'4 A durante 1 hora. Hallar el volumen de

O2, medido a 25 ºC y 1 atm de presión, que se desprenderá. 560.- Se electroliza una disolución que contiene sulfato de cinc y de cadmio, hasta que se

deposita todo el cinc y todo el cadmio existente, para lo cual se hizo pasar una corriente de 10 A durante 2 horas, obteniéndose una mezcla de ambos metales de 35'44 gr. Hallar el % en peso de cinc en la mezcla.

561.- Se introducen barras de plomo en cada una de las disoluciones siguientes: nitrato de

plata, sulfato de cobre (II), sulfato ferroso y cloruro magnésico. En cuál de ellas es de esperar que se forme un recubrimiento metálico sobre la barra de plomo? ¿Cuál de los metales plata, cinc o magnesio podría recubrirse de plomo al sumergirlo en una disolución de nitrato de plomo(II)? ¿qué ocurrirá si una disolución de sulfato de cobre(II) se guarda en un recipiente de hierro?¿ y si una disolución de sulfato de hierro(II) se guarda en un recipiente de cobre? Toma como datos los potenciales normales de reducción.

562.- ¿Puede agitarse una disolución de nitrato ferroso con una cucharilla de plomo?

Justifica la respuesta. Toma como datos los potenciales normales de reducción.


255

563.- Calcula el potencial del electrodo de Ni para una concentración de iones Ni(II) de 0'1 y 0'0003 M (Eº Ni+2/Ni) = - 0'250 V)

564.- El potencial normal del electrodo de Zn es -O'763 V. Calcula el potencial de un

electrodo de Zn sumergido en una disolución de sulfato de cinc 0'01 M. 565.- Calcula la diferencia de potencial de la siguiente pila química en la que cada metal se

encuentra inmerso en una disolución de sus iones con las siguientes concentraciones: [Ni+2] = 0'8 M y [Ag+] = 0'1 M. Indicar qué metal se oxida. 566.- Una barra de Cu está sumergida en una disolución de CuSO4 de concentración 0'005

M y se conecta a un electrodo de estaño donde la [Sn+2] = 0'001 M. Calcular la d.d.p. de la pila formada. Toma como datos los potenciales normales de reducción.

567.- Hallar la diferencia de potencial de una pila construida con un electrodo de Zn,

([Zn+2]=0'2 M) y otro de Cu, ([Cu+2 ]=0'045 M). Si se diluye la concentración de Zn a la mitad y se sustituye la de Cu por otra 0'0001 M, ¿cuál será la nueva diferencia de potencial?. Toma como datos los potenciales normales de reducción del Cu y del Zn.

568.- Se sumerge una barra de Ag en una disolución de Ni+2. Calcular la constante de

equilibrio de la reacción que tiene lugar y determinar si será posible guardar disoluciones de Níquel en recipientes de plata. Toma como datos los potenciales normales de reducción del níquel y de la plata.

569.- Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de platino sumergida en una

disolución 1 M de Fe2+ y 1 M de Fe3+. La otra semicelda consiste en un electrodo de talio sumergido en una disolución 1 M de Tl+.

a) Escribir las semirreacciones en el cátodo y en el ánodo y la reacción iónica global. b) Escribir la notación de la pila y calcular la fem. Datos: Eo(Fe3+/Fe2+) = +0,77 V; Eo(Tl+/Tl) = -0,34 V. 570.-. a) Escribir las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo, así como la

reacción global en la siguiente pila voltaica: Pt(s)/H2(g, 1 atm)/H+(aq, 1M)//Ag+(aq, 1M)/Ag(s). b) Calcular la fem de la pila. Datos: Eo(Ag+/Ag) = +0,80 V. 571.- Indicar razonadamente si el ión Ni2+ tiene capacidad para oxidar al metal Cr al estado

de ión crómico (Cr3+), sabiendo que los potenciales redox estándar valen: Eo(Ni2+/Ni) = -0,25 V y Eo(Cr3+/Cr) = +0,74 V. 572.- Suponiendo condiciones estándar, ¿reaccionarán el NO3

- y el Zn en medio ácido, para dar NH4

+ y Zn2+? Razonar la respuesta. En caso afirmativo, ajuste la reacción que tiene lugar entre ellos. Datos: Eo(NO3

-/NH4+) = +0,89 V y Eo(Zn2+/Zn) = -0,76 V.

573.- Predecir qué sucederá si se añade bromo molecular a una disolución acuosa que

contenga yoduro de sodio y cloruro de sodio a 25 ºC y escribir la(s) reacción(es) quí-mica(s) espontánea(s).

Datos: Potenciales estándar: (Cl2/Cl-) = +1,36 V; (Br2/Br-) = +1,07 V; (I2/I-) = +0,53 V


256

574.- Los potenciales estándar de reducción de los pares redox Zn2+/Zn y Fe2+/Fe son respectivamente -0,76 V y -0,44 V.

a) ¿Qué ocurrirá si a una disolución de ZnSO4 le añadimos trocitos de Zn? b) ¿Y si le añadimos, en cambio limaduras de Cu? (Eo(Cu2+/Cu) = +0,34 V). Razone la respuesta. 575.- Dados los potenciales redox estándar:

Eo(Mg2+/Mg) = - 2,36 V y Eo(Pb2+/Pb) = - 0,126 V, justificar en qué sentido se producirá la reacción: Mg2+ + Pb Mg + Pb2+ 576.- Explicar razonadamente si los metales cobre y manganeso reaccionarán con ácido

clorhídrico 1,0 M. En caso afirmativo, escriba la correspondiente reacción redox. Datos: Eo(Mn2+/Mn) = -1,18 V; Eo(Cu2+/Cu) = +0,34 V. 577.- Una pila voltaica está formada por un electrodo de Zn en una disolución 1 M de

sulfato de cinc y un electrodo de cobre de una disolución de sulfato de cobre(II) a 25ºC. Se pide:

a) Semirreacción que tiene lugar en cada electrodo y reacción global. ¿Cuáles son las especies oxidante y reductora?

b) Nombre y signo de cada uno de los electrodos. ¿Qué diferencia de potencial proporcionará la pila? Eo(Zn2+/Zn) = -0,76 V; Eo(Cu2+/Cu) = +0,34 V.

578.- Comparar las constantes de equilibrio de las dos reacciones siguientes: a) I2 +2 Br - 2 I- + Br2 b) F2 +2 Br - 2 F- + Br2 determinar cuál de los dos halógenos será más fácilmente oxidado por el ión Bromuro. 579.- Calcular las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones químicas: a) Fe+3 + I- Fe+2 + I2 DATOS: Eº (Fe+3/Fe+2) = 0'771 V E° ( I2 / I- ) = 0'536 V b) Fe+2 + Ag+ Fe+3 + Ag DATOS: Eº (Fe+3/Fe+2) = 0'771 V Eº (Ag+ / Ag ) = 0'799 V c) Ce+4 + Cl- Ce+3 + Cl2 DATOS: Eº (Ce+4/Ce+3) = 1'610 V Eº (Cl2 / Cl-) = 1'360 V d) H2O2 + Br- + H+ H2O + Br2 DATOS: Eº (H2O2/ H2O) = 1'770 V Eº (Br2 / Br-) = 1'060 V e) Sn+2 + Hg+2 Sn+4 + Hg2

+2 DATOS: Eº (Sn+4/Sn+2) = -0'136 V Eº (Hg+2/Hg2

+2) = 0'920 V

Reacciones de precipitación

257

10.- REACCIONES DE PRECIPITACIÓN.

10.1.- Concepto de solubilidad. ................................................................ 258 10.2.- Solubilidad de los compuestos iónicos. .......................................... 259 10.2.1.- Solvatación................................................................................................ 259 10.2.2.- Factores energéticos. ................................................................................ 259 a) Cambio entálpico. .............................................................................. 260 b) Cambio entrópico. ............................................................................. 260 c) La temperatura. ................................................................................. 261 10.3.- Producto de solubilidad. .................................................................. 262 10.4.- Efecto del ion común. ...................................................................... 265 10.4.1.- Solubilidad de las sales de ácido débil según el pH. ............................... 266 10.5.- Problemas y cuestiones. .................................................................. 266


258

10.1.- Concepto de solubilidad. Muchas veces, para separar unas sustancias de otras se utiliza la precipitación, que consiste en la formación de un sólido precipitado a partir de una disolución. Por ejemplo, si tenemos una disolución de iones Pb+2, Cd+2 y Na+ y añadimos ácido sulfúrico (H2SO4), aparece un precipitado de PbSO4 que si lo filtramos, habremos separado los iones de plomo de la disolución. Métodos muy similares pueden utilizarse para recuperar metales más preciados como el oro o la plata de determinadas disoluciones. Hay que recordar el concepto de soluto y disolvente en una disolución, (que ya comentamos al hablar en los primeros temas de este curso de la concentración y las distintas formas de expresarla como molaridad, gr/l, % y molalidad). Una disolución es un sistema homogéneo formado por dos o más componentes. Al componente en mayor proporción se le llama disolvente y al otro u otros soluto, aunque en las disoluciones en las que interviene el agua, a ésta se la denomina disolvente aún estando en menor proporción. Cuando se va añadiendo soluto a un disolvente a una temperatura determinada, éste se va disolviendo, pero llega un momento en el que el disolvente ya no puede disolver más soluto. En este momento, se dice que la disolución está saturada, y la concentración de soluto en una disolución saturada se llama solubilidad. Es decir, que la solubilidad es la máxima concentración de soluto que un disolvente puede disolver a una temperatura determinada. Las unidades de la solubilidad "s" son las mismas que las de la concentración. La solubilidad de las sustancias sólidas depende fundamentalmente de tres factores:

a) de la naturaleza del disolvente: generalmente se cumple un antiguo axioma de la Química: Lo semejante disuelve a lo semejante, es decir, un disolvente polar, como el agua, disuelve a los compuestos iónicos y moleculares polares y un disolvente apolar, como el éter, disuelve a los sólidos moleculares apolares.

b) de la naturaleza del soluto: Como ya vimos en el tema 3, la solubilidad de un

compuesto iónico aumenta al disminuir su energía reticular (los más solubles son los que poseen iones grandes y poco cargados), ya que menor será la energía necesaria para disociarlo en sus iones.

c) de la temperatura: Aunque no hay ninguna regla, en general, la solubilidad

aumenta al aumentar la temperatura, debido a que existe una mayor movilidad de los iones y las moléculas del disolvente.


259

Los sólidos disueltos pueden quedar inalterados, (como el I2 en alcohol), o bien, pueden disociarse en sus iones, (como el NaCl). De cualquier manera, se establece un estado de equilibrio dinámico:

I2 (sólido) I2 (disuelto)

NaCl (sólido) Na+(ac) + Cl- (ac) en este último caso, se forman electrolitos y la disolución obtenida conducirá la electricidad. Los iones que se forman actúan de forma independiente, por ejemplo:

NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)

KCl (s) K+ (ac) + Cl- (ac) los iones de Cloruro (Cl-) formados son idénticos y no podemos distinguir los que provienen del cloruro sódico de los que provienen del cloruro potásico. 10.2.- Solubilidad de los compuestos iónicos. Vamos a estudiar de qué factores depende el que una sustancia se disuelva o no y porqué determinados compuestos son más solubles que otros. 10.2.1.- Solvatación. Los compuestos iónicos se disuelven principalmente debido a que los iones del sólido interaccionan con las moléculas del disolvente. En el caso del agua, ésta posee un momento dipolar de manera que los cationes quedan rodeados de dipolos orientados con su carga negativa hacia el catión y el anión igual pero al revés. Esto hace disminuir la atracción entre los iones lo que favorece la disolución, por eso los compuestos iónicos suelen ser insolubles en disolventes apolares. 10.2.2.- Factores energéticos. Desde un punto de vista termodinámico, la solubilidad de un compuesto iónico dependerá de tres factores: cambio entálpico, cambio entrópico y la Temperatura. Vamos a estudiar cada uno de ellos por separado:


260

a) Cambio entálpico: Cuando se disuelve el cloruro de litio en agua, puede observarse la ebullición del disolvente, ya que es una reacción muy exotérmica: LiCl (s) Cl- (ac) + Li+ (ac) ∆Hd = -12 Kcal/mol La disolución de cualquier compuesto iónico en agua, consta de dos etapas: - 1ª etapa: Los iones de la red cristalina se separan, y para ello hay que vencer las fuerzas electrostáticas:

LiCl (s) Li+ (g) + Cl- (g) ∆Hc = 198 Kcal/mol - 2ª etapa: Los iones gaseosos formados, se solvatan con las moléculas del disolvente:

Li+ (g) + Cl- (g) Li+ (ac) + Cl- (ac) ∆Hh = -210 Kcal/mol - Proceso global: Si sumamos los dos procesos aplicando la ley de Hess, tenemos:

LiCl (s) Li+ (ac) + Cl- (ac)

∆Hd = ∆Hc + ∆Hh = 198 + (-210) = -12 Kcal/mol el proceso total será exotérmico siempre que:

| ∆Hh | > | ∆Hc | Hay sustancias como el cloruro amónico (NH4Cl), cuya disolución en agua es endotérmica, (necesita calor), pero recordemos que lo que nos dice si un proceso es espontáneo o no, no es ∆H, sino la variación de la función de Gibbs (∆G).

∆G = ∆H - T.∆S b) Cambio entrópico: La entropía, como ya vimos, da la idea del desorden del sistema. La disolución representa, en la mayoría de los casos, el paso de un sistema ordenado, (cristal iónico), a otro de desorden iónico. La entropía entonces aumentará y por lo tanto el proceso será favorable ya que:

∆G = ∆H - T.∆S si ∆S aumenta, ∆G se hace más negativa y por lo tanto, el proceso será más espontáneo.


261

En la disolución del LiCl, el proceso está favorecido tanto entálpicamente como entrópicamente, en cambio, en el NH4Cl, el proceso no está favorecido entálpicamente pero sí entrópicamente y para ciertas temperaturas ∆G será menor que cero (negativo) y por lo tanto se disolverá. c) La temperatura: Un aumento de la temperatura, produce siempre un aumento de las vibraciones de los iones en el cristal, por lo tanto, será más fácil vencer las fuerzas electrostáticas y como consecuencia, en general se favorecerá la disolución. Esto también se puede ver en la ecuación de la función de Gibbs, ya que al estar la temperatura en K y no poder ser negativa, un aumento de la temperatura, hará que la variación de la función de Gibbs se haga más negativa, ya que la entropía en este tipo de procesos será siempre positiva como hemos indicado anteriormente. En general, el factor entálpico es el que juega un papel más importante en la solubilidad. Para realizar un estudio cualitativo, vamos a considerar dos aspectos: - Factores que influyen en la estabilidad del cristal: Los cristales que tienen un carácter covalente son menos solubles, es decir, que cuanto más iónico sea el cristal será más soluble en disolventes polares. Por ejemplo: el NaCl es más soluble que el CdS ya que entre los átomos que forman el primer compuesto hay más diferencia de electronegatividades. - Factores que influyen en la estabilidad de los iones hidratados: Los iones de gran carga y pequeña masa tienen gran tendencia a hidratarse por lo que se favorecería la solubilidad, sin embargo, a pesar de que este proceso sería más favorable, hay que tener en cuenta que estos mismos iones (pequeños y de gran carga), son los que más se atraen en el cristal, lo que dificultaría su solubilidad. Para concluir, podríamos decir, que: - Son solubles en agua:

a) la mayoría de los compuestos de los metales alcalinos y del ion amonio. b) casi todos los cloruros, bromuros y yoduros, excepto los de plomo, plata y

mercurio. c) casi todos los nitratos, cloratos y acetatos. d) casi todos los sulfatos a excepción del de calcio, estroncio, bario, plata,

plomo y mercurio. - Son compuestos insolubles en agua:

a) Casi todos los carbonatos, cromatos, fosfatos y arseniatos excepto los de los metales alcalinos y los del ion amonio.

b) casi todos los óxidos, hidróxidos, cianuros y sulfuros, a excepción de los de los metales alcalinos y el ion amonio, y escasamente solubles los de calcio y bario.


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10.3.- Producto de solubilidad. Consideremos una sal poco soluble como el cloruro de plata, AgCl. Al disolverse, se producirá el siguiente equilibrio heterogéneo:

( ) ( ) ( )acClacAgsAgCl OH −+ + →← 2 cuya constante de equilibrio será:

Al ser el cloruro de plata una sustancia sólida, en el equilibrio prácticamente permanece constante, por lo que se define el producto de solubilidad Kps como:

Kps = K.[AgCl] = [Ag+].[Cl-] En general, para una sustancia iónica insoluble o poco soluble en agua AxBy, su producto de solubilidad será:

AxBy (s) x A+y + y B-x Kps = [A+y]x . [B-x]y es decir, el producto de solubilidad es el producto de las concentraciones máximas de los iones en disolución a una temperatura dada. Los productos de solubilidad Kps sólo se definen para sustancias muy poco solubles, ya que para las sustancias muy solubles, la saturación de sus disoluciones se produce a concentraciones tan elevadas que no se cumple la ley de acción de masas.

[ ] [ ][ ]AgCl

ClAgK

−+ ⋅=


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A continuación te damos en la siguiente tabla los productos de solubilidad de algunas sustancias a 15 ºC:

Tipo de sal Fórmula Expresión Kps Fluoruros

Fluoruro de bario BaF2 [Ba+2].[F-]2 1’7.10-6 Fluoruro de calcio CaF2 [Ca+2].[F-]2 3’4.10-11

Cloruros

Cloruro de plata AgCl [Ag+].[Cl-] 1’0.10-10 Cloruro de mercurio (II) HgCl2 [Hg+2].[Cl-]2 2’0.10-18

Cloruro de plomo (II) PbCl2 [Pb+2].[Cl-]2 1’7.10-5

Yoduros Yoduro de plata AgI [Ag+].[I-] 8’5.10-17

Yoduro de cobre (I) CuI [Cu+].[I-] 5’0.10-12 Yoduro de plomo (II) PbI2 [Pb+2].[I-]2 1’4.10-8

Sulfuros

Sulfuro de cinc ZnS [Zn+2].[S-2 ] 1’0.10-23 Sulfuro de mercurio (II) HgS [Hg+2].[S-2 ] 2’0.10-52

Sulfuro de cobre (II) CuS [Cu+2].[S-2 ] 8’5.10-36 Sulfuro de cobalto (II) CoS [Co+2].[S-2 ] 8’0.10-22

Sulfuro de plata Ag2S [Ag+]2.[S-2 ] 1’6.10-49

Hidróxidos Hidróxido de aluminio Al(OH)3 [Al+3].[OH-]3 2’0.10-33

Hidróxido de hierro (III) Fe(OH)3 [Fe+3].[OH-]3 1’1.10-36 Hidróxido de hierro (II) Fe(OH)2 [Fe+2].[OH-]2 1’6.10-14

Hidróxido de manganeso (II) Mn(OH)2 [Mn+2].[OH-]2 4’0.10-14 Hidróxido de cinc Zn(OH)2 [Zn+2].[OH-]2 1’8.10-14

Hidróxido de plata Ag(OH) [Ag+].[OH-] 1’0.10-8

Cromatos Cromato de bario BaCrO4 [Ba+2].[CrO4

-2] 2’4.10-10 Cromato de plata Ag2CrO4 [Ag+]2.[CrO4

-2] 1’2.10-12

Sulfatos Sulfato de bario BaSO4 [Ba+2].[SO4

-2] 1’0.10-10 Sulfato de calcio CaSO4 [Ca+2].[SO4

-2] 2’0.10-4

Carbonatos Carbonato de calcio CaCO3 [Ca+2].[CO3

-2] 1’0.10-8 Carbonato de magnesio MgCO3 [Mg+2].[CO3

-2] 2’6.10-5 Carbonato de plomo (II) PbCO3 [Pb+2].[CO3

-2] 3’3.10-14


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Es importante resaltar que los equilibrios heterogéneos son dinámicos, es decir, que con la misma velocidad que el sólido se disuelve, los iones en disolución interaccionan para volver a dar el sólido precipitado. A diferencia del equilibrio homogéneo, la adición de más sólido no causa cambio alguno en la concentración de los iones en solución, ya que al estar la disolución saturada, todo lo que añadamos de sólido, al no poderse disolver, precipitará directamente. El producto de solubilidad de una determinada sustancia nos puede servir para averiguar si en unas determinadas condiciones se va a formar un precipitado o no. Por ejemplo, dada la reacción:

AxBy (s) x A+y + y B-x Kps = [A+y]x . [B-x]y

- si [A+y]x . [B-x]y > Kps las concentraciones de los iones deberán disminuir, de manera

que, habrá precipitación hasta que la disolución quede saturada. - si [A+y]x . [B-x]y = Kps no hay precipitación, pero la disolución está saturada, está en el

límite para que no haya precipitación. - si[A+y]x . [B-x]y < Kps no hay precipitación, pudiendo albergar la disolución más

cantidad de soluto, es decir, no está saturada. Vamos a ver un ejemplo: Se mezclan volúmenes iguales de una disolución 0'002 M de TiNO3 y 0'004 M de NaI. ¿Se obtendrá TiI precipitado?.

Kps (TiI) = 8'9 10-8 M²

como las disoluciones que mezclamos son de sales totalmente solubles, la concentración de los iones en la disolución resultante será la mitad ya que al mezclar volúmenes iguales, el volumen total será el doble, es decir:

[ ] [ ] MIMTi 0020200400010

20020 ,,,,

==== −+

[Ti+].[I-] = 0'001 .0'002 = 2.10-6 mol²/litro²

a este producto de concentraciones, guardando la misma estructura que el producto de solubilidad, pero que no contiene los valores de las concentraciones en el equilibrio, se le denomina producto iónico. Como dicho producto iónico es mayor que el producto de solubilidad del TiI, sí se producirá precipitado hasta que las concentraciones en disolución se igualen a la solubilidad de dicho compuesto.


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Conociendo el producto de solubilidad de una sustancia, puede calcularse su solubilidad en agua, por ejemplo: Calcular la solubilidad del AgI en agua sabiendo que su producto de solubilidad es 8'5.10-17: AgI (s) Ag+ + I- inicio (M) c 0 0 equilibrio (M) c - s s s donde "s" son los moles/litro de la sal que se han disuelto, es decir, su solubilidad. El AgI se irá disolviendo hasta que el producto de los iones en disolución sea igual al producto de solubilidad:

Kps = 8'5 10-17 = [Ag+].[I-] = s.s = s² luego:

s = 9'2 10-9 moles/litro

por otro lado, como es obvio, también conociendo la solubilidad de un determinado compuesto iónico, se podrá calcular su producto de solubilidad. 10.4.- Efecto del ion común. Si se dispone de una disolución saturada de una sal poco soluble en agua, la adición de una sal soluble en agua que contenga un ion común, originará una precipitación de la sal insoluble. Este efecto no es más que una consecuencia del principio de Le Chatelier sobre el equilibrio químico al variar la concentración de uno de los productos de la reacción, por ejemplo, si tenemos una disolución saturada de sulfato cálcico CaSO4 y añadimos cloruro cálcico CaCl2 (ion común Ca+2 ), o sulfato sódico Na2SO4 (ion común SO4

-2), aumentaremos la concentración de uno de los iones de la sal insoluble:

CaSO4 (s) Ca+2 (ac) + SO4-2 (ac)

y al añadir algún ion común, estamos aumentando la concentración de los productos de la reacción por lo que el equilibrio se desplazará hacia la izquierda con lo que se formará precipitado.


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10.4.1.- Solubilidad de las sales de ácido débil según el pH. Si la sal procedente de un ácido débil es poco soluble, puede aumentarse su solubilidad añadiendo H3O+ (ac) ya que, entonces, éstos se unen al anión de la sal para formar el ácido y al disminuir la concentración de anión puede aumentar la del catión, es decir, que a pH ácido aumenta su solubilidad. Vamos a ver un ejemplo: Todos los hidróxidos insolubles pueden solubilizarse en medio ácido (pH<7).

Fe(OH)3 (s) Fe+3 (ac) + 3 OH- (ac) al añadirse el ácido, va disminuyendo la concentración de OH- formándose agua, con lo que el equilibrio se desplaza a la derecha. Lo mismo ocurre con las sales del ácido débil, sólo que en este caso en vez de formarse agua, se forma el ácido débil. Controlando el pH, se puede hacer una precipitación selectiva de varios iones. 10.5.- Problemas y cuestiones. 580.- Calcula la solubilidad en gr/l del fosfato plumboso sabiendo que su producto de

solubilidad es 1'5.10-32. 581.- Sabiendo que la solubilidad en gr/l del CdS es 1'3.10-11, calcular el producto de

solubilidad de dicho compuesto. 582.- Sabiendo que la solubilidad del fluoruro de estroncio en agua a temperatura ambiente

es de 0'23 gr/l, calcula su producto de solubilidad 583.- El producto de solubilidad del yodato de plomo (II) a 25 ºC vale 2'56.10-13. Calcular la

solubilidad de dicha sal en agua expresada en mgr/l. 584.- El producto de solubilidad del hidróxido de magnesio toma el valor de 3'4.10-12 a

25ºC. Calcular la solubilidad de dicho hidróxido: a) en agua pura. b) en una disolución de hidróxido sódico de pH=11. 585.- A 25 ºC, el producto de solubilidad del sulfato de calcio vale 2.10-4 M². Calcular: a) la solubilidad en gr/l de dicha sal en agua pura a la mencionada temperatura; b) el peso del precipitado de sulfato de calcio que se obtendrá al disolver 0'04 moles de

sulfato de sodio en 500 ml de una disolución saturada de sulfato de calcio. 586.- Accidentalmente, 0'01 mgr de NaCl caen dentro de un frasco que contiene 200 ml de

una disolución 2.10-5 M de nitrato de plata. ¿Aparecerá un precipitado de cloruro de plata?. El producto de solubilidad del AgCl es de 10-10


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587.- Se ha preparado una disolución conteniendo 10 gr de nitrato de plata y 5 gr de nitrato de plomo(II) en 100 ml de agua. Poco a poco se va añadiendo cloruro potásico hasta que aparece un precipitado.

a) ¿Qué ion precipitará primero?. b) ¿Cuál será su concentración cuando el segundo empiece a precipitar?. Datos: Kps (AgCl) = 1'0.10-10 Kps (PbCl2) = 1'7.10-5 588.- A 25ºC, la solubilidad del fluoruro de calcio (CaF2) en agua es de 0'22 gr/l. Calcular: a) La molaridad de una disolución saturada de fluoruro de calcio. b) El producto de solubilidad. c) La solubilidad en gr/l del fluoruro de calcio en una disolución 1 M de cloruro de

calcio. 589.- El producto de solubilidad del hidróxido de aluminio a 25 ºC es de 2.10-33. Calcular la

solubilidad de dicho compuesto a: a) pH = 5 b) pH = 9 590.- Calcular la solubilidad del cromato de plata (Ag2CrO4), cuyo producto de solubilidad

es de 1'2.10-12 en las siguientes condiciones: a) En agua pura. b) En una disolución 0'01 M de nitrato de plata. c) En una disolución 0'01 M de dicromato potásico. d) En una disolución 0'01 M de cromato potásico. e) En una disolución 0'01 M de cromato de plata. 591.- Tenemos una disolución 0'05 M de iones Fe(II) y 0'005 M en iones Fe(III). ¿Qué

intervalo de concentración del ion hidróxido sería adecuado para precipitar el ion Fe(III) únicamente?

DATOS: Kps (Fe(OH)2) = 1'6.10-14 ; Kps (Fe(OH)3) = 4.10-38 592.- ¿Qué pH tiene una disolución saturada de hidróxido de magnesio si su producto de

solubilidad es de 3'4.10-12? 593.- ¿Qué cantidad de nitrato de manganeso(II) se puede disolver, sin que precipite sulfuro

de manganeso(II), en una disolución de sulfuro de sodio 0'1 M? DATO: Kps (MnS) = 1.10-16 594.- Se tiene una disolución saturada de cloruro de plata en equilibrio con una determinada

cantidad de cloruro de plata sólido. Indicar, de forma cualitativa, qué le ocurrirá al sistema descrito si se realizan las siguientes operaciones:

a) se le agregan 2 gr de cloruro de plata. b) se le agregan 2 gr de cloruro sódico. c) se le agregan 10 cc. de agua. d) se evaporan 10 cc. de agua de la disolución.


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595.- El producto de solubilidad del bromato de plata a 25 ºC es de 5'2.10-5. Se mezclan 40 cc. de una disolución 0'1 M de nitrato de plata con 60 cc. de bromato sódico 0'2 M.

a) ¿se formará algún precipitado? En caso afirmativo, indicar de qué compuesto se trata y por qué.

b) Determinar la concentración de los iones presentes en la disolución una vez alcanzado el equilibrio.

596.- El hidróxido de magnesio es una sustancia ligeramente soluble en agua. El pH de una

disolución saturada de dicho hidróxido es de 10'38. Determinar: a) su producto de solubilidad. b) su solubilidad en agua en mol/litro. c) su solubilidad en una disolución 0'01 M de hidróxido sódico. 597.- Explica la diferencia entre el producto iónico y el producto de solubilidad de una sal. 598.- Una disolución saturada de carbonato de estroncio (Kps =7·10-10), ¿será una disolución

muy concentrada, concentrada, diluida o muy diluida? 599.- Una disolución saturada de fluoruro de calcio está en equilibrio con fluoruro de calcio

sólido. Indica qué sucederá si se realizan las siguientes operaciones: a) Se añaden 1,5 g de fluoruro de sodio. b) Se añaden 1,5 g de fluoruro de calcio. c) Se añaden 5 ml de agua. 600.- ¿En cuál de estas tres disoluciones se disolverá una mayor cantidad de PbCl2? a) Agua pura. b) Una disolución 0,1 M de nitrato de plomo (II). c) Una

disolución 0,1 M de cloruro de sodio. 601.- Razona por qué se cumple: a) El cloruro de plata es más soluble en una disolución de ioduro de sodio que en agua

pura. b) El sulfato de plomo (II) es menos soluble en una disolución de sulfato de sodio que

en agua pura. Kps(AgCl) = 1,7·10-10 Kps(AgI) = 1,5·10-16

602.- Una disolución acuosa contiene varios iones que pueden precipitar con el ion plata,

tales como los iones cloruro, ioduro y cromato en concentración 0,1M cada uno. Explica lo que sucederá al ir agregando paulatinamente una disolución acuosa de nitrato de plata.

Los productos de solubilidad del cloruro de plata, ioduro de plata y cromato de plata son, respectivamente, 1,7·10-10, 1,5·10-16 y 1,9·10-12.

603.- Supongamos que tenemos hidróxido de manganeso (II) sólido en el fondo de una

disolución y en equilibrio con sus correspondientes iones. Explica que sustancia podríamos añadir si queremos:

a) Disolver el precipitado. b) Aumentar la cantidad de precipitado.


269

604.- Se tiene el sistema en equilibrio: Fe(OH)2(s) Fe+2(aq) + 2 OH-(aq). Explica cómo se modifica la solubilidad del Fe(OH)2: 1) Cuando se añade Fe(OH)2 sólido. 2) Al disminuir el pH. 605.- Para preparar 250 ml de disolución saturada de bromato de plata se utilizaron 1,75 g

de esta sal. ¿Cuanto vale el producto de solubilidad del bromato de plata?. 606.- Calcula cuántos gramos de iodato de cobre (II) se pueden disolver en 5 l de agua si su

producto de solubilidad es Kps = 7,4·10-8. 607.- ¿Precipitará carbonato de cinc al mezclar 50 ml de disolución 0,01 M de carbonato de

sodio con 200 ml de disolución 0,05 M de nitrato de cinc?. El producto de solubilidad del carbonato de cinc es Kps = 2,2·10-11.

608.- Una disolución saturada de hidróxido de cinc tiene un pH = 8,35. Calcula: a) su pKps b) su solubilidad en g/l. 609.- Sabiendo que los productos de solubilidad del cloruro de plata y del fosfato de plata

son, respectivamente, 1,7·10-10 y 1,8·10-18, deduce cuál de estas dos sales es más soluble en agua.

610.- La solubilidad del carbonato de plata es 0,0032 g/100 ml. a) Calcula el producto de solubilidad de dicha sal. b) ¿Se formará precipitado cuando se mezclan 30 ml de disolución de carbonato de

sodio 0,8 M con 450 ml de disolución de nitrato de plata 0,5 M?. 611.- El pH de una disolución saturada de hidróxido de calcio tiene el valor de 12,434.

Calcula: a) La solubilidad y el pKps del hidróxido de calcio. b) Los gramos de hidróxido de calcio que precipitan si se mezclan 250 ml de

disolución 0,01 M de nitrato de calcio con 50 ml de disolución 0,1 M de hidróxido de sodio.

612.- El producto de solubilidad, a 25 ºC, del acetato de plata es Kps = 2,3·10-3. Calcula

cuántos gramos de este compuesto se disolverán, a esta temperatura, en 100 ml de: a) Agua pura. b) Una disolución 0,2 M de nitrato de plata. Compara y comenta los resultados obtenidos. 613.- Disponemos de 250 ml de disolución saturada de hidróxido de calcio, cuyo producto

de solubilidad es Kps = 8·10-6. a) ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio obtendríamos al evaporar el agua de la

disolución?. b) ¿Cuánto vale el pH de la disolución saturada de hidróxido de calcio?. c) ¿Qué le pasaría al pH de esta disolución si añadiésemos agua?. d) ¿Qué añadirías a la disolución para que precipitase hidróxido de calcio?


270

614.- Si a un determinado volumen de agua se añaden AgCl (s) y AgBr (s) en exceso, ¿cuáles serán las concentraciones de Ag+, Cl - y Br - en el equilibrio?.

Kps(AgCl) = 1,7.10-10, Kps(AgBr) = 5.10-13. 615.- El producto de solubilidad del fluoruro de bario es 1,7·10-6. Calcula: a) La solubilidad en g/l del fluoruro de bario. b) Los gramos de fluoruro de sodio que se deben añadir a 100 ml de disolución 0,005

M de nitrato de bario para iniciar la precipitación del fluoruro de bario. 616.- A una disolución 0,1 M en Ca+2 y 0,1 M en Ba+2 se añade lentamente sulfato de sodio

sólido que se disuelve totalmente (supón que no hay variación del volumen total). a) ¿Cuál es la concentración de SO4

-2 cuando comienza a aparecer el primer precipitado?.

b) ¿Cuánto valen las concentraciones de Ca+2 y Ba+2 cuando comienza a aparecer el segundo precipitado?.

Kps(CaSO4) = 2,4·10-5, Kps(BaSO4) = 1,1·10-10. 617.- Se mezclan 10 ml de disolución 0,1 M de cloruro de bario con 40 ml de disolución 0,1

M de sulfato de sodio. ¿Precipitará sulfato de bario?. En caso afirmativo calcula los gramos que precipitan, así como las concentraciones de todos los iones presentes en la disolución, tras la precipitación. El producto de solubilidad del sulfato de bario es 1,1·10-10.

618.- Una disolución es 0,001 M en Sr+2 y 2 M en Ca+2. Si los productos de solubilidad del

sulfato de estroncio y sulfato de calcio valen 7,6·10-7 y 2,4·10-5, respectivamente: a) ¿qué catión precipitará antes al añadir lentamente sulfato de sodio?. b) ¿qué concentración quedará del primero cuando empiece a precipitar el segundo?. 619.- Por medio de análisis se ha encontrado que una disolución de AgCl en equilibrio con

su precipitado, tiene 1.3.10-5 moles de Ag+ por litro. Calcula el producto de solubilidad de dicha sal.

620.- Por medio de análisis se ha comprobado que una disolución de tetraoxofosfato (V) de

plata, contiene 3.4.10-5 moles por litro de ión fosfato cuando está en equilibrio con la fase sólida. Calcula el producto de solubilidad de dicha sal.

621.- ¿Cual debe ser la concentración de Ag+ presente en una disolución que contiene 1.10-4

moles/l de Cl-, para que empiece a formarse precipitado?. Kps(AgCl) = 1.7.10-10 622.- En una disolución saturada de fluoruro de calcio, cuyo producto de solubilidad es

3,9.10-11 calcula: a) concentración de iones F- cuando sólo existe dicha sal en la disolución. b) lo mismo cuando la disolución es además 0,2 M en cloruro cálcico. c) concentración de Ca+2 cuando la disolución es 0,2 M en fluoruro de sodio.


271

623.- A una disolución acuosa conteniendo iones cloruro y cromato, ambos en la misma concentración 0,01 M, se le añade gota a gota disolución acuosa de nitrato de plata.

a) ¿qué sal precipita primero? b) calcula la concentración de Ag+ necesaria para que comience la precipitación. c) calcula la concentración de ión Ag+ para que empiece a precipitar el segundo anión. Kps(AgCl)=1,7.10-10 Kps(Ag2CrO4) = 1,9.10-12 624.- ¿Qué sucede cuando a una disolución 0,1 M en NaCl y 0,1 M en NaBr se le añade gota

a gota una disolución diluida de AgNO3?. Escribe las ecuaciones de las reacciones. ¿Qué compuesto precipita primero? ¿por qué?. Calcula la concentración de Br- en la disolución cuando empiece a precipitar el segundo compuesto.

Kps(AgBr)=1.10-12 Kps(AgCl) = 1,7.10-10 625.- La solubilidad del hidróxido de manganeso (II) en agua pura es de 0,0032 g/l. a) Calcula el producto de solubilidad. b) ¿Qué concentración de H+ será necesaria para evitar que precipite el hidróxido de

manganeso(II) en una disolución que es 0,06 M en Mn+2? 626.- El producto de solubilidad del hidróxido de calcio es 7,9.10-6 a) ¿Cual es el pH de una disolución saturada de dicho hidróxido? b)¿Cuantos gr de Ca(OH)2 se disolverán en 100 ml de una disolución cuyo pH=14? 627.- Se mezclan 5.10-5 moles de sulfato de hierro (III) y 1.10-5 moles de hidróxido bárico,

con agua suficiente para dar 1 litro de disolución. ¿Se formará precipitado?. Justificar la respuesta numéricamente. Kps(BaSO4)=1,5.10-9 Kps(Fe(OH)3) = 6.10-38

628.- A 25 ºC una disolución saturada de hidróxido de cinc contiene 0,27 mg de dicho

hidróxido por litro. a) Calcula el producto de solubilidad. b) A un litro de disolución de pH = 10 a 25ºC se le añade poco a poco y agitando, 10

mg de cloruro de cinc. Indica, mediante el uso de los cálculos necesarios, si se obtendrá precipitado de hidróxido de cinc.

629.- El producto de solubilidad del cloruro de plata es 1,2.10-10. Calcula la concentración

de iones plata en una disolución obtenida al mezclar 50 ml de nitrato de plata 0,4 M con 50 ml de cloruro de aluminio 0,5 M.

630.- El Kps del bromato de plata, AgBrO3 , vale 5,2.10-5 . Se mezclan 40 ml de disolución

de nitrato de plata 0,1 M con 60 ml de disolución de bromato de sodio 0,2 M. a) ¿Se formará algún precipitado?. Justifica la respuesta numéricamente. b) Determina la concentración de los iones presentes en la disolución una vez

alcanzado el equilibrio. 631.- El hidróxido de magnesio es ligeramente soluble en agua. a) El pH de una disolución saturada es 10,38. Determina el valor del producto de

solubilidad de dicho hidróxido. b) Determina, en moles/litro, la solubilidad de dicho hidróxido en agua.


272

632.- El producto de solubilidad del sulfato de plomo (II), a 25 ºC, es igual a 2.10-8. Calcula la concentración máxima de iones Pb+2 que admitiría en una disolución en la que existe una concentración de sulfato de sodio de 0,142 g/litro.

633.- Si se mezclan volúmenes iguales de disolución de carbonato de sodio, de

concentración 10-3 M, y de cloruro de bario de concentración 10-4 M, determina si precipitará carbonato de bario, cuyo producto de solubilidad es 8.10-9

634.- Se tiene una disolución de nitrato de plata y se añade cromato potásico sólido hasta

obtener una [CrO4-2] = 10-3 M. ¿Cual será la concentración de Ag+ en la disolución

resultante? Datos: Kps(Ag2CrO4) = 1,9.10-12 635.- ¿Qué podemos hacer para disolver un precipitado de carbonato de calcio?. Justifica la

respuesta. 636.- El hidróxido de calcio es poco soluble en agua. Inicialmente se dispone de 100 cc. de

una disolución saturada de dicho hidróxido en equilibrio con hidróxido de calcio sólido. Indicar, razonándolo, si la masa del sólido inicialmente presente, aumenta, disminuye o no se modifica, al añadirle:

a) agua. b) gotas de disolución concentrada de NaOH. c) disolución concentrada de HCl. d) gotas de disolución concentrada de NaCl. e) gotas de disolución concentrada de CaCl2.

La Química del Carbono: Hidrocarburos

313

13.- LA QUÍMICA DEL CARBONO

13.1.- Introducción. ............................................................................... 314 13.1.1.- Definición del concepto orgánico. ..................................................... 314 13.1.2.- Tipos de enlaces del carbono. ............................................................. 314 a) Hibridación sp3. ....................................................................... 314 b) Hibridación sp2 y sp. ................................................................ 216 13.2.- Hidrocarburos: Definición y clases. ............................................ 317 13.3.- Alcanos. ........................................................................................ 318 13.3.1.- Estructura y nomenclatura …………...……...……………………… 318 13.3.2.- Propiedades físicas y químicas …………...…...…………………… 321 13.4.- Alquenos. ..................................................................................... 324 13.4.1.- Estructura ……………….....………………...…...……...…………. 324 13.4.2.- Nomenclatura …………………..……………...…………………… 324 13.4.3.- Propiedades físicas ……………………..………...………………… 325 13.4.4.- Reacciones químicas de los alquenos ……..……………………….. 325 13.5.- Alquinos. ....................................................................................... 327 13.5.1.- Estructura y nomenclatura …………...…...………………………… 327 13.5.2.- Propiedades físicas. ………………...………...…………………….. 327 13.5.3.- Reacciones químicas ………………......…………………………… 327 10.6.- Hidrocarburos aromáticos. ......................................................... 328 13.6.1.- Reacciones químicas del benceno ……….......…………………….. 330 13.6.2.- Orientación de las reacciones ………………...…………………….. 331 13.7.- Polímeros de adición. ................................................................... 333 13.8.- Problemas y cuestiones. ............................................................... 334


314

13.1.- Introducción. 13.1.1.- Definición del concepto orgánico. El número de compuestos que forma el carbono es muy superior al del conjunto del resto de los elementos. Ello obliga a un estudio por separado. En la antigüedad se conocían sustancias como el ácido acético que por hallarse en los organismos vivos se suponía que sólo podía obtenerse en ellos por medio de unas "fuerzas vitales". Con el nombre de "Química Orgánica" se empezaron a estudiar todos los compuestos presentes en un organismo vivo. En 1828, Wohler sintetizó en el laboratorio la urea CO(NH2)2, lo que estaba en contradicción con los pensamientos de aquella época, es decir, con la teoría de la "fuerza vital". Hoy en día, se pueden sintetizar en el laboratorio la mayoría de las sustancias orgánicas, por esa razón la Química Orgánica ha pasado a llamarse la Química del Carbono, ya que generalmente estos compuestos tienen enlaces C-C y C-H. El extraordinario número de compuestos de carbono conocidos (más de 1'1 millones frente a 50.000 inorgánicos) se debe al carácter particular del mismo como más tarde comentaremos. 13.1.2.- Tipos de enlaces del Carbono. El carbono es un elemento que pertenece al grupo IVb y tiene una configuración electrónica de 1s2, 2s2, 2p2. Dicha configuración presenta 4 electrones de valencia que utiliza para formar 4 enlaces covalentes, puesto que perder los 4 electrones o ganar otros 4 para completar su última capa requiere demasiada energía. La gran variedad de los compuestos del carbono que existen es debida a su gran facilidad para unirse consigo mismo formando enlaces C-C muy fuertes y de gran estabilidad con una variedad de casi infinita de disposiciones. Esto es lo que hace que el carbono sea un elemento único. Además, también tiene facilidad para unirse a otros no metales (H, O, N, Cl, F, Br, I, P y S principalmente).

El carbono en los compuestos orgánicos actúa siempre como un elemento tetravalente, (con valencia 4), mientras que en los inorgánicos actúa como divalente, (carbonatos y óxidos). a) Hibridación sp3. El carbono en su estado fundamental tiene una estructura electrónica de:


315

Según ésto, el carbono sólo podría formar dos enlaces porque tiene sólo dos electrones desapareados. Se supone que cuando el carbono reacciona, un e- del nivel 2s pasa al 2p vacío adquiriendo una configuración:

pero, además los cuatro enlaces son iguales, por lo que el orbital s y los 3 orbitales p se homogeneizan, se hibridan, y de los cuatro orbitales atómicos de partida se forman 4 orbitales idénticos (cada uno de ellos tiene una parte de s y tres de p, por lo que se denomina una hibridación sp3). Los 4 orbitales híbridos tienen idéntica energía, y se disponen de forma que el núcleo del átomo de carbono ocupa el centro de un tetraedro y los átomos a los que se une cada uno de sus vértices como se ve en la figura:


316

b) Hibridación sp² y sp. El carbono también puede formar dobles y triples enlaces:

Enlace distancia C - C (A) Energía (Kcal/mol) C - C 1’54 58’6 C = C 1’33 100’0 C ≡ C 1’19 123’0

hay que observar que para romper el doble enlace no se necesita el doble de energía que para romper el simple enlace, sino algo menos, lo que indica que no deben ser idénticos sino que uno debe ser más débil que el otro. Esto se debe a que sólo se hibridan el orbital s y 2 orbitales p, quedando el otro orbital p como en el átomo original (hibridación sp2). Los tres orbitales híbridos tienen una disposición triangular plana (120º) y el orbital p que queda sin hibridar, se dispone formando un ángulo de 90º con el plano que contiene los 3 orbitales híbridos, tal y como muestra la figura:

entonces, entre dos átomos de carbono existen un enlace entre dos orbitales híbridos (uno de cada átomo) y otro enlace entre los orbitales p que han quedado sin hibridar, quedando dos orbitales híbridos de cada átomo para poderse enlazar a otros átomos:

son moléculas planas, impidiéndose el giro, lo que da lugar a la isomería geométrica ya que:

son compuestos con la misma fórmula pero que incluso poseen distintos puntos de ebullición.


317

En el triple enlace se produce una hibridación sp (sólo se homogeneizan un orbital s y otro p, quedando 2 orbitales p como en el átomo original):

se forman por lo tanto dos enlaces entre los orbitales p sin hibridar y otro entre uno de los dos orbitales híbridos, quedando otro para poderse enlazar a otros elementos:

En el triple enlace la molécula es lineal, que también tiene imposibilidad de rotar:

13.2.- Compuestos hidrocarbonatos: Definición y clases. La familia más sencilla de los compuestos orgánicos son los formados únicamente por carbono e hidrógeno. Estos compuestos reciben el nombre de hidrocarburos. Se pueden clasificar según el tipo de hibridación de los orbitales de enlace del carbono. - sp3 Alcanos - sp2 Alquenos - sp Alquinos - sp2 Aromáticos (dobles enlaces alternados)


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13.3.- Alcanos. 13.3.1.- Estructura y nomenclatura. Los alcanos, o también llamados parafinas, pueden representarse por la fórmula general:

Cada átomo de carbono distribuye sus orbitales orientándolos hacia los vértices de un tetraedro (hibridación sp3). A medida que aumenta el número de carbonos se disponen espacialmente en forma de zig-zag, tal y como se muestra en la figura de la derecha que representa al hidrocarburo de 8 átomos de carbono (octano). Si la cadena es lineal, el hidrocarburo se nombra con un prefijo indicando el número de átomos de carbono existentes y el sufijo -ano:

Nombre nº de átomos de C Fórmula semidesarrollada Metano 1 CH4 Etano 2 CH3 - CH3

Propano 3 CH3 - CH2 - CH3 Butano 4 CH3 - (CH2)2 - CH3 Pentano 5 CH3 - (CH2)3 - CH3 Hexano 6 CH3 - (CH2)4 - CH3 Heptano 7 CH3 - (CH2)5 - CH3 Octano 8 CH3 - (CH2)6 - CH3 Nonano 9 CH3 - (CH2)7 - CH3 Decano 10 CH3 - (CH2)8 - CH3

Undecano 11 CH3 - (CH2)9 - CH3 Dodecano 12 CH3 - (CH2)10 - CH3 Tridecano 13 CH3 - (CH2)11 - CH3

Tetradecano 14 CH3 - (CH2)12 - CH3 Eicosano 20 CH3 - (CH2)18 - CH3

A partir del propano, en el siguiente compuesto (C4H10), se pueden presentar dos posibilidades, la cadena lineal o ramificada:


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Isómeros son compuestos diferentes con la misma fórmula. - 4 átomos de carbono 2 isómeros - 7 átomos de carbono 9 isómeros - 14 átomos de carbono 1858 isómeros Debe existir una nomenclatura adecuada para poderlos nombrar a todos. Para ello tenemos que seguir los siguientes pasos:

1. Establecer la cadena más larga del compuesto a considerar y si existen varias posibilidades, la más sustituida.

2. Nombrar los sustituyentes: Los sustituyentes se nombrarán de acuerdo con el hidrocarburo de idéntico número de átomos de carbono cambiando su terminación -ano por la de -il o -ilo. Hay que tener en cuenta que los radicales ramificados más sencillos tienen nombres especiales:

Fórmula del radical nombre del hidrocarburo nombre del radical

Metano Metil

Etano Etil

Propano Propil

propano isopropilo

metilpropano isobutilo

butano secbutilo

metilpropano terbutilo

propeno vinilo


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3. Numerar la cadena principal: La cadena principal se numera de un extremo al

otro escogiendo aquel sentido en el que se dé a los sustituyentes el número más bajo posible.

4. Cuando hay varios sustituyentes idénticos, se agrupan indicando con un prefijo el número de ellos, (di, tri, tetra ... ), pero numerándolos todos según sus posiciones.

en el ejemplo que nos ocupa hay dos metil, ambos en el carbono 2 y un etil en el carbono 4.

5. Los sustituyentes se nombran por orden alfabético (sin incluir el prefijo multiplicativo) y a continuación el nombre del hidrocarburo correspondiente a la cadena principal. Los números que indican las posiciones de los sustituyentes se separan por comas, y las ramificaciones por guiones:

6. Cuando el sustituyente es a su vez ramificado se nombran sus ramificaciones

como sustituyentes, empezando a nombrar los átomos de carbono por el más cercano a la cadena principal. Por ejemplo:


321

7. Si la cadena de átomos de carbono es cerrada se llama con el prefijo ciclo y el nombre del hidrocarburo con el mismo número de átomos de carbono.

13.3.2.- Propiedades físicas y químicas. Los alcanos con menos átomos de carbono son gases. El pentano ya es líquido a temperatura ambiente. A medida que el peso molecular aumenta, su punto de fusión aumenta y también su punto de ebullición y su densidad (en el caso de líquidos). Una ramificación hace descender el punto de ebullición en unos 8-10 ºC, (los isómeros tienen puntos de ebullición diferentes). Los ciclo alcanos (CnH2n) tienen propiedades similares a los hidrocarburos del mismo número de átomos de carbono, aunque su punto de ebullición es algo superior. Los hidrocarburos saturados son especialmente inertes en la mayoría de las reacciones químicas. No obstante reaccionan con halógenos a elevadas temperaturas y con ayuda de catalizadores dando lugar a derivados halogenados. La reacción no conduce a un único derivado halogenado sino a varios:

CH4 + Cl2 CH3Cl + CH2Cl2 + CHCl3 + CCl4 En condiciones severas de presión y temperatura, los hidrocarburos de alto peso molecular se rompen en fragmentos más pequeños. Este proceso se llama "cracking" y es de mucho interés para la obtención de la gasolina (octano) a partir de hidrocarburos de mayor número de átomos de carbono.

Pero la reacción por excelencia de los hidrocarburos es la combustión; se combinan con oxígeno (arden) para dar dióxido de carbono y agua liberando gran cantidad de energía:

CnH2n+2 + (3n+1)/2 O2 n CO2 + (n+1) H2O

Esta reacción constituye la base de todas las aplicaciones de los hidrocarburos como combustibles y sobre ella se basa nuestra economía, salud y bienestar. El calor liberado va aumentando de forma regular al aumentar el número de carbonos del hidrocarburo (unos 660´44 KJ/mol por cada grupo -CH2-. El metano tiene una entalpía de combustión de –886´16 KJ/mol; el etano de –1.569´14 KJ/mol: el propano – 2.219´58 y así sucesivamente, el decano –6.771,60 KJ/mol.


322

La fuente principal de los hidrocarburos es el petróleo que se encuentra a profundidades variables tanto en sedimentos terrestres como submarinos, sometido a grandes presiones. El petróleo se puede definir como materia orgánica formada fundamentalmente por hidrocarburos líquidos, con otros gaseosos y sólidos en disolución, acompañada muchas veces de agua salada. Se trata de hidrocarburos, desde el metano hasta especies complejas con más de 40 átomos de carbono que no pueden destilarse sin una descomposición previa.

La complejidad y número enorme de especies presentes en el petróleo obliga a considerarlo como un conjunto de fracciones, entendiendo por tales las partes en que prácticamente puede dividirse el petróleo por razón de la distinta volatilidad de los diferentes

hidrocarburos que lo componen. Además de hidrocarburos se hallan también presentes compuestos que contienen Oxígeno, Nitrógeno y Azufre. El producto que mana de los pozos es un líquido más o menos denso, viscoso y negruzco al que acompañan cantidades importantes de gas desorbido al disminuir la presión del yacimiento. En el propio campo petrolífero se priva al “crudo” del agua y los sólidos interpuestos, pero todavía es necesario, frecuentemente, eliminar los gases disueltos, pues hacen peligroso y difícil su transporte. Esta operación se llama estabilización, y se aprovecha para

separar los gases de mayor volatilidad. El crudo estabilizado se trata en las refinerías de acuerdo con el destino que se fije para los productos obtenidos. La cantidad de cada uno de ellos que se obtenga dependerá, en gran medida, de la constitución molecular, o sea, de la “base” del crudo. El trabajo en la refinería tiene un cuádruple objetivo:

a) Separar el crudo en varias fracciones acomodadas a las necesidades del mercado (gasolinas, gasóleo, queroseno, parafinas, etc.) a lo que se llama fraccionamiento.

b) Modificar (generalmente aumentar) las proporciones de

las fracciones volátiles, como la gasolina, mediante la operación llamada craqueo, a expensas de las fracciones más pesadas.

c) Variar la naturaleza de los hidrocarburos componentes

de las fracciones volátiles (gasolinas) para elevar su calidad de carburante (su octanaje), mediante el craqueo catalítico (reforming). El índice de octano u octanaje es una escala que se utiliza para comparar el poder antidetonante de las gasolinas. Los niveles de referencia son el heptano (nivel 0) y el isooctano (nivel 100). Según esto, una gasolina de 95 octanos tiene el mismo poder antidetonante que una mezcla del 95 % de isooctano y el 5% de heptano.


323

Hay gasolinas que superan el nivel 100, es decir son más antidetonantes que el isooctano puro. Las gasolinas de cadena lineal son más detonantes que las que tienen compuestos ramificados o cíclicos. La adición de algunos compuestos químicos mejora el poder antidetonante de las gasolinas. El más utilizado es el tetraetil plomo. Sin embargo, últimamente se ha determinado que se dejen de utilizar ya que la contaminación consiguiente por plomo es muy peligrosa.

d) Eliminar de las fracciones los componentes indeseables, proceso al que se llama genéricamente refino y especialmente desulfuración, desparafinado, desalfaltado, etc.

Existen otras dos fuentes de hidrocarburos que, aunque menos importantes que el

petróleo, son dignas de mención:

1. Gas natural: Es una mezcla de hidrocarburos de entre 1 y 8 átomos de carbono. El metano, con un porcentaje de al menos el 80% constituye casi toda la mezcla, y los demás hidrocarburos registran porcentajes decrecientes. El gas natural, conducido por gaseoductos a las ciudades, es el principal componente del gas ciudad. Con frecuencia se separan previamente por licuefacción el propano y el butano que se comercializan en bombonas a presión.

2. Carbón: El carbón también es un combustible fósil procedente de los restos

vegetales de otras épocas geológicas. Si se calienta un trozo de carbón en condiciones adecuadas (proceso que se conoce como destilación seca del carbón), se descompone originando tres productos principales:

a) Gas de alumbrado (o gas de coquerías): Mezcla constituida por

aproximadamente un 50% de Hidrógeno (H2), un 30 % de metano (CH4), un 8% de monóxido de carbono (CO) y cantidades inferiores de otros hidrocarburos, Nitrógeno (N2) y dióxido de carbono (CO2) entre otros. Se utiliza como combustible. Hace muchos años era muy empleado en el gas ciudad pero en la actualidad existe la tendencia de sustituirlo por gas natural ya que es mucho más limpio.

b) Coque: es el residuo sólido que deja el carbón. Contiene toda la materia mineral del carbón pero principalmente carbono libre. Esto hace que sea un combustible limpio (sin humos) y por lo tanto muy apreciado.

c) Alquitrán: líquido negro y viscoso de olor desagradable formado por una mezcla de muchos hidrocarburos aromáticos. Constituye la fuente principal de este tipo de compuestos aromáticos, (ya que en el petróleo y el gas natural predominan los hidrocarburos saturados). Sometido a destilación fraccionada, se pueden separar benceno, tolueno, xileno, naftaleno, fenol, antraceno, etc., también aceites pesados destinados a combustibles en motores diésel y en calefacción, y como residuo una pez negruzca que se utiliza para impermeabilizar edificios y pavimentar carreteras.


324

El carbón más utilizado es la hulla (producto natural que contiene de entre un 74 y un 90 % de Carbono). La hulla tiene la ventaja de que produce un coque de gran calidad, pero sobre todo porque su alquitrán es una fuente rica en los hidrocarburos aromáticos muy utilizados en la industria química. En la siguiente tabla aparecen los datos de los productos obtenidos en la destilación seca de la hulla (por cada 1000 Kg):

Destilación de la hulla (por cada 1000 Kg) Producto Cantidad

Carbón de coque Alquitrán Benceno, tolueno, xilenos Amoniaco Gas de alumbrado

750 Kg 30 – 35 Kg 7 – 12 Kg 1 – 3 Kg

300 – 500 m3 13.4.- Alquenos.

13.4.1.- Estructura. Los alquenos son hidrocarburos con algún carbono con hibridación sp2, es decir tienen algún doble enlace. Los más sencillos tienen la fórmula CnH2n. Según la posición del doble enlace pueden ser alquenos interiores o terminales presentando pequeñas diferencias de reactividad.

13.4.2.- Nomenclatura.

La forma de nombrarlos es igual que los alcanos del mismo número de átomos de carbono pero indicando la posición del doble enlace y cambiando la terminación -ano por -eno. Por ejemplo:


325

13.4.3.- Propiedades físicas. Los puntos de ebullición de los alquenos son ligeramente inferiores al de su alcano correspondiente. Sin embargo al no poder tener el doble enlace un movimiento de rotación se presenta la isomería cis - trans. Consiste en que si los sustituyentes de un carbono unido a un doble enlace son diferentes pueden dar lugar a compuestos diferentes, según la disposición espacial que adopten. Por ejemplo:

Se aplica la denominación trans cuando los dos grupos más voluminosos están en contraposición y cis si están en idéntica posición.

13.4.4.- Reacciones químicas de los alquenos. La presencia de un doble enlace le da a la molécula una reactividad mucho mayor que la de los alcanos. a) Reacciones de adición al doble enlace: 1.- Adición de halógenos:

Por ejemplo:

Esta reacción es muy fácil de realizar a temperatura ambiente y es típica para diferenciar alcanos de alquenos.


326

2.- Adición de hidrácidos:

Por ejemplo:

La adición de los halógenos se verifica por el carbono más sustituido (regla de MarKownikoff):

3.- Hidrogenación del doble enlace: Se realiza con hidrógeno gaseoso y en presencia de un catalizador adecuado, (Níquel si la presión es alta y Platino o Paladio a presiones ordinarias).

b) Oxidación del doble enlace: Es una reacción muy utilizada para conocer la posición del doble enlace. Los agentes oxidantes más utilizados son el ozono (O3), y el permanganato potásico (KMnO4) en medio ácido. Los alquenos terminales dan el ácido con un carbono menos y CO2:


327

Los dobles enlaces internos dan dos cetonas (o una cetona y un aldehído):

13.5.- Alquinos.

13.5.1.- Estructura y nomenclatura. Son moléculas que tienen carbonos con hibridación sp (tienen triples enlaces). La forma de nombrarlos es igual que los alcanos pero cambiando la terminación -ano por -ino:

13.5.2.- Propiedades físicas. El punto de ebullición aumenta con respecto a los alcanos:

Compuesto Peb (ºC) Compuesto Peb (ºC) Butano - 0’5 Propano - 42'1

1 Buteno - 6’3 Propeno - 47'7 1 Butino 8’3 Propino - 23'2

13.5.3.- Reacciones químicas. Las reacciones de los alquinos son muy similares a las de los alquenos por ejemplo la adición de Bromo:


328

13.6.- Hidrocarburos aromáticos. La característica común de todos los hidrocarburos aromáticos es que presentan un anillo cíclico de seis átomos de carbono con tres enlaces dobles alternados y sin embargo no presentan las reacciones típicas de los alquenos (adición y oxidación del doble enlace). Kekule propuso en 1865 las dos estructuras siguientes para la molécula aromática más sencilla, el Benceno:

Supuso que la molécula real era un intermedio entre las dos. Posteriormente se

observó que el benceno es plano y que todos sus carbonos son equivalentes siendo la distancia C-C de 1'39 A. La moderna teoría de orbitales moleculares, explica la estructura del benceno suponiendo que los orbitales p de los átomos de carbono crean una densidad electrónica continua paralela al plano del anillo y los electrones de dichos orbitales p, están deslocalizados a lo largo del anillo lo que hace que estos supuestos dobles enlaces no sean atacados. Entonces la estructura del benceno se representará de la siguiente forma:

Esta deslocalización de electrones hace que la molécula sea muy estable, lo que podría demostrarse de la siguiente manera:

∆H = - 28'6 Kcal/mol

Si hubiese tres dobles enlaces: ∆H = - 28'6 x 3 = - 85'8 Kcal/mo Sin embargo para el benceno:

∆H = - 49'8 Kcal/mol

lo que indica que la molécula es más estable ya que se desprende menos energía en la reacción.


329

Los principales hidrocarburos aromáticos son:

Compuesto Nombre Pfusión (ºC)

Pebullición (ºC)

Densidad a 20 ºC (gr/cm3 )

Benceno 5,5 80,1 0,879

Tolueno - 9,5 110,6 0,867

o - xileno - 25,2 144,4 0,880

m - xileno - 47,9 139,1 0,864

p - xileno 13,3 138,4 0,861

Bifenilo 69,2 254 -------

Estireno - 30,6 145,2 0,906

Naftaleno 80,3 218 -------

Antraceno 216,2 340 -------


330

13.6.1.- Reacciones químicas del benceno. No presenta reacciones de adición al doble enlace, pero las reacciones de sustitución si son relativamente fáciles: a) Halogenación: Estas reacciones se realizan en ausencia de luz y en presencia de un catalizador (suele ser tricloruro de aluminio AlCl3). Todas estas reacciones de sustitución consisten en la formación de un catión altamente reactivo:

y luego:

con lo que el catalizador se recupera. b) Sulfonación: Se realiza tratando el benceno con ácido sulfúrico:

c) Nitración: Se realiza tratando el benceno con ácido nítrico:


331

d) Reacción de Friedel-Crafts: Es una reacción de sustitución que consiste en la introducción de un grupo alquilo o alconilo en el núcleo bencénico:

donde X es un halógeno que normalmente es el cloro.

13.6.2.- Orientación en las reacciones. Puede ser que en las reacciones de sustitución no intervenga el benceno sino uno de sus derivados como el tolueno, el nitrobenceno, etc. En estos casos, una nueva reacción de nitración o sulfonación por ejemplo, ¿introduce el grupo sustituyente en cualquier posición o hay alguna preferencia?. Dependiendo del sustituyente que ya tenga el benceno, éste atraerá hacia él o repelerá los electrones deslocalizados del anillo bencénico, por lo que el resto de los átomos de carbono tendrán una mayor o menor densidad de carga electrónica, por ejemplo:

Entonces en el caso del tolueno y el fluorobenceno al tener los carbonos situados en orto y para mayor densidad de carga electrónica el catión atacante tendrá mayor preferencia por estas posiciones y en el caso del nitrobenceno ocurrirá lo contrario. Vamos a verlo con algunos ejemplos:


332

si hacemos reaccionar el tolueno con ácido nítrico, las sustituciones irán con mayor preferencia a las posiciones “– orto” y “– para”:

en cambio, si hacemos reaccionar el nitrobenceno con ácido nítrico, la sustitución irá de forma preferente a la posición “– meta”:

En la siguiente tabla se muestra el efecto de algunos sustituyentes comunes sobre la reacción de sustitución:

Orientaciones a Orto y Para Orientaciones a Meta - R - COOH

- OH - COR - OR - NO2 - NH2 - SO3H - NHR - NR2

- NHCOR - X (halógenos)


333

13.7.- Polímeros de adición. Un grupo de aplicación industrial de gran interés en la química de los alquenos, lo constituye la formación de los polímeros de adición. Un polímero de adición puede definirse como una gran molécula formada por la adición de un elevado número de moléculas simples (monómeros) de uno o más alquenos por rotura de dobles enlaces. Por ejemplo, el polietileno se obtiene por polimerización del etileno (eteno), cuya reacción global es:

Existen muchas maneras de realizar la polimerización del etileno. Todas ellas llevan a un mismo grupo que se repite y sólo difieren en la naturaleza de los grupos terminales y en el valor de "n" que puede ir desde 5000 hasta varios millones, con una consistencia que va desde ceras hasta la de productos muy duros y rígidos. Estos polímeros son muy inertes a los agentes químicos, aunque es algo sensible a la oxidación provocada por rayos ultravioleta. Se emplea como aislante en la industria eléctrica, fabricación de botellas, juguetes, tejidos, etc. Otros polimeros muy conocidos son los siguientes:

- El teflón se obtiene por polimerización del tetrafluoretileno (CF2 = CF2), que es el plástico más resistente a los agentes químicos que se conoce por la fuerza del enlace C-F. Se utiliza fundamentalmente para revestimientos de metal de los utensilios de cocina.

- El policloruro de vinilo (PVC) se obtiene por la polimerización del cloroeteno (también llamado cloruro de vinilo). Es duro, quebradizo y rígido, y se utiliza para la fabricación de tubos, conducciones de agua y hace años para discos fonográficos.

- El polimetacrilato de metilo se obtiene por polimerización de metacrilato de

metilo que es un polímero con excelentes propiedades ópticas. Se vende bajo nombres comerciales de Lucite, Plexiglas y Perspex.


334

- El buna se obtiene de la polimerización del 1,3 butadieno que se utiliza para la fabricación del caucho sintético.

- La baquelita es una resina sintética obtenida por condensación de un fenol con el

aldehído fórmico y que se emplea como sucedáneo del ámbar y del carey (materia córnea sacada del caparazón de algunas tortugas utilizada en marquetería y otras artes decorativas).

No todos los polímetros son sintéticos. Muchos compuestos naturales también lo son,

por ejemplo, la seda, la lana, los almidones, la celulosa del algodón, las resinas, el caucho natural y hasta la propia la madera. 13.8.- Problemas y cuestiones. 652.- Escribe las fórmulas de todos los isómeros no cíclicos de los alquenos de fórmula

molecular C5H10. Nómbralos correctamente según la IUPAC y para cada uno de ellos escribe una reacción de adición y nombra el producto obtenido.

653.- Formula los siguientes hidrocarburos:

a) 3-etil-2-metilhexano y) 4-etil-5-metil-1,2-hexadieno b) 2,3-dimetilpentano z) 3-(1,1-dimetiletil)-1,4-pentadieno c) 4-etil-3,3-dimetilheptano aa) Ciclohexano d) 4-etil-3,3,4-trimetilheptano ab) Ciclopentano e) 4-(1,2-dimetilpropil)-2,3-dimetiloctano ac) 1,3,5-trimetilciclohexano f) 3,7.dietil-2,5,5-trimetilheptano ad) Ciclooctano g) 4-etil-2,3,5-trimetilheptano ae) Ciclobutano h) 4-etil-2,5,5-trimetilnonano af) 1,3-dimetilciclobutano i) 4-etil-2,2,5-trimetilhexano ag) 1-etil-3-metil-5-ciclohexeno j) 4-(1,1-dimetiletil)-2-metiloctano ah)1,2-dimetilbenceno(o-dimetilbenceno) k) 2,2,5,5-tetrametilheptano ai) 1,3-dimetilbenceno(m-imetilbenceno) l) 2,2,3,3-tetrametilbutano aj) 1,3,5-trimetilbenceno ll) 2,2-dimetilbutano ak) 1-metil-2-(1-metiletil)-benceno m) Propeno al) 1-etenil-3-metilbenceno n) 2-buteno (1-metil-3-vinilbenceno) ñ) 4-metil-1-penteno all) 1-etenil-4-etilbenceno o) 3-etil-4metil-1-penteno (1-etil-4-vinilbenceno) p) 5,5-dimetil-3-hepteno am) 1-etil-3-metilbenceno q) 4-etil-5-metil-2-hexeno an) 1-metil-2,3-dipropilbenceno r) 4-etil-3,6-dimetil-1-hepteno añ) 1-cloro-1-propeno s) 3,4,4-trimetil-1-penteno ao) Tribromometano t) 4-etil-3,5-dimetil-2,4-heptadieno ap) 1,3-dibromobenceno u) 6-etil-2-metil-1,3,6-heptatrieno aq) 4-cloro-2-penteno v) 4-etil-3-(1-metilpropil)-2-metil-1,3,5- ar) 1-cloro-2-metilbutano hexatrieno as) 1,2-diclorobenceno w) 5.etil-3,3,6-trimetil-1,4,6-octatrieno at) 1,1-dibromo-2-buteno x) 3-metil-1,4-pentadieno au) 1,3-dicloro-4-metil-5-ciclononano


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654.- Escribe el nombre, según la IUPAC de los siguientes hidrocarburos:

a)

b)

c)

d)

e)

f) g) h)

i)

j)

k)

l)

m)


336

n)

ñ)

o)

p)

q)

r)

s)

t)

u)

v)


337

w)

x)

y)

z)

aa)

ab)

ac)

ad)

ae)

af)

ag)

ah)


338

655.- Escribe tres reacciones características de los alquenos. 656.- Describe dos ejemplos de polímeros orgánicos, indicando a partir de qué monómeros

se obtienen. 657.- Hidrocarburos etilénicos o alquenos. Escribe dos tipos de reacciones distintas que

pueden dar estos hidrocarburos, comentando la importancia industrial de alguna de ellas.

658.- ¿De qué tipo es la reacción que se producirá entre el cloruro de hidrógeno y el 2-metil-

1-buteno?. Nombra el producto resultante de la reacción. 659.- Escribe las fórmulas de todos los alquenos no cíclicos de fórmula molecular C4H8.

Nómbralos. Para cada uno de ellos, formula una reacción de adición y nombra el producto obtenido.

660.- ¿Qué es el polietileno? ¿Cómo se obtiene? Indica alguna de sus propiedades. 661.- Disponiendo de una disolución de Br2, explica cómo podría averiguarse en el

laboratorio si un hidrocarburo es o no saturado. 662.- Busca información sobre el petróleo. Tipos, composición y fracciones obtenidas en su

destilación. 663.- Derivados halogenados. Da dos ejemplos e indica cuáles son sus aplicaciones. 664.- La reactividad química del bromo con propano es inferior a la que presenta frente al

propeno y al propino. a) Explicar la diferencia de reactividad y formular la reacción en los tres casos,

especificando las condiciones y tipo de reacción. b) Formular la reacción del agua con propeno.


339


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www.100ciaquimica.net Problemas de Química 2º de Bachillerato

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1.- La materia y sus transformaciones. 1.- El amoniaco es un compuesto formado por Hidrógeno y Nitrógeno. Al analizar

varias muestras, se han obtenido los siguientes resultados:

Masa de N (gr) 5,56 10,88 19,85 29,98 37,59 Masa de H (gr) 1,19 2,33 4,25 6,42 8,05

a) Verificar la ley de las proporciones definidas. b) ¿Cuánto Nitrógeno se combina con 1 gr. de Hidrógeno? y ¿Cuánto amoniaco se

formará?. 2.- Al analizar compuestos gaseosos de Carbono y Oxígeno, se obtienen los siguientes

resultados:

1er gas Masa de C (gr) 12,65 24,14 37,81 54,37 Masa de O (gr) 16,82 32,09 50,29 72,31

2º gas Masa de C (gr) 6,39 10,57 12,25 21,12 Masa de O (gr) 17,08 28,19 32,62 56,38

a) Verificar la ley de las proporciones definidas. b) Verificar la ley de las proporciones múltiples. 3.- Sabiendo que en el agua se cumple (masa de O)/(masa de H)= 8, ¿Qué cantidad de

agua se necesita descomponer para obtener 10 gramos de Hidrógeno?.

4.- El Indio y Oxígeno forman dos compuestos diferentes. Al analizar varias muestras de cada uno de ellos se obtienen los siguientes resultados:

COMPUESTO 1 COMPUESTO 2 Masa de In (gr) 46,0 27,60 115,0 23,0 4,60 69,0 Masa de O (gr) 3,2 1,92 8,0 4,8 0,96 14,4

a) Comprueba que se cumplen la 2ª y la 3ª ley ponderal. b) Calcula la cantidad del COMPUESTO 1 que habrá que descomponer para

obtener 20 gramos de In. c) Calcula la cantidad del COMPUESTO 2 que habrá que descomponer para

obtener 20 gramos de In. d) Calcula la cantidad del COMPUESTO 1 que se podrá obtener con 100 gramos de

In y 15 gramos de O. e) Calcula la cantidad del COMPUESTO 2 que se podrá obtener con 100 gramos de

In y 15 gramos de O. f) Otra muestra de un compuesto de In y O, contiene un 82'7 % de In. ¿Se trata de

alguno de los dos compuestos indicados o de otro diferente?.


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5.- Averigua la fórmula de uno de los óxidos del Nitrógeno sabiendo que reaccionan en la proporción de volúmenes siguiente:

Volumen de Nitrógeno 20 cc. 4 litros 100 ml Volumen de Oxígeno 50 cc. 10 litros 250 ml

Volumen de óxido 20 cc. 4 litros 100 ml 6.- Los datos de la siguiente tabla corresponden a la reacción química entre el Carbono

y el oxígeno para formar dióxido de carbono. Complétala con los valores que faltan:

CARBONO OXIGENO DIOXIDO DE CARBONO 12 32 ? 6 ? 22 3 ? ? 7.- El Nitrógeno y el Oxígeno son gases formados por moléculas diatómicas, (con dos

átomos). Se sabe que entre ellas se pueden combinar en una proporción de volúmenes de 2:1, 1:1 y 1:2. ¿Cuáles son las fórmulas más sencillas de los compuestos que pueden formarse?.

8.- Determinar el % de cada uno de los elementos presentes en cada uno de los

siguientes compuestos: a) FeO b) CH3OH c)Na2CO3 d) H2S 9.- Calcular la fórmula empírica de los compuestos que poseen las siguientes

composiciones centesimales: a) 2'1% H, 32'7% S y 65'2% O. b) 57'5% Na, 40’0% O y 2'5% H. c) 65'9% Ba y 34'1% Cl. d) 52'2% C, 13'0% H y 34'8% O. e) 75'0% C y 25'0% H. 10.- Halla la masa atómica del Boro natural sabiendo que se trata de una mezcla de

isótopos cuya abundancia relativa es: B10 19'8% B11 80'22% 11.- Un compuesto orgánico posee la siguiente composición centesimal: 26'7% de C,

2'22% de H y 71'1% de O. Si su peso molecular es de 90, calcular su fórmula empírica y su fórmula molecular.

12.- ¿Cuántos moles de CO2 hay en 5 gr de muestra?. En la misma cantidad, ¿Cuántas

moléculas de CO2 , átomos de Carbono y átomos de Oxígeno habrán?. 13.- Igualar por tanteo las siguientes reacciones: a) Ca3(PO4)2 + SiO2 + C CaSiO3 + P + CO b) C6H6 + O2 CO2 + H2O c) Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2 d) CaH2 + H2O Ca(OH)2 + H2 e) HCl + Ba(OH)2 BaCl2 + H2O


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14.- El carburo cálcico reacciona con el agua de la siguiente forma:

CaC2 + H2O C2H2 + Ca(OH)2

si se parte de 5 gr de CaC2 de riqueza 90%, ¿Cuántos litros de acetileno (C2H2) se obtendrán en condiciones normales?.

15.- Si 50 gr de CO reaccionan con 35 gr de Cl2 para dar 40 gr de COCl2 según la

reacción: CO + Cl2 COCl2 Calcular el rendimiento de la reacción. 16.- Se tienen dos toneladas de caliza (CaCO3) del 95% de riqueza y se pide calcular el

número de Kg de CaO que se pueden obtener según la reacción: CaCO3 CaO + CO2

17.- Si tenemos 12 gr. de glucosa (C6H12O6), calcular: a) La reacción química de su combustión ajustada. b) El peso de agua que se obtiene. c) El volumen de CO2 que se obtiene a 17 ºC y 720 mmHg. d) La cantidad de aire necesario para la combustión medido en condiciones

normales (composición volumétrica de aire: 21% de O2 y 79% de N2). 18.- Calcular el volumen de aire necesario para la combustión completa de un Kg. de

butano (C4H10), sabiendo que la composición volumétrica (o molar) del aire es de 21% de O2 y 79% de N2.

19.- Se ha preparado una disolución disolviendo 9 gr de glucosa en 100 cc. de agua;

calcular: a) La concentración en gr/l. b) La concentración en %. c) La molaridad. d) La molalidad. 20.- Calcular la composición centesimal de los siguientes compuestos: a) AgNO3 b) CaCO3 c) SiO2 d) KMnO4 21.- El análisis de un compuesto da el siguiente resultado: 26'57% de K, 35'36% de Cr

y 38'08% de O. Calcular su fórmula empírica. 22.- El anhídrido sulfuroso se oxida mediante catálisis a anhídrido sulfúrico según la

reacción: SO2 (g) + O2 SO3 (g)

Ajusta la reacción y calcula los pesos de SO2 y de O2 necesarios para obtener 100

litros de SO3 medidos en condiciones normales.


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23.- El amoniaco se oxida a óxido nítrico según la reacción: 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O

a) ¿Qué peso de óxido nítrico se puede obtener con 25 Kg de NH3?. b) ¿Qué volumen de O2 a 1 atm y 600 ºC reaccionarán con 25 Kg de amoniaco?. 24.- Halla la masa atómica del Oxígeno natural sabiendo que se trata de una mezcla de

isótopos cuya abundancia relativa es: O16 99'759%, O17 0’037%, O18 0'204%

25.- Calcular la molaridad de una disolución preparada pesando 5 gr de K2CO3 y

enrasando con agua hasta 500 cc. 26.- Calcular el peso molecular del Bromo sabiendo que a 27 ºC y 0`046 atm de

presión, una muestra de 0`057 gr ocupa un volumen de 200 cc.. 27.- Se tienen 2'5 moles de H2S. Calcular: a) El número de gramos que hay de S y de H. b) El número de moles de S. c) El número de moléculas de sulfuro de hidrógeno. 28.- ¿Cuál es la densidad (en gr/l) del gas propano (C3H8) a 25 ºC de temperatura y 1

atm de presión? 29.- Calcular el peso molecular de un gas desconocido sabiendo que tiene una

densidad de 1'29 gr/litro en condiciones normales, es decir, 0 ºC de temperatura y 1 atm de presión.

30.- ¿Qué volumen de ácido clorhídrico (HCl), del 36% de riqueza y densidad = 1'18

gr/cc, debe tomarse para preparar 250 cc. de una disolución 1'5 molar de HCl?. 31.- Se prepara una disolución disolviendo 5 gr de BaCl2 en 95 gr de agua. Calcular: a) La concentración en gr/litro. b) La concentración en %. c) La molaridad. d) La molalidad. 32.- Se abre la válvula que hay entre un tanque de 5 litros que contiene un gas A a 9

atm de presión y otro tanque de 10 litros que contiene un gas B a 6 atm de presión. Si la temperatura no varía, calcula la presión parcial de cada uno de los gases y la presión total cuando alcance el equilibrio.

33.- 2'69 gr de PCl5 se colocan en un frasco de 1 litro y se evaporan completamente a

250 ºC y 1 atm de presión. Existe la posibilidad de que algo de PCl5 se descomponga según la reacción siguiente:

PCl5 PCl3 + Cl2 Calcula las presiones parciales de todos los compuestos presentes cuando se

alcanza el equilibrio.


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34.- Una disolución acuosa de densidad 1'022 gr/cc. contiene 12 gr. de azúcar (C12H22O11) en 200 ml . Calcular la concentración en:

a) gr/l. b) % en peso de azúcar. c) Molaridad (M). d) Molalidad (m). 35.- Sea la reacción:

ac. selenioso + piroarseniato férrico selenito férrico +óxido arsénico + agua. calcular: a) Las cantidades de cada uno de los reactivos necesarios para obtener 3 gramos

de selenito férrico. b) La cantidad máxima de selenito férrico que se podrá obtener con 3 gramos de

ácido selenioso y 3 de piroarseniato férrico. c) ¿Qué cantidad de óxido arsénico se obtendrá en el apartado b). 36.- El anhídrido nitroso y el óxido de aluminio, forman al reaccionar nitrito

alumínico: a) Calcula el rendimiento de la reacción si con 20 gr. de óxido alumínico y la

cantidad de óxido nitroso necesaria se obtienen 52 gr. de nitrito alumínico. b) Sabiendo el rendimiento calculado en a), calcular las cantidades de cada

reactivo necesarias para obtener 9 gr. de nitrito alumínico. 37.- De los 87 gr de un mineral, supuestamente formado por carbonato potásico, se

extraen 42'3 gr. de potasio puro con un método de extracción 100% rentable. Calcula la pureza del mineral.

38.- Sea la reacción:

anh carbónico + carbonato de aluminio +ac. sulfúrico bicarbonato alumínico + anh. sulfúrico. Calcular: a) La máxima cantidad en gramos de bicarbonato que podrá formarse con 2 litros

de carbonato alumínico 0'02 M y 200 cc. de ácido sulfúrico 0'5 M, junto con el anhídrido carbónico necesario (suponer el rendimiento de la reacción es del 100%).

b) ¿Qué cantidades de carbonato alumínico 0'01 M y de ácido sulfúrico 0'2 M serán necesarias para obtener 1'5 gr. de bicarbonato suponiendo un rendimiento del 100 %?

c) Repetir el apartado b) pero suponiendo un rendimiento del 67%. d) ¿Cuál sería el rendimiento si con 5 litros de carbonato alumínico 0,04 M y las

cantidades de anhídrido carbónico y ácido sulfúrico correspondientes, se obtiene 79'2 gr. de bicarbonato?.

e) Suponiendo un rendimiento del 100%, ¿cuántos gr. de carbonato alumínico tendríamos que pesar para que reaccionaran con 2 litros de ácido sulfúrico 0'3 M? ¿cuántos gr de bicarbonato y de óxido sulfúrico se obtendrán?.


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39.- El latón es una aleación formada por Cu y Zn. La proporción de este último metal puede variar de 10 a 35%. Teniendo en cuenta este hecho y basándose en una determinada ley, ¿debemos decir que el latón es una mezcla, o por el contrario, que es un compuesto químico resultante de la combinación de estos dos metales?

40.- Al analizar el dióxido de carbono se comprueba que tiene un 27% de C. Calcular

la cantidad de dióxido de carbono que se obtendrá al combinar 54 gr de C con el suficiente oxígeno.

41.- En la preparación de trióxido de azufre se obtuvieron los siguientes datos en un

conjunto de experimentos:

Experimento 1 2 3 4 Masa de S (gr) 0,723 1,212 2,146 3,813 Masa de O (gr) 1,084 1,818 3,252 5,720

Comprueba que se cumple la 2ª ley ponderal y calcula la cantidad de oxígeno

necesario para combinarse con 10 gr de S y los gr de trióxido de azufre que se obtendrán.

42.- En los tiempos de Dalton era conocida la existencia de dos gases formados por

Carbono y oxígeno. De ambos, el más rico en O contenía un 72'7% de este elemento y el otro un 57'1%. ¿Qué relación existe entre las masas de oxígeno que se combinan con la misma masa de carbono?

43.- El amoniaco contiene un 17'76% de hidrógeno. Cuando reaccionan

completamente 3'77 gr de hidrógeno con 26'23 gr de nitrógeno se forman 30 gr de hidracina (compuesto formado también con los mismos elementos que el amoniaco). Comprueba que se cumple la 3ª ley ponderal.

44.- 25'1 gr de mercurio se combinan con 2 gr de oxígeno para formar óxido de

mercurio. En otras condiciones 0'402 gr de mercurio se combinan con 0'016 gr de oxígeno para formar otro óxido. Verificar la ley de las proporciones múltiples.

45.- Se ha medido la densidad del hidrógeno, nitrógeno y amoniaco en las mismas

condiciones de P y T encontrándose los valores de 0'081, 1'138 y 0'691 gr/l respectivamente. Hallar:

a) la masa atómica del nitrógeno relativa al hidrógeno. b) la masa molecular del amoniaco relativa al hidrógeno. DATOS: Ar(H) = 1 uma 46.- El fósforo reacciona con el oxígeno para formar un compuesto de fórmula P4O10;

si 0'248 gr de fósforo reaccionan dando 0'568 gr. de óxido, determinar la masa atómica relativa del fósforo sabiendo que Ar(O) = 16 umas.


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47.- Determinar la masa atómica relativa del Mg a partir de las masas de sus isótopos y sus abundancias relativas:

Isótopo Abundancia (%) Masa relativa (umas)

24 78,60 23,993 25 10,11 24,994 26 12,29 25,991

48.- El cobre natural está compuesto sólo de dos isótopos de masas relativas 62'929 y

64'928. Sabiendo que la masa relativa del cobre es 63'54, determinar la abundancia relativa de cada uno de los isótopos.

49.- Al analizar 6'392 gr de cromato de plata se obtienen 1'464 gr de óxido de cromo(III). Calcular la masa atómica relativa del cromo.

DATOS: Ar(Ag) = 107'94 ; Ar(O) = 16 50.- Se obtienen 0'365 gr de óxido de berilio a partir de 1'479 gr de acetato de berilio,

Be4O(C2H3O2)6. Calcular la masa relativa del Berilio. DATOS: Ar(O) = 16 ; Ar(C) = 12 ; Ar(H) = 1 51.- Calcular la masa atómica relativa del Boro, sabiendo que al calentar Borax

cristalizado, Na2B4O7.10H2O, se produce una pérdida de masa del 47'1%. DATOS: Ar(Na) = 23; Ar(O) = 16; Ar(H) = 1. 52.- Se tiene una muestra de 8 gr de Oxígeno. Calcular el número de moléculas y el de

moles. ¿Y si los 8 gr. fuesen de ozono? 53.- ¿Cuál de entre las siguientes cantidades de materia tendrá mayor masa?

10 gr de Cu, 6 moles de He ó 3'01.1023 átomos de Ag. 54.- a) ¿Cuántos moles de átomos de azufre hay en 10 gr de S8? b) ¿Cuántos moles de moléculas de S8 hay en 10 gr de S8? c) ¿Cuántas moléculas hay en 10 gr de S8? 55.- En 413 gr de clorato de bario monohidratado, calcular: a) moles de Ba. b) moles de oxígeno. c) moles de ion clorato. 56.- Si de 100 mgr de amoniaco se quitan 2.1021 moléculas de amoniaco, ¿cuántos

moles de amoniaco nos quedarán? 57.- La composición centesimal de una sustancia es: C 39'998%, H 6'718 y el resto

oxígeno. Calcular su fórmula empírica. ¿Con estos datos, se puede determinar la fórmula molecular?

58.- Se ha determinado que 4'638 gr de un óxido de Fe contiene 3'358 gr de Fe. ¿Cuál

es la fórmula de este óxido? 59.- Un gramo de un compuesto formado únicamente por C e H dio por combustión

1'635 gr de agua y 2'995 gr de dióxido de carbono. Hallar la fórmula empírica del compuesto.


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60.- 2 gr de fósforo se queman al aire y forman 4'582 gr de un óxido. Esta cantidad de

óxido reacciona exactamente con 1'744 gr de agua para formar 6'326 gr de un compuesto formado por P, O e H. Determinar la fórmula empírica del óxido y del otro compuesto.

61.- Se calientan 6'192 gr de cloruro de bario hidratado y se obtienen 5'280 gr de

cloruro de bario anhidro. Mediante nitrato de plata, 0’663 gr de la sal hidratada dan lugar a 0'778 gr de cloruro de plata. Averiguar la fórmula empírica del cloruro hidratado.

62.- Al quemar 0'739 gr de un hidrocarburo se forman 2'471 gr de dióxido de carbono

y 0'578 gr de agua. A 100ºC y 722 mmHg de presión, un matraz de 325'6 ml de capacidad contiene 0'932 gr de dicho hidrocarburo en estado vapor. Calcular su fórmula empírica y molecular.

63.- Hallar la cantidad de pirolusita de un 72'6% de dióxido de manganeso, necesaria

para obtener por reacción con exceso de ácido clorhídrico concentrado, 25 gr de cloro según la reacción:

dióxido de manganeso + cloruro de hidrógeno

cloruro de manganeso(II) + cloro + agua. 64.- Por acción del bromo sobre hidróxido potásico en caliente, se forman bromuro y

bromato potásico más agua. Calcular el volumen de bromo necesario para obtener 50 gr de bromato potásico. La densidad del bromo es de 3'19 gr/ml.

65.- Calcular el volumen de oxígeno en condiciones normales que se desprende al

calentar 100 gr de nitrato potásico, el cual se reduce a nitrito potásico. 66.- Al hacer pasar 100 litros de aire a 20 ºC y 740 mmHg a través de una disolución

de hidróxido de bario precipitaron 0'296 gr de carbonato de bario. Calcular el % de dióxido de carbono en el aire.

67.- Calcular el volumen de oxígeno en condiciones normales que es necesario para la

combustión de: a) 5 litros de metano. b) 5 litros de acetileno (C2H2) 68.- Se hacen reaccionar 15 litros de hidrógeno con 15 litros de nitrógeno para obtener

amoniaco. ¿Cuál será la composición volumétrica final de los gases? 69.- ¿Cuántos ml de sulfuro de hidrógeno en c.n. son necesarios para precipitar en

forma de sulfuro de cobre(II) todo el cobre contenido en una disolución de 100 ml que contiene 0'75 gr de cloruro de cobre (II)?

70.- Al tratar con un ácido 13 gr de sulfito de sodio heptahidratado, se desprenden 1'2

litros de dióxido de azufre a 27ºC y 770 mmHg ¿cuál es la pureza de la sal?


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71.- ¿Cuál es la presión parcial de cada uno de los gases de una mezcla que a 740 mmHg contiene un 78% de nitrógeno, un 20% de oxígeno y un 2% de dióxido de carbono?

72.- 5'610 gr del compuesto Bi(C6H5)3 producen por combustión 2'969 gr. del óxido de

bismuto(III). Hallar la masa atómica relativa del Bismuto. DATOS: Ar(O) = 16 ; Ar(C) = 12 ; Ar(H) = 1. 73.- El bicarbonato sódico es un remedio casero para la "acidez de estómago",

reacciona con el HCl del estómago liberando dióxido de carbono y agua según la reacción:

HCO3

-(ac) + H+ (ac) CO2 (g) + H2O (l)

a) ¿Cuántos gr de bicarbonato sódico son necesarios para neutralizar 100 ml de jugo gástrico de acidez excesiva (equivalente al HCl 0'1 M)?

b) ¿Cuál sería el volumen de dióxido de carbono que se producirá teniendo en cuenta que la temperatura del cuerpo humano es de 37ºC y la presión de 1 atm.?

2.- El átomo. 74.- Explica por qué el experimento de Rutherford obligó a desechar el modelo atómico

de Thomson. 75.- ¿Cuánta energía se necesita para ionizar un átomo de hidrógeno en el que el electrón

se encuentra en la órbita n=5 de Bohr? Dato: Ctte de Rydberg Rh = 109.678 cm-1 76.- A partir de la constante de Rydberg para el átomo de hidrógeno igual a 109677'58

cm-1. calcular la longitud de onda de las tres primeras líneas de la serie de Balmer y el límite de esta serie.

77.- En el espectro del átomo de hidrógeno se conoce una línea de longitud de onda 1216

A°. Sabiendo que pertenece a la serie de Lyman ¿a que transición pertenece?. Toma como dato la constante de Rydberg.

78.- Calcular la longitud de onda asociada a la molécula de hidrógeno moviéndose a una

velocidad de 1840 m/s. Datos: Ar(H) = 1 uma , h = 6'67.10-34 J.s 79.- Calcular la onda asociada a una pelota de tenis de 150 gr de masa que posee una

velocidad de 15 m/s. Hágase lo mismo para un electrón de velocidad 2'18.107 m/s. Comparar los resultados e indicar lo que nos sugieren.

80.- Indica los números cuánticos representativos de los orbitales: a) 3py b) 2s c) 1pz d) 4dxy e) 5px


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81.- Un electrón se encuentra en un orbital 3d. ¿cuáles son los posibles valores de sus números cuánticos n, l y m?

82.- Explicar la información que suministra la expresión (3,2,0,-½) para un electrón del

átomo de hidrógeno. 83.- Indicar cómo difieren entre sí los electrones de mayor energía, en cada uno de los

átomos de los siguientes elementos: a) Na b) B c) N d) Mg 84.- Considerar las dos configuraciones electrónicas siguientes de dos átomos neutros A

y B: A - 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 B - 1s2, 2s2, 2p6, 6s1 Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas razonando la respuesta: a) A y B representan dos elementos distintos. b) Se necesita energía para pasar de A a B. c) A representa al átomo de sodio d) Se requiere menos energía para arrancar un electrón de A que de B. 85.- Escribir las demás estructuras equivalentes al estado fundamental del átomo de

carbono, además de la 1s2, 2s2, 2px1, 2py1 86.- Indicar a qué grupo y periodo pertenece el elemento cuya configuración electrónica

es: 6s2, 4f14, 5d10, 6p3 ¿Podrías decir de qué elemento se trata y algunas de sus propiedades?. 87.- Para los 100 primeros elementos del sistema periódico, indicar para cuantos de ellos

puede escribirse en su estado fundamental: a) una configuración electrónica con uno o más electrones 1s. b) una configuración electrónica con uno o más electrones 2p. c) una configuración electrónica con uno o más electrones 3d. Razonar la respuesta. 88.- Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su energía de ionización: Na,

Be, Mg y K. Utiliza como datos sus números atómicos. 89.- Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su radio atómico: Na, O, F, y

Mg. Utiliza como datos sus números atómicos. 90.- Ordena menor a mayor los siguientes iones y elementos según su volumen: O-2, Ne y

Na+. Utiliza como datos sus números atómicos.


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3.- El enlace químico. 91.- Interpretar de forma cualitativa la siguiente tabla:

Compuesto NaF NaCl NaBr NaI

Temperatura de fusión (ºC) 1000 800 750 670

y predecir cuál de los dos compuestos NaF o CaO tendrá mayor temperatura de fusión, teniendo en cuenta que tienen la misma estructura cristalina y sus iones tienen radios similares.

92.- Cuatro elementos diferentes A, B, C y D, tienen de números atómicos 6, 9, 13 y 19

respectivamente. Averigua: a) el número de electrones de la capa de valencia. b) su clasificación en metales y no metales. c) Las fórmulas de los compuestos que formará B con cada uno de los restantes

elementos y ordenarlos desde el más iónico hasta el más covalente. 93.- ¿Qué quiere decir que una molécula es polar? ¿Qué molécula será más polar el CH4

o el NH3? ¿y entre el NH3 y el NF3? 94.- Dar una explicación entre los siguientes hechos: a) el cloruro sódico tiene un punto de fusión de 800 ºC, en cambio, el cloro es un

gas a temperatura ambiente. b) el diamante no conduce la corriente eléctrica mientras que el níquel si lo hace.

¿Y el grafito? c) el flúor es una molécula covalente mientras que el fluoruro de cesio es iónico. 95.-Indicar qué fuerzas atractivas han de ser vencidas para que se verifiquen los

siguientes procesos: a) Disolución de nitrato sódico en agua. b) Fusión de un cristal de hielo. c) Ebullición de hidrógeno líquido. d) Fusión de una aleación de plomo-estaño (soldadura). 96.- Justificar la geometría de las siguientes moléculas, así como su longitud de enlace y

su energía de enlace:

Molécula Ángulo de enlace Longitud de enlace Energía de enlace C2H6 109'5° 1'54 Aº 346'94 KJ/mol C2H4 120° 1'34 Aº 610'28 KJ/mol C2H2 180° 1'20 Aº 836'02 KJ/mol


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97.- Las gráficas siguientes proporcionan los valores de temperaturas de ebullición de

algunos compuestos. Tratar de explicar las variaciones que presentan así como las anomalías:

98.- Teniendo en cuenta la estructura electrónica, ¿cuál es el motivo de que los

halógenos tengan predominantemente valencias impares? 99.- Indicar en qué sustancias de las mencionadas abajo existen enlaces por puente de

hidrógeno, para lo que es recomendable dibujar su estructura espacial:

Compuesto Mr (umas) T. Ebullición

Compuesto Mr (umas) T. Ebullición

CH4 16 - 161’4 CH3 - CH3 30 - 88’0 NH3 17 - 33’1 CH3 - NH2 31 - 6’7 H2O 18 100,0 CH3 - OH 32 65’0

100.- Clasificar como covalente puro, covalente polar o iónico el enlace que presentará

la unión de los siguientes pares de elementos, explicándolo: a) Li-O b) Br-I c) Mg-H d) O-O e) Rb-F 101.- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:

NF3 ; SO2 ; SF4 a) determinar su estructura espacial. b) indicar para todas las moléculas si existen enlaces polarizados, en cuyo caso,

establecer qué átomo se cargará positivamente y cuál negativamente. c) establecer cuáles de las moléculas son polares. 102.- Clasificar como iónico, covalente molecular, covalente macromolecular o

metálico: a) Un sólido que funde por debajo de los 100 °C dando un líquido no conductor de

la electricidad. b) Un sólido que conduce la corriente eléctrica. c) Un sólido que no es conductor, pero sí lo es cuando funde. d) Un sólido aislante que no se disuelve en agua y funde a 2000° e) Un sólido aislante que se disuelve en agua dando una disolución conductora de

la electricidad. 103.- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:

SiCl4 ; CO ; NO2- ; BrF3

a) determinar su estructura espacial. b) indicar para todas las moléculas si existen enlaces polarizados, en cuyo caso,

establecer qué átomo se cargará positivamente y cuál negativamente. c) establecer cuáles de las moléculas son polares.


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104.- Escribir las estructuras de Lewis para el metano y el amoníaco. ¿Cuáles son las

fuerzas intermoleculares que mantienen unidas a sus moléculas en estado sólido? ¿cuál de las dos sustancias tendrá un punto de fusión más elevado?. Justifica las respuestas.

105.- Trata de identificar las siguientes temperaturas de ebullición a qué gas noble Ne,

Ar o Kr pertenecen. Justifica la respuesta. -152'30 °C, -246'05 °C, -185'71 °C

106.- Asigna correctamente a cada sustancia su punto de ebullición: Compuesto CaO KF CsI Punto de ebullición (°C) 1280 1505 2850 107.- Indicar el tipo de enlace interatómico e intermolecular de las siguientes sustancias: a) NaCl (s), b) NaCl (a), c) NaCl (g) d) H2 (s), e) H2 (g) f) NH3 (g) g) NH4OH (a) 108.- Realiza un trabajo monográfico donde se reflejen: - tipo de enlaces que mantienen unidos a los átomos o iones. - estructura de la red cristalina. - justificación de las propiedades físicas, químicas y mecánicas en base a los dos

puntos anteriores. de los siguientes compuestos: a) cloruro sódico. b) cloruro de cesio. c) Blenda (sulfuro de cinc). d) Cuarzo (dióxido de silicio). e) Carbono grafito. f) Carbono diamante. g) Azufre en sus distintas formas de cristalización. 4.- Energía de las reacciones químicas. El equilibrio

químico. 109.- Determinar la entalpía de formación del ácido acético a partir de las siguientes

ecuaciones termodinámicas: a) C(s) + O2 (g) CO2 (g) ∆H = -91'1 Kcal/mol b) H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) ∆H = -68'3 Kcal/mol c) CH3COOH (l) + 2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 2 H2O(l) ∆H = -208 Kcal/mol


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110.- Hallar el calor de formación del n-butano (C4H10) sabiendo que su calor de combustión es de -687'98 Kcal/mol, que el calor de formación del CO2 es de -94'05 Kcal/mol y que el calor de formación del agua es de -68'32 Kcal/mol.

111.- Calcular la temperatura resultante al mezclar 150 gr de agua a 75ºC con 75 gr de

agua a 20ºC. 112.- 50 gr de plata metálica a 150 ºC se mezclan con 50 gr de agua a 20 ºC. Determinar

la temperatura de equilibrio sabiendo que el calor específico de la plata es 0'056 cal/grºC.

113.- Calcular la temperatura resultante de equilibrio al mezclar 150 ml de agua a 50ºC,

25 gr de hielo a 0ºC y 100 gr de Cu a 110ºC, sabiendo que el calor de fusión del hielo es de 1'435 Kcal/mol y el calor específico del Cu de 0'093 cal/grºC.

114.- Calcular la entalpía de la reacción de disociación del PCl5 en PCl3 y Cl2 sabiendo

que: ∆Hf (PCl5) = -95'35 Kcal/mol; y ∆Hf(PCl3) = -73'22 Kcal/mol 115.- Determinar el calor de formación del monóxido de carbono conociendo las

entalpías a 25ºC de los siguientes procesos: a) C(s) + O2 (g) CO2 (g) ∆H = -94’05 Kcal/mol b) CO (g) +1/2 O2 (g) CO (g) ∆H = -67'63 Kcal/mol 116.- El calor de formación del NO2 (g) a 25ºC es ∆H = 8'O9 Kcal/mol. Por otra parte,

el calor de formación del N2O4 (g) a 25ºC, es ∆H = 2'31 Kcal/mol. Calcular la entalpía de reacción para la disociación del N2O4 en NO2

117.- La entalpía de formación del metanol (CH3OH) en estado líquido es de -57'02

Kcal/mol. Si el metanol queda en estado vapor, la entalpía de formación es entonces -48'08 Kcal/mol. Con estos datos, calcular la entalpía de vaporización del metanol.

118.- El etanol (CH3CH2OH) puede ser oxidado en atmósfera de oxígeno para dar ácido

acético (CH3COOH) y agua. Calcular la entalpía de dicha reacción sabiendo que en la combustión de 10 gr de etanol se desprenden 71'3 Kcal, mientras que en la combustión de 10 gr de ácido acético se desprenden 34'7 Kcal.

119.- Determinar la entalpía de reacción del siguiente proceso: 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO (g) Entalpía de formación del NO (g) = -21'6 Kcal/mol Entalpía de formación del NO2 (g) = - 8'03 Kcal/mol 120.- Calcular la entalpía de formación molar del Ca(OH)2 a partir de los siguientes

datos: a) H2(g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) ∆H = -68'3 Kcal/mol H2O b) CaO (s) + H2O (l) Ca(OH)2(s) ∆H = -15'3 Kcal/mol Ca(OH)2 c) Ca (s) +1/2 O2(g) CaO (s) ∆H = -151'8 Kcal/mol CaO


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121.- Calcular la entalpía de formación del AlCl3 sólido a partir delas siguientes

ecuaciones termodinámicas: Al (s) + 3 HCl (ac) AlCl3 (ac) + 3/2 H2 (g) ∆H = -127'0 Kcal/mol H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) ∆H = - 44'0 Kcal/mol HCl (g) + agua HCl (ac) ∆H = - 17'5 Kcal/mol AlCl3 (s) + agua AlCl3 (ac) ∆H = - 77'9 Kcal/mol 122.- Hallar el calor de vaporización del amoniaco sabiendo que su calor de formación

es de 11,0 Kcal/mol cuando queda en estado gaseoso y de -16'07 Kcal/mol cuando queda en estado líquido.

123.- En una serie de experiencias se determina que el n-octano posee un calor de

formación de 60'3 Kcal/mol, que este parámetro para el CO2 vale 94'0 Kcal/mol y para el vapor de agua 57'8 Kcal/mol.

Determinar la entalpía de combustión de un mol de dicho hidrocarburo y el volumen de O2 necesario para dicha combustión medido en condiciones normales.

124.- En una aluminotermia, se trata el óxido férrico con aluminio para obtener hierro

metálico puro y el óxido de aluminio correspondiente. Calcular el calor desprendido en dicha reacción a partir de los siguientes datos:

2 Al (s) + 3/2 O2 (g) Al2O3 (s) ∆H = -399 Kcal 2 Fe (s) + 3/2 O2 (g) Fe2O3 (s) ∆H = -192 Kcal 125.- A una determinada temperatura, se añaden a un recipiente vacío 746 gr de I2 y

16'2 gr de H2. Se deja alcanzar el equilibrio y entonces se comprueba que se han formado 721 gr de HI. Calcular Kp y Kc para el proceso de formación de HI.

126.- Se introducen 0'02 moles de CaCO3 en un recipiente de 1 litro, y éste se calienta

hasta 1170 ºK. Determinar la composición de equilibrio sabiendo que la reacción: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) posee una Kp= 1'0 atm. 127.- Determinaciones experimentales han permitido conocer que si se calienta

amoniaco puro a 673 K y 0'934 atm, se halla disociado en un 40% en N2 y H2. Determinar:

a) La presión parcial de cada uno de los gases cuando se alcance el equilibrio. b) Los moles de cada gas en el equilibrio (suponer que el peso total de la mezcla

es de 100 gr). c) El volumen de la mezcla. d) El valor de Kp a 673 K. 128.- La constante Kp para la reacción de descomposición del N2O4 (g) en NO2 (g) a

308 K, vale 0'32 atm. Calcular la presión a la que el N2O4 se encuentra disociado en un 25%

129.- La constante Kc para la reacción del etanol (CH3CH2OH) con el ácido acético

(CH3COOH) para dar acetato de etilo (CH3COOCH2CH3) y agua, vale 4. ¿Cuántos gr de acetato de etilo se formarán al mezclar 1'3 moles de etanol con 1'33 moles de ácido acético?.


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130.- A 630 ºC y 1 atm de presión, la densidad del SO3 es de 0’927 gr/l. Calcular el grado de disociación, Kp y Kc para la reacción:

2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g) 131.- En un recipiente de 250 cc, se mezclan 16 gr de S con la cantidad estequiométrica

de Hidrógeno a 25 ºC. A esa temperatura, la constante de equilibrio para la reacción:

S (s) + H2 (g) H2S (g) tiene el valor de Kp = 6'32.10-5. Determinar la cantidad de ácido sulfhídrico

formada. 132.- En la síntesis de Haber, una mezcla de nitrógeno e hidrógeno en la proporción 1:3

tiene a 723 K y 50 atm la siguiente composición en el equilibrio: 9'6% de NH3 ; 28'2% de N2 y 62'2% de H2. Determina el valor de Kp.

133.- En la reacción de formación del HI, Kp = 54'4 a 355 ºC. Determinar el porcentaje

de I2 que se convertirá en HI al mezclar 0'2 moles de I2 con 0'2 moles de H2 a la citada temperatura.

134.- Si en el problema anterior la cantidad de H2 se aumenta hasta 2 moles, ¿cuál será

el nuevo porcentaje de I2 reaccionado?. ¿Se podría predecir a priori si sería mayor o menor?.

135.- A 248 ºC y 1 atm, se ha determinado que si se utiliza una muestra inicial de 0'5

moles de SbCl5, la mezcla de equilibrio contiene un 42'8% de Cl2. Calcular Kp para la reacción:

SbCl5(g) SbCl3(g) + Cl2 (g) 136.- El CO2, se disocia parcialmente a 2000 K según la reacción:

2 CO2 (g) 2 CO (g) + O2 (g) Experimentalmente se encuentra que reacciona sólo un 1'6% del dióxido de

carbono presente inicialmente. Calcular Kp suponiendo una presión parcial de CO2 en el equilibrio de una atm, y la presión total en estas condiciones.

137.- Se sabe que la reacción: 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) tiene una Kp = 3'4 a

1000 K. Cuando se alcanza el equilibrio la presión de SO3 respecto a la de SO2 es de 1'25. Calcular las presiones parciales de los gases presentes en la mezcla y la presión total del sistema cuando se alcance el equilibrio.

138.- El equilibrio CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) tiene una constante de

0'63 a 986 ºC. Determina la presión parcial de cada uno de los gases en el equilibrio si una mezcla del 12% de CO, 22% de H2O, 3O% de CO2 y 36% de H2 se calienta a 986 ºC bajo una presión de 1 atm.

139.- 9 moles de CO y 15 de Cl2 se colocan en un recipiente de 3 litros. En el equilibrio: CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g) se encuentra que hay 6'3 moles de Cl2 en la mezcla. Determina el valor de la

constante de equilibrio Kc.


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140.- 12 moles de SO2 y 8 de NO2 se colocan en un recipiente de 2 litros. Al alcanzarse el equilibrio según la reacción:

SO2(g) + NO2 (g) SO3 (g) + NO (g)

se determina que la concentración de NO2 es de 1 M. Calcula el valor de Kc en esas condiciones.

141.- En la reacción: N2O4 (g) 2 NO2 (g) la constante de equilibrio Kc es de 2. Se introduce en un recipiente de 1 litro, 1

mol de N2O4 dejando que se alcance el equilibrio. ¿Qué concentración de NO2 se obtendrá?. ¿Y si el volumen fuese de 10 litros?.

142.- En un recipiente de 5 litros, hay 0'158 moles de I2 y 4'89 de H2. Determinar la

cantidad de HI formado sabiendo que Kc = 50. 143.- Cuando un mol de HCN (ac) se neutraliza según la reacción:

HCN (ac) + OH- (ac) H2O (l) + CN- (ac) ∆H= -2'9 Kcal/mol calcular la entalpía de disociación del ácido cianhídrico sabiendo que:

H+ (ac) + OH- (ac) H2O (l) ∆H = -13'7 Kcal/mol 144.- Sabiendo que la variación de entalpía de formación del sulfito de bario es de

-282'6 Kcal/mol y que para el sulfato de bario es de -350’2 Kcal/mol, calcular la variación de entalpía de la reacción:

BaSO3 (s) + 1/2 O2 (g) BaSO4 (s) 145.- La ∆Hf del acetileno (C2H2) es de 53'9 Kcal/mol y la del benceno (C6H6) en estado

gaseoso 19'1 Kcal/mol. Calcula la entalpía de la polimerización del acetileno en benceno:

3 C2H2 (g) C6H6 (g) 146.- Calcular la entalpía de la reacción:

ZnO (s) + CO (g) Zn (s) + CO2 (g) sabiendo que: a) variación de entalpía de formación del óxido de cinc sólido = - 83 Kcal/mol b) variación de entalpía de sublimación del Zn = 32 Kcal/mol c) variación de entalpía de combustión del CO = - 68 Kcal/mol 147.- Dados los siguientes datos: - variación de entalpía de combustión del C2H6 gaseoso = - 378'8 Kcal/mol - variación de entalpía de combustión del hidrógeno = - 68'3 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del C2H6 gaseoso = - 20'2 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del C2H4 gaseoso = + 12'4 Kcal/mol calcular: a) variación de la entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno para dar

etano. b) variación de la entalpía de combustión del eteno gaseoso.


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148.- ¿Qué cantidad de calor hay que suministrar a una Tn de piedra caliza de una riqueza del 80% en carbonato cálcico para descomponerlo totalmente en cal (CaO) y dióxido de carbono?. El rendimiento de la reacción es del 75% en cuanto al aprovechamiento de la energía.

DATOS: - variación de entalpía de formación del CaCO3 (s) = -289 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del CaO (s) = -152 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del CO2 (g) = - 94 Kcal/mol 149.- Cuando se prepara ácido nítrico a partir de nitrato potásico tienen lugar

simultáneamente las siguientes reacciones: KNO3 (s) + H2SO4 (l) KHSO4 (s) + HNO3 (g) 2 KNO3 (s) + H2SO4 (l) K2SO4 (s) + 2 HNO3 (g) Calcular el calor necesario para la producción de 1 Kg de ácido nítrico, sabiendo

que el 80% del ácido se produce según la primera reacción. DATOS: - variación de entalpía de formación del KNO3 (s) = - 119'50 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del H2SO4 (l) = - 192'19 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del HNO3 (g) = - 34'40 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del KHSO4 (s) = - 274'00 Kcal/mol - variación de entalpía de formación del K2SO4 (s) = - 340'60 Kcal/mol 150.- Dadas las siguientes reacciones: I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g) ∆H = - 0'8 Kcal I2 (s) + H2 (g) 2 HI (g) ∆H = + 12'0 Kcal I2 (g) + H2 (g) 2 HI (ac) ∆H = - 26'8 Kcal calcular: a) El calor de sublimación del I2. b) El calor de disolución del HI. c) Las calorías que habrá que aportar para disociar en sus componentes el HI

contenido, a 25 °C, en un matraz de 750 cc. a la presión de 800 mmHg. 151.- Hallar la entalpía de la reacción:

CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g) DATOS: - variación de entalpía de formación del CO2 (g) = - 393'505 KJ/mol - variación de entalpía de formación del H2O (l) = - 285'851 KJ/mol - variación de entalpía de formación del CaC2 (s) = - 58'994 KJ/mol - variación de entalpía de formación del Ca(OH)2 (s) = - 986'587 KJ/mol - variación de entalpía de combustión del C2H2 (g) = - 1299'590 KJ/mol 152.- Determinar la entalpía de formación del ácido nitroso disuelto en agua HNO2 (ac),

a partir de los siguientes datos: a) NH4NO2 (ac) N2 (g) + H2O (l) ∆H = -76'5 Kcal/mol b) NH3 (ac) + HNO2 (ac) NH4NO2 (ac) ∆H = - 9'0 Kcal/mol c) 2 NH3 (ac) N2 (g) + 3 H2 (g) ∆H = -40'6 Kcal/mol d) variación de entalpía de formación del H2O (l) = -68'3 Kcal/mol


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153.- Calentando a 200 °C una cantidad de pentacloruro de fósforo en un vaso de 10 litros, se establece un equilibrio que contiene 0’26 moles de PCl5, 0'35 moles de PCl3 y 0'35 moles de Cl2. Calcula el valor de Kc.

154.- Tenemos la siguiente reacción en equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) que contiene 3'6 moles de H2, 13'5 moles de N2 y 1 mol de NH3. La presión total

es de 2 atm. Calcular las presiones parciales de cada uno de los gases en dicho equilibrio y el valor de Kp.

155.- Calcular las concentraciones en el equilibrio que se alcanza al introducir 0'1 moles

de N2O4 en un erlenmeyer de 2 litros de capacidad a 25 °C, teniendo presente que la reacción: N2O4 (g) 2 NO2 (g)

tiene de Kc = 0'0058 M a dicha temperatura. 156.- Dado que, a 760 °C, Kc = 33'3 M para el equilibrio: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) ¿Cuál será el estado de equilibrio que alcanzará el sistema si inyectamos 1'5 gr de

PCl5 y 15 gr de Cl2 en un volumen de un litro? 157.- Se desea obtener un mol de acetato de etilo según la reacción: CH3COOH(l) + CH3CH2OH (l) CH3COOCH2CH3(l) + H2O(l) Calcular las cantidades mínimas, en moles, de reactivos en partes iguales que

deben utilizarse inicialmente. Para la citada reacción, K = 4 a 20 °C. 158.- Si se calientan 46 gr de I2 y 1 gr de H2 hasta alcanzar el equilibrio a 450 °C según

la reacción: I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g) la mezcla en el equilibrio contiene 1'9 gr de I2. ¿cuántos moles de cada gas

existirán en el equilibrio?; ¿cuánto vale su constante de equilibrio a 450 °C? 159.- Calcular el % de disociación del N2O4 a 27 °C y 0'7 atm de presión sabiendo que

Kc = 0'17 M y la reacción: N2O4 (g) 2 NO2 (g) 160.- Dada la reacción: 2 NOBr (g) 2 NO (g) + Br2 (g) Si el bromuro de nitrosilo está disociado en un 34% a 25 °C y 25 atm de presión,

calcular el valor de Kp a dicha temperatura. 161.- A 374 K, Kp para la reacción: SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g) vale 2'4 atm. Si

introducimos 6'4 gr de SO2Cl2 en un tubo de un litro, ¿cual será la presión de SO2Cl2 si no se ha disociado nada?; ¿cuáles serán las presiones parciales de todos los gases cuando se alcance el equilibrio?

162.- Al hacer reaccionar en un recipiente de 10 litros a 240 °C, 0'5 moles de H2 con 0'5

moles de I2 según la reacción: I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g) Kc = 50 a) ¿Cuál es el valor de Kp? b) ¿Cuál es el valor de la presión total en el recipiente cuando se alcance el

equilibrio? c) ¿Cuántos moles habrán de I2 en el equilibrio?


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163.- Dada la reacción: CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g) cuya constante a 1000 K vale K = 0'719. calcular: a) la composición volumétrica de equilibrio a dicha temperatura partiendo de

cantidades equimolares de los reactivos. b) La presión parcial de cada uno de los componentes en el equilibrio, si la

presión total es de 10 atm. c) ¿qué efecto tendrá sobre el equilibrio un aumento de la presión? 164.- Cuando el óxido de mercurio(II) se calienta en un recipiente cerrado, en el que se

ha hecho el vacío, se disocia en mercurio y oxígeno hasta alcanzarse una presión total que a 380 °C es de 141 mmHg. Calcular:

a) las presiones parciales de cada uno de los gases cuando se alcance el equilibrio a esa temperatura.

b) las concentraciones de los mismos. c) el valor de Kc. 165.- El carbamato de amonio se disocia según la reacción: NH4CO2NH2 (s) 2 NH3 (g) + CO2 (g) A 25 °C, la presión total de los gases en el equilibrio es de 0'116 atm. Calcular Kp. 166.- A 400 °C y 50 atm de presión total la síntesis del amoniaco sobre catalizador

adecuado y partiendo de cantidades estequiométricas de hidrógeno y nitrógeno, conduce a un porcentaje volumétrico de amoniaco en el equilibrio del 15%. Calcular:

a) la composición volumétrica del sistema en el equilibrio. b) las presiones parciales en el equilibrio de cada gas. c) el valor de Kc. 167.- En un cilindro provisto con un pistón se tiene una mezcla en equilibrio de COCl2,

CO y Cl2, cuyas concentraciones respectivas son 20M, 2M y 2M. a) Predecir de forma cualitativa qué sucederá si se reduce el volumen a la mitad. b) Comprobar la predicción realizada en el apartado anterior si la temperatura

permanece constante. 168.- A 1000 K y presión 30 atm en el equilibrio: CO2 (g) + C (s) 2 CO (g) el 17% de los gases presentes son de CO2. ¿Cuál será el nuevo % si la presión la

reducimos a 20 atm? 169.- Sea el sistema en equilibrio: Xe (g) + 2 F2 (g) F4Xe (g) ∆H = -218 KJ/mol Predecir el efecto que producirá sobre el equilibrio cada una de las siguientes

operaciones, explicándolo: a) Aumento del volumen del recipiente. b) Disminución de la temperatura. c) Adición de Xe (g).


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170.- A una temperatura determinada se produce la reacción: Xe (g) + 2 F2 (g) F4Xe (g) a) Se mezclan 0'4 moles de Xe con 0'8 moles de F2 en un recipiente de 2 litros.

Cuando se alcanza el equilibrio, el 60% de todo el Xe se ha convertido en F4Xe. Hallar Kc.

b) Se mezclan 0'4 moles de Xe con "y" de F2 en el mismo recipiente. Cuando se alcanza el equilibrio, el 75% de todo el Xe se ha convertido en F4Xe. Hallar el valor de "y".

171.- En un recipiente que contiene amoniaco a una presión de 0'5 atm se colocan 5 gr

de bisulfuro amónico. a) Hallar la presión total en el recipiente una vez alcanzado el equilibrio. b) Hallar la fracción molar de cada uno de los gases en el equilibrio. c) ¿Cual hubiese sido el resultado de los dos apartados anteriores si en lugar de

introducir 5 gr de bisulfuro amónico se hubiesen introducido 10 gr? DATOS: la reacción que se produce es: NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g) Kp = 0'11 atm2 172.- Considerar el equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H = - 92'4 KJ indicar cómo afectará al equilibrio cada una de las siguientes operaciones

explicando las respuestas: a) Aumento de la presión. b) Aumento de la temperatura. c) Adición de un gas inerte que no participe en la reacción, por ejemplo argón. d) Adición de hidrógeno. 173.- Una mezcla de nitrógeno e hidrógeno en proporción 1:3 se calienta a 400 °C y se

comprime hasta 50 atm. En estas condiciones, se obtiene un 15'11 % de amoniaco. Hallar Kp para el equilibrio:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 174.- A temperatura ambiente, en el aire atmosférico, la relación molar entre Nitrógeno:

Oxígeno:Argón es de 78'08 : 20'94 : 0'98 (ignorar la presencia de otros gases). A la temperatura de 2500 °C, la constante de equilibrio para la reacción: N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) vale K = 2'07.10-3. Hallar la fracción molar del NO a dicha temperatura. 5.- Reacciones ácido-base. 175.- Calcular el pH de una disolución de ácido sulfúrico que contiene 0,5 gr/l.

Considera las dos disociaciones completas. 176.- Calcular el pH de una disolución de ácido nítrico 0,05 M.


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177.- Calcular el pH de una disolución obtenida al disolver 0,387 gr de NaOH en 400 ml de agua.

178.- Se añaden 0,05 cc. de una disolución de HCl 0,1 M a 500 cc. de agua. Hallar el

pH de la nueva disolución. 179.- Hallar el pH de una disolución de HCl 10-8 M. 180.- Se hacen reaccionar 200 ml de ácido nítrico 0,5 M con 300 ml de NaOH 0,5 M.

Calcular el pH de las disoluciones por separado y el pH de la disolución resultante.

181.- Se prepara una disolución disolviendo 0,5 moles de ácido fórmico (HCOOH), en

un poco de agua, y añadiendo agua hasta enrasar a un litro. ¿Cuál es el pH de la disolución?. (Ka = 0,00017)

182.- ¿Qué pH tendrá una disolución de ácido acético 0,1 M disociada en un 3,2 %?. 183.- Medidas experimentales han demostrado que una disolución de HCN 0,1 M está

ionizada en un 0,0085%. Determinar la constante de ionización de dicho ácido. 184.- Determinar la concentraciones de protones y de iones oxidrilo de una disolución

de amoniaco 0'01 M que está ionizada en un 4'2%. 185.- Calcula la molaridad de una disolución de ácido cianhídrico que está ionizada el

2%. DATO: Ka = 7.10-10 186.- Una disolución de ácido acético 0'1 M está ionizada en un 1'34 %. Calcula su Ka

y el pH de la disolución. 187.- Halla el pH de cada una de las siguientes disoluciones: a) 10 ml de HCl 15 M en 750 ml de disolución. b) 0'1 M de ácido hipocloroso (Ka = 3.10-8). c) 0'01 M de hidracina: N2H4. (Kb = 2'3.10-6). 188.- Calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una disolución de

ácido fórmico (HCOOH) de pH = 3 si Ka = 1'7.10-4. 189.- Si 0,2 moles de acetato sódico (CH3COONa), se disuelven en un litro de agua.

Calcular el pH de la disolución resultante, sabiendo que el ácido acético tiene una Ka = 1,75.10-5 y Kw = 10-14.

190.- Hallar el pH y la concentración de HCN (Ka = 4,93.10-10) en una solución

preparada disolviendo 0,45 moles de NaCN hasta un litro de agua. 191.- Calcular el pH de una disolución 0,1 M de acetato sódico. Ka = 1,8.10-5.


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192.- Calcular el pH de una disolución 0'1 M de nitrato amónico si Kb = 1'8.10-5 y Kw =

10-14. 193.- El pH de una disolución de acetato sódico es de 8'35, calcular la concentración de

esta disolución si la constante de acidez del ácido acético vale Ka = 1'8.10-5. 194.- Para neutralizar una disolución de 0,186 gr de KOH puro en 100 ml de agua, se

necesitan 40,4 ml de una disolución de HCl. ¿Cuál es la Normalidad de la disolución de ácido clorhídrico?.

195.- ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 0'1 M se necesita para neutralizar una mezcla de

0'5 gr de NaOH y 0'8 gr de KOH? ¿Qué indicador se podría utilizar? 196.- Se mezclan 50 ml de ácido nítrico 0'1 M con 60 ml de hidróxido cálcico 0'1 M.

¿Qué volumen de ácido 0'05 M se necesitaría para neutralizar la mezcla? 197.- ¿Qué volumen de una disolución de ácido acético 0'1 M se necesita para

neutralizar 25 ml de NaOH 0'2 M? ¿Qué indicador será el adecuado? 198.- Calcular el pH de equivalencia para una valoración de 35 ml de ácido

tricloroacético 0,1 N (Ka = 0,13), con KOH 0,1 M. 199.- Un vinagre comercial se valora con sosa 0,127 N consumiéndose 50 ml para

neutralizar 10,1 ml de muestra. Calcular: a) La Normalidad del ácido en el vinagre. b) La acidez del vinagre es debida al ácido acético. Calcular el tanto por cien en

peso del ácido acético que hay en el vinagre si éste tiene una densidad de 1 gr/ml. 200.- Se pretende seguir con algo de detalle la valoración de 50 ml de ácido acético 0,1

M (Ka= 1,75.10-5), con 60 ml de NaOH 0,1 M. Calcular el pH de la disolución resultante:

a) Cuando no se ha añadido nada de sosa. b) Se han añadido 25 ml de solución de NaOH. c) Se ha neutralizado exactamente el ácido. d) Se han añadido 5 ml en exceso de NaOH 0,1 M. 201.- Responde verdadero o falso a cada una de las siguientes afirmaciones, justificando

la respuesta: i) Para una disolución acuosa 1 M de un ácido fuerte HX: a) La concentración del ion X- es 1 M. b) La concentración del ácido no ionizado es de 0'5 M. c) el pH = 0. ii) Para una disolución acuosa 0'1 M de un ácido débil HA: d) La concentración del ion A- es 0'1 M. e) el pH = 1. f) La concentración del ion H+(ac) es la misma que la del ion A-(ac). g) una disolución de Ca(OH)2 tiene un pH=3. h) Una disolución de cloruro sódico tiene un pH=7


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202.- Una central térmica de producción de energía eléctrica libera 5 Tn de dióxido de azufre por hora a la atmósfera. En días húmedos, el dióxido de azufre liberado reacciona con el oxígeno atmosférico y el agua para producir ácido sulfúrico. A cierta distancia de la central existe una laguna con un volumen de 5 Hm3. Si un 1% de todo el dióxido liberado en un día precipita en forma de ácido sulfúrico en la laguna en forma de lluvia ácida y la fauna autóctona existente en ella no puede soportar un pH inferior a 5'2, ¿podrá sobrevivir a dicha agresión?

203.- La aspirina o ácido acetil salicílico es un ácido monoprótico débil, cuya fórmula

empírica es HA = C9O4H8 (Ka = 2'64.10-5). Hallar el pH de una disolución preparada disolviendo una tableta de aspirina de

0'5 gr en un vaso de 100 cc. de agua. 204.- Seguidamente se formulan 5 sales. Para todas ellas escribe su nombre (o su

fórmula) y si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas, básicas o neutras: sulfato amónico ; KCl ; Acetato sódico ; NaBr ; cianuro potásico

205.- La hidracina es una base débil que se hidroliza según la reacción:

N2H4 + H2O N2H5+ + OH- Kb = 2.10-6

a) calcular la concentración de ion hidracinio (N2H5+) que existirá en una

disolución preparada disolviendo 0'05 moles de hidracina en agua hasta un volumen de disolución de 250 ml.

b) Determinar el pH de dicha disolución. DATOS: Kw = 10-14 206.- Responde verdadero o falso a cada una de las siguientes afirmaciones, justificando

la respuesta: i) Para una disolución acuosa 1 M de un ácido fuerte HX: a) La suma de las concentraciones de los iones X-(ac) y H+(ac) es 2 M. b) el pH de la disolución es negativo. c) la concentración de HX(ac) es 1 M. ii) Para una disolución acuosa 0'1 M de un ácido débil HA: d) La concentración del ion H+ (ac) es la misma que la del ion A- (ac). e) El pH de la disolución es mayor que 1. f) la disolución es básica. g) una disolución de cloruro amónico es básica. h) Una disolución de nitrato cálcico tiene un pH = 5 207.- Seguidamente se formulan 5 sales. Para todas ellas escribe su nombre (o su

fórmula) y si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas, básicas o neutras:

NH4Cl ; KBr ; carbonato potásico ; sulfato sódico ; Ca(NO3)2 208.- Calcular el pH de una disolución de formiato sódico (HCOONa) que contiene 0'1

gr de la sal en 25 ml de disolución acuosa. DATO: Ka = 1'78.10-4


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209.- Se dispone de tres indicadores para los cuales figura entre paréntesis el pH de viraje:

Rojo de metilo (5), Azul de bromotinol (7), fenolftaleina (9) Indica cuál será el más adecuado para las siguientes valoraciones ácido-base: a) hidróxido sódico con ácido nítrico. b) amoniaco con bromuro de hidrógeno. c) ácido acético con hidróxido sódico. 210.- Si a una disolución de un electrolito fuerte se le añade un electrolito débil de

forma que ambas sustancias posean un ion común, ¿Cuál es el efecto resultante? 211.- El ácido salicílico es un ácido monoprótico cuya fórmula es C7O3H6 y tiene una

Ka = 1'06.10-3. Hallar: a) el grado de ionización del ácido salicílico en una disolución que contiene un

gramo de ácido por litro de disolución. b) el pH de la disolución resultante del apartado anterior. c) el grado de ionización del ácido salicílico cuando se prepara una disolución de

1 gramo de dicho ácido en una disolución de 1 litro de ácido clorhídrico 0'1 M. 212.- Dados los pK correspondientes, escribir en orden creciente de acidez las

siguientes especies químicas: HCO3

- ; H2S ; S-2 y NH4+

Datos: Ácido carbónico: pK1 = 6'4 pK2 = 10'3 Ácido sulfhídrico: pK1 = 7'0 pK2 = 12'9 Amoniaco: pK = 4'8 6.- Reacciones Redox. 213.- Dadas las siguientes semirreacciones, calcular los equivalentes por mol y el peso

equivalente de la sustancia indicada: a) IO3

- I- (KIO3) b) Au AuCl4

- (Au) c) H3AsO3 H3AsO4 (H3AsO3) d) C2O4

-2 CO2 (H2C2O4.2H2O) 214.- El ion permanganato oxida al ion oxalato en medio ácido, formándose dióxido

de carbono y reduciéndose el permanganato a ion manganoso. Escribe la reacción ajustada y calcula los moles de CO2 que se podrán obtener con 3 moles de permanganato.

215.- Ajusta por el método del ion-electrón las siguientes reacciones redox: a) ZnS + HNO3 ZnSO4 + NO2 + H2O b) AsO3 + Cr2O7

-2 + H+ AsO4-3 + Cr+3 + H2O

c) MnO4- + NO2 + H+ Mn+2 + NO3

- + H2O d) MnO2 + PbO2 + HNO3 Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O e) Cr(OH)3 + Cl2 + OH- CrO4

-2 + Cl- + H2O f) Fe(OH)2 + SO3

-2 + H2O FeS + Fe(OH)3 + OH-


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216.- El estaño metálico reacciona con el ácido nítrico para dar dióxido de estaño, dióxido de nitrógeno y agua. Ajusta la reacción y calcula cuántos ml de ácido nítrico de densidad 1'18 gr/ml y 30% de riqueza se consumirán en el ataque de 2'5 gr de estaño del 80% de riqueza.

217.- El estaño metálico es oxidado por el dicromato potásico en presencia de ácido

clorhídrico a cloruro de estaño(IV), ¿Qué volumen de una disolución 0'1 M de dicromato sería reducida por 1 gr de estaño puro?

218.- En medio ácido, el aluminio reduce el ion clorato a ion cloruro, y él pasa a ion

aluminio. a) Formular y ajustar la correspondiente reacción iónica. b) Formular ajustada la reacción estequiométrica sabiendo que se parte de clorato

potásico y de ácido clorhídrico. c) calcular los gramos de aluminio en polvo que se necesitarán para reaccionar

con 2 gr de clorato potásico. 219.- Un mineral de hierro es en realidad óxido de hierro(III) impurificado con

sustancias no férreas. Cuando este mineral se calienta en presencia de carbono puro se obtiene hierro metal y monóxido de carbono. Por este procedimiento, a partir de una muestra de 7'52 gr de mineral se obtuvieron 4'53 gr de Fe puro.

a) Ajustar la reacción redox de producción de hierro metal. b) calcular el porcentaje de óxido férrico en el mineral. 220.- El ion hierro(II) puede oxidarse a ion hierro(III) en disolución ácida por medio del

ion permanganato que se reduce a sal manganosa. a) Ajustar la reacción redox iónica. b) Se disuelven 0'302 gr de un mineral de hierro de manera que todo el Fe del

mineral quede en forma de hierro(II). La disolución así resultante se oxida completamente a hierro(III) utilizando 42'79 ml de una disolución 0'0025 M de permanganato potásico en medio ácido. Hallar el % de Fe en el mineral.

221.- El sulfito de sodio es oxidado por el permanganato en medio ácido. Ajustar la

reacción e indicar los cambios que se producirán. 222.- El nitrito potásico es oxidado por el dicromato potásico en disolución ácida.

Ajustar la reacción redox iónica e indicar los cambios físicos que se producirán. 223.- En disolución ácida, el permanganato potásico reacciona con los iones oxalato

(C2O4-2), oxidándolos a CO2. El permanganato se reduce a sal manganosa.

a) Ajusta la reacción redox. b) Para oxidar completamente 30'2 ml de una disolución de oxalato sódico se

precisaron 21'6 cc. de una disolución 0'1 M de permanganato potásico. Hallar la concentración de la disolución de oxalato.

224.- Cuando el ion permanganato reacciona con el sulfuro de hidrógeno en medio

ácido, se obtiene azufre y el permanganato se reduce a sal manganosa. a) ajusta la reacción redox iónica.


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b) Para reducir completamente 55 ml de una disolución de permanganato potásico se utilizaron 70 cc. de una disolución 0'05 M de sulfuro de hidrógeno. Hallar la concentración de la disolución de permanganato potásico.

225.- El cloro se produce cuando reacciona ácido clorhídrico concentrado sobre dióxido

de manganeso que se reduce a sal manganosa. a) Escribir y ajustar la reacción redox completa. b) Hallar los cc. de una disolución de HCl de densidad 1'18 gr/cc y 36'23 % de

riqueza necesario para producir un litro de gas cloro medido a 10 atm de presión y 25 ºC.

226.- Cuando se calienta el clorato potásico, se descompone mediante un proceso de

dismutación, (el mismo elemento es el que se oxida y se reduce) en cloruro potásico y perclorato potásico.

a) ajustar la reacción redox. b) Al descomponer 0'75 gr de clorato potásico se desprenden 246 Julios de calor.

Hallar la cantidad de calor que se desprenderá en la descomposición del clorato potásico cuando se produzcan 0'15 moles de perclorato potásico.

227.- Al hacer pasar ácido nítrico 3 M sobre un exceso de cobre metálico se obtiene

nitrato cúprico, monóxido de nitrógeno y agua. a) ajustar la reacción redox. b) Halla la masa de nitrato cúprico que se producirá por la acción de 100 ml de

ácido nítrico 3 M sobre 10 gr de cobre metálico. 228.- Calcular la concentración normal y molar de una disolución de permanganato

potásico, de la cual se sabe que 40 cc oxidan 1'2 gr de sulfato ferroso heptahidratado.

229.- Calcular el peso de Nitrato Cérico Amónico, Ce(NH4)2(NO3)6 necesario para

preparar 250 cc de una disolución 0'15 N, que se utilizará como agente oxidante en un medio ácido.

230.- Se tienen 283 mg de una sustancia reductora. Para hallar su peso equivalente, se

valora con una disolución 0'1074 N de permanganato potásico, consumiéndose 37'8 ml. Sabiendo que el permanganato se reduce a ion manganoso en la reacción calcular el peso equivalente del agente reductor del problema.

231.- ¿Qué volumen de H2 a 20ºC y 740 mmHg se libera cuando una corriente de 0'25

A se hace pasar a través de electrodos de platino, sumergidos en una disolución acuosa diluida de ácido sulfúrico durante dos horas?.

232.- Se efectúa la electrólisis del NaCl fundido. ¿Qué cantidad de Na metálico se

depositará en el cátodo en 1'5 horas si se pasa una corriente de 45 A?. 233.- Calcular la intensidad de corriente que se requerirá para recuperar todo el oro de

una disolución conteniendo 6'07 gr de cloruro aúrico en 3 horas.


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234.- Se hace pasar una intensidad de 10 A durante una hora por un vaso electrolítico que contiene una sal de cerio disuelta, comprobándose por pesada que se han recogido 13'05 gr de ese metal. Determinar la carga del ion de ese metal.

235.- Se hizo pasar una corriente eléctrica a través de una disolución de nitrato de plata.

Al cabo de 30 minutos se depositaron 1'307 gr de Ag sobre el cátodo. Se hizo pasar la misma corriente durante el mismo tiempo por una disolución de 7 gr de sulfato de cobre en 500 cc. de agua. ¿Cuál es la concentración de iones cobre(II) en la disolución después del paso de la corriente?

236.- En la electrólisis del sulfato de sodio, la reacción que tiene lugar en el ánodo

puede escribirse como: 2 H2O 4 H+ + O2 + 4 e-

Se hace pasar una corriente constante de 2'4 A durante 1 hora. Hallar el volumen de O2, medido a 25 ºC y 1 atm de presión, que se desprenderá.

237.- Se electroliza una disolución que contiene sulfato de cinc y de cadmio, hasta que

se deposita todo el cinc y todo el cadmio existente, para lo cual se hizo pasar una corriente de 10 A durante 2 horas, obteniéndose una mezcla de ambos metales de 35'44 gr. Hallar el % en peso de cinc en la mezcla.

238.- Se introducen barras de plomo en cada una de las disoluciones siguientes: nitrato

de plata, sulfato de cobre (II), sulfato ferroso y cloruro magnésico. En cuál de ellas es de esperar que se forme un recubrimiento metálico sobre la barra de plomo? ¿Cuál de los metales plata, cinc o magnesio podría recubrirse de plomo al sumergirlo en una disolución de nitrato de plomo(II)? ¿qué ocurrirá si una disolución de sulfato de cobre(II) se guarda en un recipiente de hierro?¿ y si una disolución de sulfato de hierro(II) se guarda en un recipiente de cobre? Toma como datos los potenciales normales de reducción.

239.- ¿Puede agitarse una disolución de nitrato ferroso con una cucharilla de plomo?

Justifica la respuesta. Toma como datos los potenciales normales de reducción. 240.- Calcula el potencial del electrodo de Ni para una concentración de iones Ni(II) de

0'1 y 0'0003 M (Eº Ni+2/Ni) = - 0'250 V) 241.- El potencial normal del electrodo de Zn es -O'763 V. Calcula el potencial de un

electrodo de Zn sumergido en una disolución de sulfato de cinc 0'01 M. 242.- Calcula la diferencia de potencial de la siguiente pila química en la que cada metal

se encuentra inmerso en una disolución de sus iones con las siguientes concentraciones :

[Ni+2] = 0'8 M y [Ag+] = 0'1 M. Indicar qué metal se oxida. 243.- Una barra de Cu está sumergida en una disolución de CuSO4 de concentración

0'005 M y se conecta a un electrodo de estaño donde la [Sn+2] = 0'001 M. Calcular la d.d.p. de la pila formada. Toma como datos los potenciales normales de reducción.


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244.- Hallar la diferencia de potencial de una pila construida con un electrodo de Zn, ([Zn+2]=0'2 M) y otro de Cu, ([Cu+2 ]=0'045 M). Si se diluye la concentración de Zn a la mitad y se sustituye la de Cu por otra 0'0001 M, ¿cuál será la nueva diferencia de potencial?. Toma como datos los potenciales normales de reducción del cobre y del cinc.

245.- Se sumerge una barra de Ag en una disolución de Ni+2. Calcular la constante de

equilibrio de la reacción que tiene lugar y determinar si será posible guardar disoluciones de Níquel en recipientes de plata. Toma como datos los potenciales normales de reducción del níquel y de la plata.

246.- Comparar las constantes de equilibrio de las dos reacciones siguientes : a) I2 +2 Br - 2 I- + Br2 b) F2 +2 Br - 2 F- + Br2 determinar cuál de los dos halógenos será más fácilmente oxidado por el ion

Bromuro. 247.- Calcular las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones químicas: a) Fe+3 + I- Fe+2 + I2 DATOS: Eº (Fe+3/Fe+2) = 0'771 V E° ( I2 / I- ) = 0'536 V b) Fe+2 + Ag+ Fe+3 + Ag DATOS: Eº (Fe+3/Fe+2) = 0'771 V Eº (Ag+ / Ag ) = 0'799 V c) Ce+4 + Cl- Ce+3 + Cl2 DATOS: Eº (Ce+4/Ce+3) = 1'610 V Eº (Cl2 / Cl-) = 1'360 V d) H2O2 + Br- + H+ H2O + Br2 DATOS: Eº (H2O2/ H2O) = 1'770 V Eº (Br2 / Br-) = 1'060 V e) Sn+2 + Hg+2 Sn+4 + Hg2

+2 DATOS: Eº (Sn+4/Sn+2) = -0'136 V Eº (Hg+2/Hg2

+2) = 0'920 V 7.- Reacciones de precipitación. 248.- Calcula la solubilidad en gr/l del fosfato plumboso sabiendo que su producto de

solubilidad es 1'5.10-32.


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249.- Sabiendo que la solubilidad en gr/l del CdS es 1'3.10-11, calcular el producto de

solubilidad de dicho compuesto. 250.- Sabiendo que la solubilidad del fluoruro de estroncio en agua a temperatura

ambiente es de 0'23 gr/l, calcula su producto de solubilidad 251.- El producto de solubilidad del yodato de plomo (II) a 25 ºC vale 2'56.10-13.

Calcular la solubilidad de dicha sal en agua expresada en mgr/l. 252.- El producto de solubilidad del hidróxido de magnesio toma el valor de 3'4.10-12 a

25 ºC. Calcular la solubilidad de dicho hidróxido: a) en agua pura. b) en una disolución de hidróxido sódico de pH=11.

253.- A 25 ºC, el producto de solubilidad del sulfato de calcio vale 2.10-4 M². Calcular

la solubilidad en gr/l de dicha sal en agua pura a la mencionada temperatura; y el peso del precipitado de sulfato de calcio que se obtendrá al disolver 0'04 moles de sulfato de sodio en 500 ml de una disolución saturada de sulfato de calcio.

254.- Accidentalmente, 0'01 mgr de NaCl caen dentro de un frasco que contiene 200 ml

de una disolución 2.10-5 M de nitrato de plata. ¿Aparecerá un precipitado de cloruro de plata?. El producto de solubilidad del AgCl es de 10-10

255.- Se ha preparado una disolución conteniendo 10 gr de nitrato de plata y 5 gr de

nitrato de plomo(II) en 100 ml de agua. Poco a poco se va añadiendo cloruro potásico hasta que aparece un precipitado. ¿Qué ion precipitará primero?. ¿Cuál será su concentración cuando el segundo empiece a precipitar?.

Datos: Kps (AgCl) = 1'0.10-10 Kps (PbCl2) = 1'7.10-5 256.- A 25ºC, la solubilidad del fluoruro de calcio (CaF2) en agua es de 0'22 gr/l.

Calcular: a) La molaridad de una disolución saturada de fluoruro de calcio. b) El producto de solubilidad. c) La solubilidad en gr/l del fluoruro de calcio en una disolución 1 M de cloruro

de calcio. 257.- El producto de solubilidad del hidróxido de aluminio a 25 ºC es de 2.10-33.

Calcular la solubilidad de dicho compuesto a: a) pH = 5 b) pH = 9 258.- Calcular la solubilidad del cromato de plata (Ag2CrO4), cuyo producto de

solubilidad es de 1'2.10-12 en las siguientes condiciones: a) En agua pura. b) En una disolución 0'01 M de nitrato de plata. c) En una disolución 0'01 M de dicromato potásico. d) En una disolución 0'01 M de cromato potásico. e) En una disolución 0'01 M de cromato de plata.


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259.- Tenemos una disolución 0'05 M de iones Fe(II) y 0'005 M en iones Fe(III). ¿Qué

intervalo de concentración del ion hidróxido sería adecuado para precipitar el ion Fe(III) únicamente?

DATOS: Kps (Fe(OH)2) = 1'6.10-14 ; Kps (Fe(OH)3) = 4.10-38 260.- ¿Qué pH tiene una disolución saturada de hidróxido de magnesio si su producto

de solubilidad es de 3'4.10-12? 261.- ¿Qué cantidad de nitrato de manganeso(II) se puede disolver, sin que precipite

sulfuro de manganeso(II), en una disolución de sulfuro de sodio 0'1 M? DATO: Kps (MnS) = 1.10-16 262.- Se tiene una disolución saturada de cloruro de plata en equilibrio con una

determinada cantidad de cloruro de plata sólido. Indicar, de forma cualitativa, qué le ocurrirá al sistema descrito si se realizan las siguientes operaciones:

a) se le agregan 2 gr de cloruro de plata. b) se le agregan 2 gr de cloruro sódico. c) se le agregan 10 cc. de agua. d) se evaporan 10 cc. de agua de la disolución. 263.- El producto de solubilidad del bromato de plata a 25 ºC es de 5'2.10-5. Se mezclan

40 cc. de una disolución 0'1 M de nitrato de plata con 60 cc. de bromato sódico 0'2 M.

a) ¿se formará algún precipitado? En caso afirmativo, indicar de qué compuesto se trata y por qué.

b) Determinar la concentración de los iones presentes en la disolución una vez alcanzado el equilibrio.

264.- El hidróxido de magnesio es una sustancia ligeramente soluble en agua. El pH de

una disolución saturada de dicho hidróxido es de 10'38. Determinar: a) su producto de solubilidad. b) su solubilidad en agua en mol/litro. c) su solubilidad en una disolución 0'01 M de hidróxido sódico. 8.- Química descriptiva. 265.- Escribir tres reacciones químicas en las que intervenga el ácido nítrico y se ponga

de manifiesto sus distintos comportamientos químicos. 266.- Describe esquemáticamente el proceso de síntesis industrial del amoniaco,

indicando las materias primas de las que se parte y analizando las condiciones de operación.

267.- Escribir tres reacciones químicas en las que intervenga el ácido sulfúrico y se

ponga de manifiesto sus distintos comportamientos químicos.


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268.- Clasifica los siguientes óxidos como ácidos, básicos o anfóteros escribiendo las

reacciones químicas que lo pongan de manifiesto: a) óxido de sodio. b) óxido de calcio. c) anhídrido fosfórico. d) óxido de aluminio. e) óxido de dicloro. 9.- Química del carbono: Hidrocarburos. 269.- Escribe las fórmulas de todos los isómeros no cíclicos de los alquenos de fórmula

molecular C5H10. Nómbralos correctamente según la IUPAC y para cada uno de ellos escribe una reacción de adición y nombra el producto obtenido.

270.- Formula los siguientes hidrocarburos: a) 3-etil-2-metilhexano q) 4-etil-5-metil-2-hexeno b) 2,3-dimetilpentano r) 4-etil-3,6-dimetil-1-hepteno c) 4-etil-3,3-dimetilheptano s) 3,4,4-trimetil-1-penteno d) 4-etil-3,3,4-trimetilheptano t) 4-etil-3,5-dimetil-2,4-heptadieno e) 4-(1,2-dimetilpropil)-2,3-dimetiloctano u) 6-etil-2-metil-1,3,6-heptatrieno f) 3,7.dietil-2,5,5-trimetilheptano v)4-etil-3-(1-metilpropil)-2-metil-1,3,5- g) 4-etil-2,3,5-trimetilheptano hexatrieno h) 4-etil-2,5,5-trimetilnonano w) 5.etil-3,3,6-trimetil-1,4,6-octatrieno i) 4-etil-2,2,5-trimetilhexano x) 3-metil-1,4-pentadieno j) 4-(1,1-dimetiletil)-2-metiloctano y) 4-etil-5-metil-1,2-hexadieno k) 2,2,5,5-tetrametilheptano z) 3-(1,1-dimetiletil)-1,4-pentadieno l) 2,2,3,3-tetrametilbutano aa) Ciclohexano ll) 2,2-dimetilbutano ab) Ciclopentano m) Propeno ac) 1,3,5-trimetilciclohexano n) 2-buteno ad) Ciclooctano ñ) 4-metil-1-penteno ae) Ciclobutano o) 3-etil-4metil-1-penteno af) 1,3-dimetilciclobutano p) 5,5-dimetil-3-hepteno ag) 1-etil-3-metil-5-ciclohexeno ah)1,2-dimetilbenceno (o-dimetilbenceno) an) 1-metil-2,3-dipropilbenceno ai) 1,3-dimetilbenceno (m-dimetilbenceno) añ) 1-cloro-1-propeno aj) 1,3,5-trimetilbenceno ao) Tribromometano ak) 1-metil-2-(1-metiletil)-benceno ap) 1,3-dibromobenceno al) 1-etenil-3-metilbenceno aq) 4-cloro-2-penteno

(1-metil-3-vinilbenceno) ar) 1-cloro-2-metilbutano all) 1-etenil-4-etilbenceno as) 1,2-diclorobenceno

(1-etil-4-vinilbenceno) at) 1,1-dibromo-2-buteno am) 1-etil-3-metilbenceno au) 1,3-dicloro-4-metil-5-ciclononano


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271.- Escribe el nombre, según la IUPAC de los siguientes hidrocarburos:


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10.- Química del carbono: Compuestos oxigenados. 272.- Escribe la fórmula estructural desarrollada de todos los alcoholes de fórmula

molecular C4H10O y nómbralos correctamente según la IUPAC. Indica cuáles los sus productos de oxidación de dichos alcoholes nombrándolos

también correctamente. 273.- Escribe tres reacciones representativas del grupo carboxílico, indicando los

productos que en ellas se obtienen. 274.- Describe con detalle la forma de diferenciar aldehidos y cetonas. 275.- Un compuesto orgánico contiene solamente C,H y O. Cuando se queman

completamente con oxígeno 0'2035 gr de dicho compuesto se obtienen 0'484 gr de dióxido de carbono y 0'2475 gr de agua.

Un litro de dicho compuesto en estado gas, tiene la misma masa que 37 litros de H2, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura.

a) Halla la fórmula molecular de dicho compuesto b) Escribe dos fórmulas diferentes de dicho compuesto y nómbralas

correctamente. 276.- Describe tres reacciones diferentes de la función alcohol. 277.- Un compuesto tiene de fórmula empírica C3H8O. Escribe las fórmulas

desarrolladas de todos los compuestos con dicha fórmula así como procesos químicos para diferenciarlos entre sí.

278.- Formula los siguientes compuestos orgánicos oxigenados:

a) 2-metil-1,4-pentanodiol l) 4-fenil-2-butanona b) 1,2,3-propanotriol (glicerina) ll) 5-etil-5-hexen-2,4-diona c) 4,4-dimetil-1-pentanol m) 3-pentin-2-ona d) 3-buten-1,2-diol n) 3,4-dihidroxi-2-butanona e) 4-hexen-2-lo ñ) 3-oxobutanal f) 2-propen-1-ol o) butanal g) 2-etil-2-buten-1-ol p) 3-hidroxibutanal h) propanona q) 2-hidroxibutanodial i) 3-metil-2-butanona r) 2-etil-5-metil-4-hexenal j) 4-metil-2-pentanona s) 4-hexen-2-in-al k) 1,5-hexadien-3-ona t) 4-penten-2-in-al u) 3-metil-3-pentenal ai) ácido pentanoico v) 2,2-dimetilpropanodial aj) ácido 2,3-dioxobutanodioico w) Dietiléter (éter etílico) ak) ácido 2-hidroxipropanoico x) Metoxi-1-metiletano al) ácido 2,3-dihidroxibutanodioico y) Etoxipropano (etilpropiléter all) ácido 2-hidroxibutanodioico z) 2-metoxi-4-oxahexanol am) Propanoato de metilo aa) Etoxibenceno (etilfeniléter) an) Etanoato de etilo ab) Etoxiciclobutano (ciclobutiletiléter) añ) Etanoato de sodio (acetato sódico)


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ac) Metoxobenceno (Fenilmetiléter) ao) 2-metilpropanoato de etilo ad) ácido acético (ácido etanoico) ap) 2-metilpropanoato de 1-metiletilo ae) ácido 2-metilpropanoico aq) Metanoato de 2-metilpropilo af) ácido etanodioico ar) Metanoato de etenilo ag) ácido 3-metilbutanoico as) Etanoato de sodio ah) ácido 2-butenodioico at) 2,3-dimetilbutanoato de 1-etilpropilo

279.- Nombra según la IUPAC todos los compuestos orgánicos oxigenados que a

continuación se relacionan:


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11.- Química del carbono: Compuestos nitrogenados. 280.- Formula los siguientes compuestos orgánicos (la mayoría de ellos nitrogenados): a) Etilamina (etanamida) b) N-metil-2-propanamina (N-metil-1-metiletilamina) c) 2-butanamida (1-metilpropilamina) d) Bencenamina (fenilamina o anilina) e) 2-metil-2-propanamina ( 1,1-dimetiletilamina) f) Metilmetamina (dimetilamina) g) Fenilbencenamina (difenilamina) h) 1,3-propanodiamina i) 3-metil-2,5-diazoheano j) 2-aminoetil-1,3-propanodiamina k) ácido 3-aminopropanoico l) 4-metilamino-2-heptanona ll) ácido 3-aminometil-4-metilamino-azoheptanoico m) Etanamida (acetamida) n) Propanamida ñ) Benzamida o) Etanopropanodiamida p) Hexanamida q) 2-metilpropanamida r) Propanodiamida s) 2-metilpropanamida t) ácido 3-oxo-4-hexenoico u) ácido 2-carboxi-6-hidroxi-4-oxooctanidioico v) ácido 3-metil-5-oxohexanoico w) 3-bromopropanal x) ácido 2-oxopropanoico y) ácido 2,3-dihidroxibutanodioico z) 2-clorociclohexanona aa) 2,2,3-trihidroximetilpropanal ab) 2-cianometil-6-ciano-5-hidroxihexanal ac) ácido 3-etil-5-oxohexanoico ad) Metanoato de 2-metil-3-pentenilo ae) 3,5-dioxohexanoato de etilo af) 3-metil-2-penten-4-in-1-ol ag) 5-hidroxi-2-metil.3.oxopentanal ah) 5-hexen-1,2-diol ai) 4,6-diazo-2-heptanona aj) ácido 2-aminobutanoico ak) ácido 3-aminociclohexanoico al) 1-hidroxi-2-propanona all) ácido 3-hidroxi-2,3,4-trimetilpentanoico am) 4-metilamino-2-heptanona

Apéndice D: Soluciones a los problemas y cuestiones propuestos

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D.- SOLUCIONES A LOS PROBLEMAS PROPUESTOS.

Tema 2:

12.- a) N/H = 4,67 c) NO2 d3) 2,243.1010 gr de H2O b1) 4,67 gr de H b2) 5,67 gr de NH3 25.- a1) C1: N/H = 4,67 34.- 1,672.1023 moléc. H2O a2) C2: N/H = 6,98 13.- a1) gas 1: O/C = 1,33 a3) C1/C2 = 1,5 35.- 6,02.1019 átomos de H a2) gas 2: O/C = 2,67 b1) NH3 b) gas 2/gas 1 = 2 b2) NH2 (N2H4) 36.- 40 % de C 6,67 % de H 14.- 90 gramos de agua 26.- a) 0,0136 moles de CO2 53,3 % de O b) 6,84.1022 moléc. CO2 15 200 gr de CO2 c) 6,84.1022 átomos de C 37.- La magnetita d) 1,369.1023 átomos de O 16.- a) O/S = 1,50 38.- Ar(B) = 10,80 umas b1) 15,037 gr de O 27.- a) 80 gr de S y 5 gr de H b2) 25,037 gr de SO3 b) 2,5 moles de S 39.- Ar(O) = 16,00445 umas c) 1,5058.1024 molec. H2S 17.- a1) C1: In/O = 14,375 40.- Ar(Br2) = 152,4 umas a2) C2: In/O = 4,792 28.- a1) 1,506.1023 molec. O2 a3) C1/C2 = 3 a2) 0,25 moles de O2 41.- a) Ar(N) = 14,049 umas b) 21,39 gr de C1 b1) 1,003.1023 molec. O3 b) Ar(NH3) = 17,062 umas c) 24,17 gr de C2 b2) 0,166 moles de O3 d) 106,96 gr de C1 42.- Ar(P) = 31 umas e) 86,86 gr de C2 29.- Cu < He < Ag f) es el C2 43.- Ar(Mg) = 24,3198 umas 30.- a) 0,313 moles de S 18.- 2; nº entero sencillo b) 0,039 moles de S8 44.- Cu63=69,7%; Cu65=30,3%; c) 2,349.1022 molec. de S8 19.- a1) amoniacio N/H = 4,63 45.- Ar(Cr) = 52,017 umas a2) hidracina N/H = 6,96 31.- a) 1,282 moles de Ba a3) (NH3/N2H4) = 1,5 b) 8,972 moles de O 46.- a) Ar(Co) = 58,9332 umas c) 2,563 moles de ClO3

- b)Ar(Ni) = 58.6883 umas 20.- a1) C1: Hg/O = 12,55 a2) C2: Hg/O = 25,125 32.- 2,56.10-3 moles de NH3 47.- Isótopo 1: 51,75 % a3) C1/C2 = 2 Isótopo 2: 48,25 % 33.- a2) 1,806.1024 moléc. H2O 21.- Es una disolución (mezcla) a3) 54 gramos de H2O 48.- Ar(Be) = 9,067 umas a4) 3,61.1024 átomos de H 22.- N2O5 b1) 21,595 moles de H2O 49.- Ar(B) = 11,041 umas b3) 388,7 gramos de H2O 23.- a) 44 gr de CO2 b4) 2,6.1025 átomos de H 50.- Ar(Bi) = 208,7 umas b) 16 gr de O2 c1) 13,889 moles de H2O c) 8 gr de O2 y 11 de CO2 c2) 8,361.1024 moléc. H2O 51.- a) 77,7 % de Fe y c4) 1,67.1025 átomos de H 22,3 % de O 24.- a) N2O d1) 1,25.109 moles de H2O b) 37,5 % de C; 50 % de O b) NO d2) 7,5.1032 moléc. H2O y 12,5 % de H


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c) 43,4 % de Na; 45,3 % 68.- a) 86.- de O y 11,3 % de C b) d) 5,9 % de H; 94,1% de S 87.- 69.- 52.- a) H2SO4 88.- a) b) Na(OH) 70.- a) b) c) BaCl2 b) c) d) C2H6O d) e) CH4 71.- 89.- a1) 53.- a) CHO2 72.- a) a2) b) C2H2O4 b) b1) b2) 54.- a) 63,48 % de Ag; 8,25 % 73.- a) 90 gr/l de N y 28,27 % de O b) 9 % 90.- b) 40,00 % de Ca; 48,00 % c) 0,5 M de O y 12,00 % de C d) ≈ 0,5 m 91.- a1) c) 46,67 % de Si y a2) 53,33 % de O 74.- 0,072 M a3) d) 34,97 % de Mn; 40,76 b1) % de O y 24,27 % de K 75.- 1,80 gr/l b2) b3) 55.- K2Cr2O7 76.- 28,87 umas 92.- 56.- a) C7H13O7 77.- 32,22 cc de HCl b) No 93.- a) 1:3:5 3:2:5 78.- a) 50 gr/litro b) 2:15 12:6 57.- 8,6 % de Mg y 91,4 % de I b) 5,0 % c) 2:3 1:3 c) 0,24 M d) 1:2 1:2 58.- Fe3O4 d) 0,253 m e) 2:1 1:2 59.- C3H8 79.- a) 60 gr/litro 94.- 1,575 litros de C2H2 b) 5,87 % 60.- a) P2O5 c) 0,175 M 95.- 81,97 % b) H3PO4 d) 0,182 m 96.- 1064 Kg de CaO 61.- BaCl2.5(H2O): Cloruro de 80.- 546 K Bario pentahidratado 97.- a) 1:6 6:6 81.- a) b) 7,2 gr de agua 62.- a) C7H8 b) c) 10,04 litros de CO2 b) C7H8 d) 42,67 litros de aire 82.- a) PA = 3 atm 63.- a) b) PB = 4 atm 98.- 11.954,0 litros de aire b) c) Pt = 7 atm 99.- a) 2:1 2 64.- a) 83.- a) b) 285,7 gr de SO2 b) b) c) 71,36 gr de O2 65.- a) 84.- a) P(N2) = 0,759 atm 100.- a) 44,12 Kg de NO b) b) P(O2) = 0,195 atm b) 131591,2 litros de O2 c) c) P(CO2) = 0,019 atm 101.- a1) 2,3568 gr de H2SeO3 66.- a) 85.- a) a2)3,073 gr de Fe4(As2O7)3 b) b) b) 2,926 gr de Fe2(SeO3)3 c) c) 2,049 gr de As2O5 67.- Es el cianuro: Ni(CN)2


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102.- a) 80,36 % 112.- 95,76 % c) b1) 7,737 gr de N2O3 b2)3,462 gr de Al2O3 113.- a) 0,839 gr de NaHCO3 124.- a) b) 0,254 litros de CO2 b) 103.- 86,02 % 114.- a) 125.- a) 104.- a) 14 gr de Al(HCO3)3 b) b) b1) 53,5 ml de H2SO4 b2) 357,1 ml de Al2(CO3)3 115.- a) 126.- a) c1) 79,95 ml de H2SO4 b) b) c2) 533,0 ml de Al2(CO3)3 d) 94,28 % 116.- a) 127.- e1) 46,8 gr de Al2(CO3)3 b) e2) 128.- e3) 117.- a) b) 129.- 105.- 42,137 gr de pirolusita 118.- 130.- 106.- 44, 995 ml de Br2 119.- 131.- a) 107.- 11,078 litros de O2 en c.n. b) 120.- a) 108.- 0,037 % de CO2 b) 132.- a) b) 109.- a) 10 litros de O2 121.- a1) b) 12,5 litros de O2 a2) 133.- b) 110.- a) 50 % de N2 134.- b) 50 % de NH3 122.- c) 0 % de H2 135.- a) 123.- a) b) 111.- 123,3 ml de H2S en c.n. b)

Tema 3:

125.- Experiencia de los tubos de

b) 2 = 4862,7 Aº d) (4, 2, -2)

Rayos catódicos. c) 3 = 4341,7 Aº e) (5, 1, 1) d) ∞ = 3647,0 Aº 126.- El átomo tenía grandes es- 138.- n=3; l=2 y m= -2 ….0….2 pacios vacíos 133.- n1 = 1 y n2 = 2 139.- Es un electrón que está en 127.- El fenómeno de los espec- 134.- (H2) = 1,085 Aº un O.A. 3dz2 con spin -1/2 tros 135.- a) pelota = 2,946.10-24 Aº 140.- No.En cualquier orbital

“s” 128.- La energía está cuantizada b) electrón = 3,339 Aº caben como máximo 2 c) sólo es aplicable a par- electrones 129.- No sabemos exactamente tículas muy pequeñas que dónde está el electrón circulan a gran velocidad. 141.- No. Si n=2, l no puede tomar el valor 2 130.- Ver espectros 136.- La opción c) 142.- a) Aportándole la energía 131.- E.I. = 0,544 V 137.- a) (3, 1, -1) suficiente. b) (2, 0, 0) b) Lo mismo, salvo en el 132 a) 1 = 6564,7 Aº c) no existe caso de los halógenos.


520

143.- a) que necesita energía. 157.- a) los electrones se sitúan 173.- Pocos electrones en la últi- b) que desprende energía en los niveles más bajos ma capa. de energía. 144.- a) (4, 2, x) x = -2 … 2 b) libera energía. 174.- a) aumenta al aumentar Z b) (3,0,0,y) y = ½ ó -½ c) sí. b) si es corto, aumenta de d) aportándole energía. derecha a izquierda. 145.- Principio de exclusión de Pauli 158.- a) Z = 19 175.- El Na+ es más pequeño ya b) M = 39 que tiene más protones. 146.- Por el principio de llenado c) e- = 19 d) p+ = 19 176.- Mg > Na > Rb 147.- Las masas que aparecen en e) 39 umas la tabla periódica son me- f) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 177.- Li+ < K+ < Ar < Cl- < S-2 dias ponderadas de todos g) metal los isótopos de cada ele- h) 4º período; alcalino 178.- a) Verdadero mento. i) X+1 b) Falso j) es el potasio (K) c) Verdadero 148.- a) 3s1 b) 2p1 159.- 1s22s22p63s23p64s23d104p3 179.- a) Ca c) 2p3 b) Al d) 3s2 160.- 1s22s22p63s23p64s13d5 c) Tl 149.- a) Falso 161.- 1s22s22p63s23p64s23d104p6 180.- a) I) Cl, II) P, III) B b) Verdadero 5s14d5 b) Al c) Verdadero c) P d) Falso 162.- Sí; es un estado excitado 181.- a) Cl 150.- 1s2 2s2 2px1 2pz1 163.- a) A b) O 1s2 2s2 2py1 2pz1 b) C c) Se c) B d) F 151.- Nitrogenoideo del 6º pe- d) A y C ríodo. Es el Bismuto e) C 182.- a < c < d < b f) D 152.- a) 100 183.- Orbitales semillenos b) 96 164.- K > Na > Mg > Be c) 80 184.- a) los no metales 165.- F > O > Mg > Na b) tienen tendencia a ganar 153.- a) 1s2 2s2 2p6 electrones. b) O-2, F- , Na+, Mg+2, Al+3 166.- Na+ > Ne > O-2 185.- a1) Alcalinotérreo 154.- 1s2 2s2 2p6 167.- Mg > Ca > Li > Rb a2) Alcalino a3) Carbonoideo 155.- Porque el número de elec- 168.- a) mayor radio: Ra a4) Halógeno trones varía al formar io- b) menor radio: Ar a5) Gas noble nes, mientras que el de b1) Sr+2

protones no. 169.- a) mayor radio: H b2) Na+

b) mayor E.I.: Li+2 b3) Si-4

156 a) átomos de un mismo b4) Br-

elemento con distinto nº 170.- altas b5) Xe másico (distinto nº de neu- c1) metal

trones): C12, C13, C14 171.- mayor c2) metal b) especies que tienen el c3) no metal

mismo nº de electrones: 172.- Altas: gases nobles c4) no metal

O-2, F- , Na+, Mg+2, Al+3 Bajas: alcalinos c5) gas noble


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d1) electropositivo: Z=11 187.- a1) Cl; 1s22s22p63s23p5 189.- a1) 1s1 d2) electronegativo: Z=35 a2) Ca; 1s22s22p63s23p64s2 a2) 4s1 b1) Cl- b) 4s1 186.- a) No metal b2) Ca+2

c) 1s1 b) Halógeno: I (Z = 53) c) Cl- (menos protones) d) 1s1 c) mayor EI: Cl, F, Ne, He c) iónica CaCl2 menor EI: Na, Li, Ca, Sr 190.- a1) radio: Rb > K > Na d) iónico: NaI, MgI2 188.- a) K > S > Cl a2) E.I.: Na > K > Rb Covalente: I2O5, IF3 b) Cl > S > K

Tema 4: 191.- A mayor radio, mayor dis- 198.- Tienen 7 electrones en la en SiCl4 el F; en CO el O; tancia entre los iones y por última capa y pueden ga- en NO2

- el O y en BrF3 el lo tanto menor fuerza de nar o compartir un elec- F Atracción t menor Tfusión. trón. Si desaparean electrones siempre queda un 204.- a) CH4: fuerzas de Van der 192.- a) 4, 7, 3 y 1 electrones número impar de electro- Waals con dipolos induci- respectivamente nes desapareados. dos. b) A y B no metales; C y D b) NH3: enlaces por puente metales. 199.- a) H2O y NH3 de Hidrógeno. c) DB > CB3 > AB4 b) CH3-NH2 y CH3OH c) el NH3 mayor Tfusión. 193.- a) que no se anulan los 200.- a) iónico 205.- Kr - 152,30 ºC; momentos bipolares de sus b) covalente polar Ar - 185,71 ºC; enlaces covalentes. c) covalente muy polar Ne - 246,04 ºC; b) más polar el NH3 d) covalente puro c) también el NH3 e) iónico 206.- CaO 2850 ºC; KF 1505 ºC; 194.- El cloruro sódico es una 201.- a) NF3 pirámide trigonal CsI 1280 ºC; sustancia iónica y el cloro SO2 angular y SF4 tetrae- molecular. dro irregular 207.- a) NaCl (s): iónico

(fuerzas b) Todos los enlaces son electrostáticas) 195.- a) electrostáticas. polares. Los que se cargan b) NaCl (ac): ión-dipolo b) enlaces por puente de negativamente son: c) NaCl (g) fuerzas elec- Hidrógeno. en NF3 el F; en SO2 el S y trostáticas. c) Fuerzas de Van der en SF4 el F d) H2 (s): Fuerzas de Van Waals entre dipolos

induci- c) Todas las moléculas

son der Waals por dipolos in-

dos. polares, ya que son asimé- ducidos. d) Enlace metálico. tricas. e) H2 (g): covalente puro f) NH3 (g): covalente polar 196.- Sugerencia: Dibujar los 202.- a) covalente molecular. g) NH4OH (ac) ión-dipolo Diagramas de Lewis. b) metálico. c) iónico. 208.- Debido a los enlaces por 197.- a) A medida que el átomo d) covalente macromole- puente de Hidrógeno. es más grande, el dipolo cular. creado es mayor. 209.- Porque no son tan electro- b) El metano es una molé- 203.- a) SiF4 tetraédrica; CO li- negativos. cula apolar. neal; NO2

- angular y BrF3 c) Las moléculas de HF, forma de T. 210.- a) CO2: lineal apolar H2O y NH3 están unidas b) Todos los enlaces son b) PF3: Pirámide trigonal por enlaces por puente de polares. Los que se cargan polar Hidrógeno. negativamente son: c) SO2 angular polar


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211.- CF2Cl2: Tetraédrica polar 223.- Mirar apuntes. c) CBr4: tetraédrica, enlace HCN lineal polar polar, molécula apolar 224.- CH4: tetraédrica, enlace 212.- PF3: Pirámide trigonal polar, molécula apolar 232.- a) sólidos: NaOH, I2, Fe, polar CaCO3, KCl, NiCl2 y NaI SiF4: tetraédrica apolar 225.- a) índice coordinación = 6 b) líquidos: HCl y b) estructura cúbica cen- CH3COOH 213.- A mayor diferencia de trada en las caras. c) gas: CO2, NH3, Cl2 y electronegatividad más po- CH4 lar. H-F > …….. > Cl-Cl 226.- Su configuración electró- nica presenta una hibrida- 233.- a) sólido: Na, K, Fe, Ca y 214.- H2O ánfular tetraédrica ción sp3: 1s2 (2s12p3) S b) líquidos: Cs, Ga, Hg, Fr 215.- Todas son apolares 227.- a) HCl: lineal, enlace po- y Br2 lar, molécula polar. c) gas: N2, O2, Cl2, Ne y 216.- LiF < NaCl < KCl < NaI b) H2O: angular tetraédri- Ar ca, enlace polar, molécula 217.- a) OF2: angular tetraédrica, polar. 234.- a) 1s22s22p1, pero al hibri- enlace polar, molécula po- c) BF3: trigonal, enlace darse, 1s2 (2s12p2) lar. polar, molécula apolar b) BF3: trigonal, enlace b) BF3: trigonal, enlace po- d) CH2=CH2: bitrigonal; polar, molécula apolar lar, molécula apolar enlace C=C apolar y C-H c) NF3: pirámide trigonal, polar, molécula apolar. 235.- a) C 4 (CF4) enlace polar, molécula po- e) NH3: pirámide trigonal, b) B 3 (BF3) lar. enlace polar, molécula po- c) As 5 (AsF5) lar. d) Be 2 (BeF2) 218.- a) CO2: lineal, enlace po- f) CCl4: tetraédrica, enlace lar, molécula apolar. polar, molécula apolar 236.- a) iónico b) H2: lineal, enlace apo- b) covalente polar lar, molécula apolar. 228.- a) O-2: tiene electrones c) covalente apolar c) NH3: pirámide trigonal, desapareados. d) iónico enlace polar, molécula po- b) HBr: lineal, enlace polar. lar, molécula polar. 237.- a) CH4: tetraédrica, enlace d) HCHO: trigonal, enlace c) SO4

-2: tetraédrica, enla- polar, molécula apolar. En polar, molécula polar ce polar, molécula polar. estado sólido: Fuerzas de e) SO2 angular trigonal, Van der Waals por dipolos enlace polar, molécula po- 229.- a) CF4: tetraédrica, enlace inducidos. lar. polar, molécula apolar b) NH3: pirámide trigonal, b) PCl5: Bipirámide trigo- enlace polar, molécula po- 219.- Cu metálico nal, enlace polar, molécu- lar. En estado sólido: enla- CO2 molecular la apolar ces por puente de hidróge- CsF iónico c) PCl3: pirámide trigonal, no. enlace polar, molécula po- c) El NH3 tendrá mayor 220.- a) A-A covalente lar. Punto de fusión. B-B metálico d) Br2: lineal, enlace apo- A-B iónico lar, molécula apolar. 238.- a) NaCl(s): iónico b) Sí. b) C(diamante): covalente 230.- a) Covalente: Agua, aceti- puro 221.- El H2O es polar mientras leno, cloro, c) H2(g): entre átomos coque el CF4 no. b) iónico: el resto valente puro; entre moléc. fuerzas de Van der Waals 222.- a) H2O: angular tetraédri- 231.- a) BeH2: lineal, enlace po- por dipolos inducidos. ca, enlace polar, molécula lar, molécula apolar. d) NH3: entre átomos co- polar. b) BF3: trigonal, enlace Valente polar; entre moléc. b) CO2: lineal, enlace po- polar, molécula apolar enlaces por puente de Hi- lar, molécula apolar. drógeno.


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239.- a) N: 3 pares enlazantes y 248.- H2O: angular tetraédrica, d) metálico 1 no enlazante enlace polar, molécula po- b) C: 4 pares enlazantes. lar. Las moléculas se unen 258.- a) AsCl3: pirámide trigonal por enlaces por puente de enlace polar, molécula po- 240.- Fe > NaCl > Br2 > He Hidrógeno. lar. b) CO2: lineal, enlace po- 241.- a) molecular 249.- a) SO2 angular trigonal, lar, molécula apolar. b) covalente (macromole- enlace polar, molécula po- c) no existe esa molécula, cular) lar. es una forma de represen- c) metálica b) CS2: lineal, enlace po- tar el ión H+ hidratado. Si d) iónica (aunque el grupo lar, molécula apolar. existiese tendría una es- NO3

- tiene enlaces cova- c) HCN: lineal, enlace po- tructura de pirámide trigo- lentes) lar, molécula polar. nal, enlace polar, molécula 242.- a) Be – Cl: covalente muy polar polar. 250.- a) HCN: lineal, enlace po- b) BF3: trigonal, enlace po- b) C – I: covalente apolar lar, molécula polar. lar, molécula apolar c) Ba – F: iónico b) AsCl3: pirámide trigo- d) Al – Br: iónico? nal, enlace polar, molé- 259.- a1) z = 38: [Kr] 5s2, alcali- e) S – O: covalente polar cula polar. notérreo f) C – O: covalente polar c) SiH4: tetraédrica, enla- a2) z = 16: [Ne] 3s23p4, an- ce polar, molécula apolar fígeno. 243.- a) iónico b) iónico b) fuerzas de Van der 251.- a) metálico; propiedad 2, Waals 4, 5 y 6 260.- a) H2: entre átomos, cova- c) Fuerzas de Van der b) Covalente molecular lente apolar; entre molécu- Waals por dipolos induci- unido por grandes dipolos las, fuerzas de Van der dos. inducidos; Propiedad 2 y Waals por dipolos induci- d) Fuerzas de Van der 10 dos; será gas. Waals por dipolos induci- c) Covalente: propiedades b) NaF: iónico; sólido dos. 1 y 3 c) H2O: entre átomos, co- e) metálico d) iónico: propiedades 1, valente polar; entre molé- f) puentes de Hidrógeno. 7, 8 y 9 culas, enlaces por puente g) enlace covalente. de Hidrógeno,será líquido. 252.- a) PCl3: pirámide trigonal, d) C(diamante): covalente, 244.- a) metano enlace polar, molécula po- macromolecular, será soli- b) sodio lar. do. c) silicio (dióxido de Si) b) BCl3: trigonal, enlace e) CaSO4: iónico (aunque d) cloruro potásico polar, molécula apolar el grupo SO4

-2 tiene enla- e) agua laces covalentes); será so- 253.- a) HF > HCl > HBr > HI lido. 245.- a) O: 2 enlazantes y 2 no b) HF> H2O > CH4 > BH3 enlazantes. Angular tetraé- 261.- a) CH2Cl2: tetraédrica irre- drica. 254.- a) Cl2: covalente gular; enlace polar, molé- b) P: 3 enlazantes y 1 no b) Na: metálico cula polar. enlazante. Pirámide trigo- c) NaCl: iónico b) CCl4: tetraédrica, enlace nal. polar, molécula apolar. c) B: 3 enlazantes y 0 no 255.- N - F > N - O > N - N c) BF3: trigonal, enlace po- enlazantes. Trigonal lar, molécula apolar. d) C: 4 enlazantes (2 do- 256.- a) agua d) NH3: pirámide trigonal, bles enlaces). Lineal b) Litio enlace polar, molécula po- c) diamante lar. 246.- Hacer estructura de Lewis d) Bromuro de cesio 262.- a) NH3: pirámide trigonal, 247.- El NCl5 no existe ya que el 257.- a) iónico enlace polar, molécula po- N no tiene orbitales d para b) Covalente polar lar. desaparear 5 electrones. c) iónico


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b) F2O: angular tetraédri- 268.- a1) NO: molecular, las 272.- Kr - 152,3 ºC; ca, enlace polar, molécula moléculas se unen por Ar - 185,7 ºC; polar. fuerzas de Vander Waals. Ne - 246,048 ºC; c) SnBr2: angular triangu- a2)H2S: molecular, las molar; enlace polar, molécula léculas se unen por enla- 273.- a) H2O: molecular; punto polar. ces por puente de Hidróg.. de fusión medio, aislante. a3) K2SO4: iónico. b) SiO2: covalente; punto 263.- Hacer diagramas de Lewis b1) gas de fusión alto, aislante. b2) gas c) Mg: metálico; punto de 264.- a) XY2 b3) sólido fusión alto, conductor. b) iónico d) NaCl: iónico; punto 269.- a) Mg: metálico de fusión alto, aislante en 265.- a) [Ne] 3s23p6 b) H2O: puentes de Hidró- estado sólido, conductor b) iónico geno. disuelto o fundido. c) C(diamante): covalente. 266.- a) covalente polar 274.- a) Li: blando; etano: es b) metálico 270.- a) NaCl: iónico; Cl2:

mole- gas; CsF: duro; sílice: muy

c) iónico cular duro. d) covalente polar b) C(diamante): covalente, b) el Li Ni: metálico c) el etano (CH3 – CH3) 267.- a) HCN, tiene un triple en- c) F2: compartición de e- d) el CsF lace H-C≡N. Será lineal lectrones, CsF: cesión de b) CS2 tendrá dos dobles electrones. 275.- No trates de copiar y pe- enlaces S=C=S. Será lineal gar, no sirve de nada y se c) CO2 tendrá dos dobles 271.- a) metálico nota enseguida. Busca in- enlaces O=C=O. Será li- b) iónico formación y realiza TÚ neal c) covalente trabajo. d) BH3 no tendrá enlaces d) iónico múltiples y será triangular.

Tema 5:

276.- ΔHf = -110,8 Kcal/mol 287.- a)ΔHc = -1211,9 Kcal/mol 296.- ΔHf = -129,162 KJ/mol b) 280 litros de O2 en c.n. 277.- ΔHf = -29,82 Kcal/mol 297.- ΔHf = -30,8 Kcal/mol 288.- ΔHf = 207 Kcal/mol 278.- ΔHd = 22,13 Kcal/mol 298.- 76,364 Kcal 289.- ΔHd = 10,8 Kcal/mol 279.- ΔHf = -26,42 Kcal/mol 299.- a) endotérmico 290.- ΔHf = -67,6 Kcal/mol enlace iónico 280.- ΔHd = 13,87 Kcal/mol b) endotérmico 291.- ΔHp = -142,6 Kcal/mol pueste de hidrógeno 281.- ΔHv = 8,94 Kcal/mol c) exotérmico 292.- ΔHr = 47 Kcal/mol pueste de hidrógeno 282.- ΔHc = -119,78 Kcal/mol d) endotérmico 293.- a) ΔHh = -32,6 Kcal/mol enlace covalente 283.- ΔHc = 27,14 Kcal/mol b) ΔHc = -337,1 Kcal/mol e) exotérmico enlace metálico 284.- ΔHf = -235,4 Kcal/mol 294.- 4,586.105 Kcal f) endotérmico Fuerzas de Van der Waals 285.- ΔHf = -167,6 Kcal/mol 295.- a) ΔHs = 12,8 Kcal/mol b) ΔHd = -13 Kcal/mol 300.- a) 286.- ΔHv = 27,07 Kcal/mol b)


525

301.- a) b) 340.- Kp = 1,27 atm b) c) exotérmica 341.- Kp = 2,15.10-6 atm 302.- 321.- a) b) 342.- a) P(SO2) = 0,92 atm; 303.- P(O2) = 0,46 atm y 322.- P(SO3) = 1,15 atm. 304.- b) PT = 2,53 atm 323.- a)NaOH+HClNaOH+H2O 305.- a) o, para efectos de calor: 343.- P(CO) = 0,2296 atm b) no H+ + OH- H2O P(H2O) = 0,3296 atm b) Calor desprendido en la P(CO2) = 0,1903 atm y 306.- a) reacción del apartado ante- P(H2) = 0,2503 atm. b) rior. c) realiza la experiencia 344.- Kc = 13,81 M 307.- a) b) 324.- a) 345.- Kc = 3 b) 308.- 346.- a) [NO2] = 1 M; 1 mol 325.- a) a) [NO2] = 0,17 M; 309.- b) 1,7 moles 310.- 326.- 347.- 0,3152 moles de HI 311.- 327.- 348.- Kc = 0,0471 M 312.- a) 328.- 349.- a) P(N2) = 1,491 atm; b) P(H2) = 0,3978 atm y 329.- P(NH3) = 0,1105 atm. 313.- b) Kp = 0,1300 atm-1

330.- Kp = Kc = 55,4 314.- Se obtendrá el mismo 350.- a) [N2O4] = 0,0422 M valor ya que los dos son 331.- [CaCO3] = 0,01 M b) [NO2] = 0,0156 M ácidos fuertes, y lo que [CaO] = [CO2] = 0,01 M reacciona es el H+ con OH- 351.- [PCl5] = 0,00005 M 332.- a) P(N2) = 0,133 atm [PCl3] = 0,00714 M 315.- P(NH3) = P(H2) = 0,4 atm [Cl2] = 0,2187 M b) 1,18 moles de N2; 316.- a) 3,54 moles de NH3 y H2 y 352.- 1,5 moles de cada uno de b) 8,24 moles totales ellos. c) V = 486,5 litros 317.- d) Kp = 0,0532 atm2 353.- a) 0'3264 moles de H2; 0'0074 moles de I2 y 318.- a) C4H10 + 13/2 O2 333.- P = 1,23 atm 0'3472 moles de HI 4 CO2 + 5 H2O b) Kc = 49'3895 b) 334.- 77,2gr de CH3COOCH2CH3 354.- 77'39 % 319.- a) 335.- 66,9 % b) Calor que se absorbe o 355.- Kp = 0'961 atm se desprende en la reacción 336.- 1 mmgr de H2S de formación de un com- 356.- a) 1'5232 atm puesto, a presión constan- 337.- Kp = 5,37.10-5 atm-2 b)P(SO2) = 1'0573 atm; te, a partir de los elemen- P(Cl2) = 1'0573 atm y tos que lo forman 338.- 78,6 % P(SO2Cl2) = 0'4658 atm 320.- a)C2H4+3O22CO2+2H2O 339.- 99,2 %. Si se podía predecir 357.- a) Kp = 50


526

b) PT = 4'206 atm 371.- a) 387.- [CO2] = M c) 0'11025 moles de I2 b) 388.- moles de CH3CH2OH 358.- 2'312.10-4 atm3 372.- a) Kp = Kc moles de CH3COOH b) Kp = Kc(RT)-1 359.- a) 27'057 % de CO2 y H2; c) Kp = Kc(RT)-2 389.- Kp = 22'943 % de CO y H2O b) P(CO2) = P(H2) = 2'706 373.- 390.- Kc = atm; P(CO) = P(H2O) = 2'294 atm 374.- 391.- a) Kp = c) no influye. b) 375.- a) P(H2) = c) 360.- a) P(Hg) = 0'1236 atm y P(N2) = d) P(O2) = 0'0618 atm P(NH3) = b) [Hg] = 0'00231 M y b) Kp = 392.- a) Kp = [O2] = 0'00115 M Kc = b) PT = c) Kc = 6'1365.10-9 M3 376.- a) a la derecha 393.- a1) a la izquierda 361.- a) 21'25 % de N2; 63'75 % b) está en equilibrio a2) a la derecha de H2 y 15 % de NH3 c) a la izquierda b1) a la derecha b) P(N2) = 10'625 atm; b2) a la izquierda P(H2) = 31'875 atm y 377.- a) moles de H2, P(NH3) = 7'5 atm moles de N2 394.- a) Kc = c) Kc = 0'4976 M-2 0,4 moles de NH3 b) a la izquierda b) P(H2) = c)[COCl2] = M y 362.- a) se desplaza hacia la iz- P(N2) = [CO]=[Cl2]= M quierda. P(NH3) = b) [COCl2] =41'1318 M y c) Kp = 395.- a) a la izquierda [CO]=[Cl2]= 2'8682 M b) a la derecha 378.- a) moles de H2, c) no influye 363.- 12'574 % en vol de CO2 moles de I2 d) a la izquierda moles de HI 364.- a) izquierda b) Kc = 396.- a) a la izquierda b) derecha b) a la derecha c) derecha 379.- c) a la izquierda 365.- a) Kc = 58'594 M-2 380.- a) 396.- a) Kc = b) "y" = 1'053 moles. b) moles de b) [H2O] = M CH3COOCH2CH3 [H2] = M 366.- Kp = 0'000163 atm-2 c) no ¿ 381.- moles de CO2 367.- a) Pt = 0'83 atm. 397.- a) b) x(NH3)= 0'801; 382.- a) [NO2] = M b) x(H2S)= 0'199 b) [N2O4] = M c) d) 368.- c) el mismo. 383.- a) a la derecha b) moles de H2, 398.- gr de NH4Cl 369.- a) derecha moles de I2 b) izquierda. moles de HI 399.- a) el equilibrio se

desplaza- c) no influye si considera- rá a la izquierda. La cons- mos que la presión per- 384.- moles de NO2 tante de equilibrio dismi- manece ctte. nuirá. d) derecha. 385.- a) el equilibrio se despla- zará a la izquierda. 370.- a) [NO2] = 0,319 M 386.- a) b) [N2O4] = 0,044 M b) 400.- a) a la izquierda


527

b) a la derecha x(N2) = b) Kc a 400ºC > Kc a 25ºC c) aumenta la velocidad x(NH3) = pero el equilibrio no se 413.- a) V = modifica 407.- a) Kc = b) [PCl5] = M d) a la derecha b) [SO2] = M [PCl3] = M [NO2] = M [Cl2] = M 401.- a) Kp1

2 = Kp2 [SO3] = M b1) Kp1 = Kc1(RT)-1/2 [NO] = M 414.- a) no, ya que los produc- b2) Kp2 = Kc2(RT)-1 tos no pueden escapar 408.- Kc = Kp = b) si, ya que al escaparse 402.- a) a la derecha los gases, (productos de la b) a la izquierda, pero au- 409.- a) a la derecha reacción), el equilibrio mentará la velocidad de la b) a la izquierda siempre estará desplazán- reacción. c) a la izquierda dose a la derecha. c) si afecta a la presión, a la derecha, de lo contrario 410.- a) a la izquierda 415.- a1) aumentará no influiría. b) a la derecha a2) no se modificará d) a la derecha c) a la derecha a3) disminuirá d) no se modifica aunque b) disminuirá 403.- aumenta la velocidad con que se alcanza el

equilibrio 416.- a) [Cl2] = M

404.- a) Kp = b) gr de ICl(s) b) moles de CO 411.- P(H2) = moles de CO2 P(H2S) = 417.- a) disminuirá b) no se modificará 405.- a) Kp = 412.- a1) P(HBr): c) aumentará b) Kc = i) disminuirá d) aumentará ii) aumentará 406.- a) Kp = a2) cantidad de NH4Br 418.- a) Kc = Kp = b) Kc = i) aumentará b) no se modificarán. c) x(H2) = ii) disminuirá

Tema 6: 419.- pH = 1'99 427.- pH=5'07; Ka=7'22.10-10 M 433.- pH = 9'03 420.- pH = 1'30 428.- [H+] = 2'38.10-11 M 434.- a) pH = 11'35 (si se aproxima sale pH = 11'48) 421.- pH = 12'38 429.- [HCN] = 1'715.10-6 M b) [HCN] = 0'003 M 422.- pH = 5'0 430.- a) Ka = 1'82.10-5 435.- pH = 8'87 b) pH = 2'87 423.- pH = 6'98 436.- pH = 5'13 431.- a) pH = 0'699 424.- a) pH = 0'3 b) pH = 4'26 437.- [CH3COONa]=9'03.10-3 M b) pH = 13'7 c) pH = 10'18 c) pH = 13 438.- [HCl] = 0'0821 N 432.- [H+]=[HCOO-] = 10-3 M; 425.- pH = 2'04 [HCOOH] = 5'88.10-3 M; 439.- a) V = 133'8 ml [OH-] = 10-11 M b) cualquiera que vire a 426.- pH = 2'495 pH = 3; pOH = 11 pHs neutros.


528

440.- V = 140 ml (la especie S-2 no puede 467.- a) 441.- a) V = 50 ml ser considerada como b) b) fenolftaleina. ácido). 468.- a) 442.- pH = 6'79 457.- a) H2O: ácido; S-2 base; b) OH-: base conjugada y 443.- a) 0'628 N HS: ácido conjugado. 469.- a) disolución ácida. b) 3'77 % b) NH4

+:ácido; OH-: base; b) pH = NH3: base conjugada y 444.- a) pH = 2'88 H2O: ácido conjugado. 470.- a) b) pH = 4'76 c) HNO3: base; HClO4: b) c) pH = 8'73 ácido; H2NO3

+: ácido con- d) pH = 11'68 jugado y ClO4

-: base con- 471.- a) jugada. b) 445.- Las afirmaciones verdade- d) H2CO3: ácido; NaOH: ras son la a) c) f) y h. base; Na2CO3 base con- 472.- a) Ka = jugada y H2O: ácido con- b) pH = 446.- No sobrevivirán (pH=5'04) jugado. c) 447.- pH = 3'07 458.- a) ácida 473.- a) Ka = b) básica b) α = 448.- a) (NH4)2SO4: ácida c) ácida

b) cloruro potásico: neutra d) anfótera 474.- a) Ka = c) CH3COONa: básico b) α = d) Bromuro sódico: neutra 459.- a) aumentará. c) gr de NaOH e) KCN: básica b) disminuirá.

475.- a) Ka = 449.- a) [N2H5

+] = 6'32.10-4 M 460.- a) básico: NH3/NH4+ b) α =

b) pH = 10'8 b) básico: OH-/ H2O

c) ácido: HCl/Cl- 476.- a) [HCOOH] = 450.- Las afirmaciones verda- d) HCO3

- anfótero: b) α = deras son la a) d) y e) ácido: HCO3

-/ CO3-2

básico HCO3-/H2CO3 477.- a) Ka =

451.- a) cloruro amónico: ácida b) α = b)bromuro potásico: neutra 461.- H2SO3 > HCOOH > NH4

+

c) K2CO3 : básica 478.- a) pH = d) Na2SO4: ligeramente 462.- Porque el NaOH es una b) pH = básica base fierte y el HF es un e) nitrato cálcico: neutra ácido semifuerte. 479.- a) [H3O+] = b) [OH-] = 452.- pH = 8'25 463.- a) CH3NH2/CH3NH3

+ C6H5NH2/C6H5NH3

+ 480.- [HCN] = 453.- a) azul de bromotinol NH3/NH4

+ b) rojo de metilo b) C6H5NH3

+ > NH4+ > 481.- Ka =

c) fenolftaleina CH3NH3+

482.- a) [H3O+] = 454.- El electrolito débil se hace 464.- a) pH = más débil. Es una disolu- b) b) [H3O+] = ción amortiguadora o pH = tampón. 465.- a) pH = c) [H3O+] = b) [NO3

-] = pH = 455.- a) α = 0'317 [NH4

+] = b) pH = 2'64 [NH3] = 483.- [HCOOH] = c) α = 5'97.10-3 [OH-] = [HCOO-] = [H3O+] = 456.- HCO3

- > NH4+ >H2S > S-2 466.- [OH-] =


529

484.- pH = a3) NH3 502.- ácida: NH4Cl a4) CH3COO- básica: COONa 485.- a) [N2H5

+] = b) i) V; ii) F; iii) F neutra: NaCl b) pH = 496.- a) 503.- NH3 + H2O 486.- pH = b) NH4

+ + OH- par NH4

+/ NH3 487.- [CH3COONa] = 497.- a) b) 504.- a) el amoniaco es una base b) el cloruro amónico pro- 488.- a) Bromuro potásico: neu- 498.- a) Ver teoría duce una disolución ácida. tra. b1) NH4Cl: ácida b) COONa: básica b2) NaI: básica. 505.- a) CH3COOH/CH3COO-

c) Cianuro sódico: básica b3) CH3COONa: básica. OH-/H2O d) Cloruro cálcico: neutra b4) NaClO4: nutra. b1) i) aumentará; e) NH4NO3: ácida b2) ii) disminuirá 499.- a) por las Ka b3) iii) aumentará 489.- pH = b1) HCO3

-: anfótera b2) NH4

+: ácida 506.- a) SO4-2: base

490.- gr/100 ml b3) NO3-: no es básica ya HCO3

-: anfótero que dicho anión proviene Cl-: no es base ya que di- 491.- % de un ácido fuerte. cho anión proviene de un ácido fuerte. 492.- litros 500.- a) ácido más fuerte: H3O+: ácido HNO2 b) ácido más fuerte: HF 493.- litros b) base más fuerte: base más fuerte: CN- NH3 494.- litros 507.- a) pKb = 501.- a) pH = b) litros 495.- a1) Cl- b) litros c) ácida. a2) OH-

Tema 7: 508.- a) 5; Peq = 42'8 naranja por la presencia

de oxidante.

b) 3; Peq = 65'7 iones dicromato, se torna- b2) Mg (de 0 a 2): se oxida c) 2; Peq = 62'5 rá amarilla al reducirse a y es el Reductor; d) 2; Peq = 63'0 iones Cr(III). H (1 a 0): se reduce, es el oxidante. 509.- a) 1 : 8 == 1 : 8 : 4 512.- a) Ver teoría. b3) S (de -2 a 0): se oxida b) 3:1:8 = 3:2:4 b1) No es redox y es el Reductor; c) 2:5:6 == 2:5:3 b2) Si es Redox: CuO oxi- S (4 a 0): se reduce, es el d) 2:3:6 == 3:2:2 dante y H2 reductor oxidante. e) 2:3:10 == 2:6:8 b3)Si es redox: Cl2 oxi- f) 7:1:3 == 1:6:2 dante y reductor a la vez; 514.- a) Ver teoría. Es una reacción de dismu- b) H2 (0 a 1): pierde elec- 510.- a) 5:2:6 == 5:2:3 tación. trones, se oxida, es el Re- b) la disolución de color doctor. violeta se decolorará. 513.- a) Ver teoría. Cl2 (0 a -1): gana electro- b1) Cu (de 0 a 2): se oxida nes, se reduce, es el oxi- 511.- a) 3:1: 8 == 3:2:4 y es el Reductor; dante. b) la disolución de color S (6 a 4): se reduce, es el


530

515.- a) Fe (2 a 0) e H2 (0 a 1) 530.- a) 2:5:16 2:10:8 550.- a) Recubrimiento de Ag y b) no es redox b) 0'178 M Cu. c) no es redox b) Se recubre de Zn y Mg. 531.- a) 2:5:6 2:5:8 c) Se disuelve el Fe y se. 516.- a) sí es redox: H (-1 a 0) e b) 0'0254 M deposita Cu sobre las pare- H (1 a 0). En los hidruros des y el fondo del reci- metálicos el i.o. del Hidró- 532.- a) 1 : 4 1 : 1 : 2 piente geno es -1 b) V = 139'48 ml d) no hay reacción. b) no es redox c) sí es redox: Cl (1 a -1) y 533.- a) 4 3 : 1 551.- No Cl (1 a 5) b) 8.039'28 J 552.- a) E = -0'2795 V 517.- 8 HNO3 + ZnS 534.- a) 3 : 8 3 : 2 : 4 b) E = -0'3539 V 8 NO2 + ZnSO4 + 4 H2O b) 7'032 gr de Cu(NO3)2 553.- E = -0'822 V 518.- 3H3AsO3+Cr2O7

-2+8H+ 535.- a) 0'108 N 2Cr+3+3H3AsO4+4H2O b) 0'0216 M 554.- a) E = 1'049 V b) el Ni se oxida y la Ag se 519.- 2 MnO2+3 PbO2 + 6 HNO3 536.- 20'55 gr reduce. 3 Pb(NO3)2 +2 H+ + + 2MnO4

- +2 H2O 537.- Peq = 69'7 555.- E = 0'497 V 520.- Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 + 5 C 538.- a) 556.- a) E = 1'084 V 3 CaSiO3 + 5 CO + 2 P b) E = 1'014 V b) 521.- 2MnO4

- + 5H2S + 6H+ 557.- a) Kc = 2'75.10-36 2 Mn+2 + 5 S + 8 H2O 539.- a) b) Si, ya que la constante es muy pequeña. 522.- 2MnO4

- + 3SO3-2 + 2H+ b)

2 MnO2+ 3SO4-2 + H2O 558.- a1) cátodo:

540.- a) 523.- a) MnO2 + 2 Cl- + 4H+ Mn+2 + Cl2 + 2H2O b) a2) ánodo: b) I- + 3 Br2 + 3H2O IO3

- + 6 Br- + 6 H+ 541.- a) a3) global: 524.- a) 2 : 5 : 16 2 : 10 : 8 b) b) 15 moles de CO2 542.- a) b) 525.- a) 1:4 1:4:2 b) V = 11'994 ml b) 559.- a1) cátodo: 526.- V = 56'1 ml 543.- V = 0'23 litros. a2) ánodo: 527.- a) 2:1:6 2:1:3 544.- 58 gr de Na b) 2Al+KClO3 +6HCl 2 AlCl3 +KCl +3 H2O 545.- 41'2 A a3) global: c) 0'8812 gr de Al 546.- Q = +4 528.- a) 1 : 3 2 : 3 b) b) 86'238 % 547.- [Cu+2] = 0'0756 M 560.- 529.- a) 5:1:8 == 5:1:4 548.- V = 0'5449 litros de O2 b) 80'679 % 561.- a) 549.- 25'437 % de cinc b)


531

562.- a) b) 567.- a) Kc = 1'72.10-18 b) Kc = 7'91.1053 c) el I2 es más fácilmente b) oxidado por el ion bromu- 566.- a1) cátodo: ro. 563.- a) 568.- Kc = 9'6.103 b) a2) ánodo: b) Kc = 2'98 c) Kc = 1'72.104 564.- d) Kc = 1'08.1012 a3) global: e) Kc = 6'26.1035 565.- a) b)

Tema 8: 569.- s = 1'37.10-4 gr/l 581.- pH = 10'27 selectiva por este orden: 570.- Kps = 8'1.10-27 M² 582.- [Mn(NO3)2] = 10-15 M 571.- Kps = 2'46.10-8 M3 583.- a) el sistema no se altera. 592.- a) más agua o mejor algún b) precipita AgCl. ácido para que el pH dis- 572.- s = 22'38 mgr/litro c) se disuelve AgCl. minuya. d) precipita AgCl. b) alguna sal con un ion 573.- a) s = 5'49.10-9 gr/litro común. b) s'= 1'96.10-4 gr/litro 584.- a) precipita AgBrO3. b) [Ag+] = 0'0007 M;; 593.- a) disminuirá. 574.- a) s = 1'9176 gr/litro [NO3

-] = 0'04 M; b) aumentará. b) 0'7938 gr [Na+] = 0'12 M [BrO3

-] = 0'0807 M 594.- 575.- No se forma precipitado. 585.- a) Kps = 6'91.10-12 M3 595.- 576.- a) precipita antes AgCl. b) s = 1'2.10-4 M b) [Ag+] = 9'43.10-9M c) s = 6'91.10-8 M 596.- 577.- a) 2'82.10-3 M 586.- Ver teoría 597.- a) b) Kps = 8'94.10-8M3 b) c) 0'0116 gr/litro. 587.- 598.- 578.- a) 1'56.10-4 gr/litro. 588.- a) precipitará CaF2 b) 1'56.10-16 gr/litro. b) no se disolverá 599.- a) c) se disolverá más canti- b) 579.- a) 6'69.10-5 M dad de CaF2 b) 1'2.10-8 M 600.- a1) c) igual que a) ya que no 589.- en agua. a2) hay ningún ion común. b) d) 5'47.10-6 M 590.- a) porque el pH es mayor. e) igual que a) b) por el efecto del ion 601.- a) común b) 580.- [OH-]mín = 2.10-12 M c) la solubilidad disminuye [OH-]máx = 5'65.10-7 M 591.- Irán precipitando de

forma con el AgNO3 por el efec-


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to del ion común. 608.- 617.- a) b) 602.- a) 609.- b) 618.- [Ag+] = c) 610.- [Ag+] =

d) cualquier base para que 619.- a) el pH aumentase. 611.- a) b) [Ag+] = b) [NO3

-] = 603.- [Ag+] = c) [Na+] = [Cl-] = [BrO3

-] = [Br-] = 612.- a) b) 620.- a) 604.- a) c) b) b) 613.- a) 621.- [Pb+2]máx = 605.- a) b) [Ca+2] = 622.- [Ba+2] = b) 623.- [Ag+] = 606.- a) 614.- a) b) gr b) 624.- añadir un ácido para bajar [Ba+2] = el pH, ya que dicha sal [SO4

-2] = 615.- a) producirá un pH básico. [Cl-] = b) [Na+] = 625.- a) disminuirá. 616.- b) aumentará. 607.- a) c) no se modificará. b) d) aumentará.

Tema 9:

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Libro Guia Apuntes Quimica 2Bach 100cia