programa quimica 5to año.estequiometrÍa
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ESTEQUIOMETRÍA1. SUSTANCIAS Y
MEZCLAS: ELEMENTOS Y COMPUESTOS.
2. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.
3. LEYES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS.
3.1. Conservación de la masa.
3.2. Proporciones definidas.
3.3. Proporciones múltiples.
3.4. Pesos de combinación.
4. PRINCIPIO DE AVOGADRO: CONCEPTO DE MOLÉCULA.
4.1. Fórmulas químicas. Masa molecular.
4.2. Fórmula química y fórmula molecular.
5. NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL.
5.1. Masa de un mol
5.2. Volumen molar
5.3. Mol y equivalente
6. ESTADOS DE AGREGACIÓN.
6.1. Características.
6.2. Cambios de estado.
6.3. Leyes de los gases.
7. DISOLUCIONES.
7.1. Clasificación.
7.2. Formas de expresar la concentración.
7.3. Propiedades coligativas
8. REACCIONES QUÍMICAS.
8.1. Ajuste de reacciones químicas
8.2. Cálculos estequiométricos
ESTEQUIOMETRÍA
1. ¿Se podría afirmar que 1 mol de hierro medido a P=1 atm. y t=0ºC ocupa 22,4 L?
2. ¿Dónde hay mayor número de moléculas: en 88 g. de dióxido de carbono o en 14 g. de gas nitrógeno?
3. ¿Dos volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de P y Tª, tienen la misma masa?
4. ¿Qué significa que el peso atómico del fósforo es 31?
5. ¿Se podría afirmar que sólo si se encuentra en condiciones normales 1 mol de oxígeno contiene un Número de Avogadro de moléculas?
6. Explica por qué la masa de algunos elementos es decimal.
7. ¿Cuándo la M de una disolución coincide con su N?
8. ¿Qué cantidad de disolvente añadirías a 2 moles de soluto para preparar una disolución 1 M?
9. ¿Sería correcto afirmar que 2 g. de hidrógeno reaccionan con 1 g. de oxígeno para formar 3 g. de agua?
10.¿Se podrían atacar totalmente 2 g. de Al con 130 c.c. de ácido sulfúrico 0,1 M?
ESTEQUIOMETRÍA
EJERCICIOS Y PROBLEMAS
FORMULACIÓN
INORGÁNICA
FORMULACIÓN
ORGÁNICA
FÓRMULAS
GASESDISOLUCI
ONESESTEQUIOM
ETRÍA
FORMULACIÓN INORGÁNICA
1. Nitrato amónico 21. Tetróxido de dinitrógeno.2. Clorato potásico. 22. Fluoruro potásico.3. Carbonato magnésico. 23. Hidrogenosulfato de
aluminio.4.Sulfuro cálcico. 24. Piroarsenito de mercurio(I).5.Metafosfito sódico. 25. Silicato magnésico.6.Trioxonitrato(V) de sodio. 26. Bromuro ferroso.7. Permanganato potásico. 27.Perclorato de bario.8. Hidrogenosulfuro de plata 28. Nitrato de cobre(II).9. Peróxido de calcio. 29. Ión férrico.10. Cloruro amónico. 30. Ión sulfato11. Sulfito bárico. 31. .Ión platínico.12. Dicromato sódico. 32. Ión Cromo(III).13. Hipoclorito cúprico. 33. Ión Sulfuro.14. Sulfuro férrico. 34. Ión Permanganato.15. Nitrito de aluminio. 35. Ión nitrato.16. Fosfato cálcico. 36. Ión Cromato.17. Ortosilicato de plomo(II). 37. Ión Hidrogenocarbonato.18. Carbonato ácido de magnesio. 38. Ión Mercurio(II).19. Yoduro potásico. 39. Ión Amonio.20. Sulfito niquélico 40. Amoníaco.
FORMULACIÓN ORGÁNICA
1. 1,3-butadieno. 21. 2-pentanol.2. Fenol. 22. 3-hidroxipentanal3. Etilmetil cetona. 23. Benzaldehído.4. 2-pentanona. 24. Dimetil éter.5. Ácido metanoico. 25. Ácido acético.6. Ácido 3- hidroxipentanoico. 26. Ácido 3-oxopentanoico.7. Etanoato de fenilo. 27. Benzoato de etilo.8. Metanoato de etilo. 28. Acetato de metilo.9. Etilfenilamina. 29. P-nitrofenol.
10. Ácido etanodioico. 30. Ácido m-aminobenzoico.11. 2,3-pentanodiona. 31. 1,3-pentanodiol.12. Propanoamida. 32. N-metilbutanoamida.13. Cianuro de propilo. 33. Etanonitrilo.14. Ácido 3-cianopentanoico. 34. Ácido 3-nitropentanoico.15. Ácido 3-aminopentanoico. 35. Etanoato sódico.16. Benzoato sódico. 36. p-diclorobenceno.17. Ácido ciclohexanoico. 37. M-dimetilbenceno.18. Trietilamina. 38. Dimetilcetona.19.Difeniléter. 39. Cianuro de fenilo.20.Etanoamida. 40. Propanal.
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Nombrar
1. CH3-CH=CH-CH2-CO-CH3
2. CH3-CHOH-CH2-CO-CH3
3. CH3-NH-CH2-CH3
4. CH3-CH2COOCH3
5. CH3CN
6. CH3-CO-CH2-CH2-CHO
7. HOOC-COOH
8. CH2=CH-CH2-COOH
9. CH3-O-CH3
10. CH3-CHOH-CH2-CH2OH
FÓRMULAS -GASES
1. Un recipiente de 2 litros contiene a 27ºC una mezcla de gases formada por 0,8 g. de monóxido de carbono, 1,6 g. de dióxido de carbono y 1,4 g. de metano. Calcula: a) número de moles de cada gas, fracción molar de cada gas. c) la presión total y la parcial de cada gas.
2. En un recipiente vacío de 10 L de capacidad se introducen 1,8 g. de agua y 8,6 g. de hexano y se calienta a 227ºC, con lo que las dos sustancias se vaporizan. Suponiendo un comportamiento ideal, calcula la presión total en el interior del recipiente a esa temperatura.
3. Se recoge nitrógeno sobre agua a 25ºC y 740 mm de Hg. Si el volumen total es de 16 litros, ¿Cuántos gramos de nitrógeno se han recogido?( Pvdel agua a dicha temperatura vale 23,8 mm de Hg).
4. Al disolver 4,00 g de una sustancia no volátil en 70,50 g. de tetracloruro de carbono el punto de ebullición se eleva 1,11ºC. Halla la masa molecular de dicha sustancia. Ke(Cl4C)= 5,03ºC/molal.
5. 0,252g de una sustancia orgánica formada por C, H, O y N dio en su combustión las siguientes cantidades: 0,185g de CO2, 0,151g de H2O, 94 c.c. de N2 medido en c.n. Para la determinación de su peso molecular se hizo la siguiente prueba crioscópica: se disolvieron 3,6 g de dicha sustancia en 100g de agua y se observó que el descenso crioscópico de dicha disolución fue de 1,15ºC. Halla la fórmula de la sustancia.
6. Calcula la fórmula molecular de un ácido orgánico cuya composición centesimal es: C=48,64%, H = 8,11% y O = 43,24%, sabiendo que su sal de plata posee un peso molecular de 181. Calcula su fórmula molecular y los ml de NaOH 0,1 N que son necesarios para neutralizar 2 g de dicho ácido.
7. 1,5 g. de una muestra que contiene C, H, O se quemó completamente obteniendo como productos de reacción 1,738g de CO2 y 0,711g de agua. Determina su fórmula empírica.
8. En la combustión de 0,785 g de un compuesto orgánico se forman 0,921 g de agua y 1,50g de dióxido de carbono. Para determinar su peso molecular se vaporizan 0,206 g de la sustancia recogiendo un volumen de 108 c.c. de dicho vapor sobre agua a 17ºC y 756 mm de Hg. Si la Pv del agua a dicha temperatura es de 12 mm de Hg. Halla la fórmula molecular de dicho compuesto.
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DISOLUCIONES
1. Se disuelven 25 g. de hidróxido sódico en 160 g. de agua. Si la densidad de la disolución resultante es 1,08 g/mL, determina la concentración de la disolución en % en peso, M, N.
2. ¿ En cuál de las siguientes disoluciones hay mayor cantidad de ácido sulfúrico? a) 400c.c. de una disolución 2,5 N b) 40 c.c de una disolución al 25% y d= 1,4 g/c.c.
3. Un ácido clorhídrico concentrado contiene 35,28% en peso de HCl y su d =1,175 g/c.c.. Calcula la N de dicho ácido y el volumen de este ácido que se necesita para preparar 2,5 litros de ácido 1,8 N. Si se toman 25 c.c. del ácido concentrado y se añade agua hasta completar un volumen de 250 c.c., determina la N de la disolución diluida preparada.
4. Se disuelven 6,3 g de ácido nítrico en agua hasta completar 1 litro de disolución. Calcula: a) Normalidad b) De dicha disolución se toman 200c.c. y se les añade más agua, hasta completar 0,5 litros. ¿cuál es la N de la nueva disolución?
5. Se mezclan 150 c.c. de disolución 2 M de hidróxido sódico con 50 c.c.
de otra disolución 0,5 M de dicha base. Deduce la M y N de la disolución resultante.
6. Una disolución acuosa de ácido perclórico al 35% en peso tiene una d=1,19 g/mL. ¿Cuál es su M? Si se mezclan 250 c.c. de la disolución anterior con 200 c.c. de otra disolución de ácido perclórico 1,5 N. ¿Cuál será la N de la disolución resultante?. Considérense los volúmenes aditivos.
7. Se disuelven 5 g. de Nitrato cálcico en agua hasta completar 250 c.c. de disolución. Suponiendo que la sal se encuentra totalmente disociada, calcula: a) M del nitrato cálcico. b) La concentración molar de cada ión.
8. Se mezclan 50 c.c de una disolución 2 N de ácido sulfúrico con 200 c.c de otra disolución 0,1 N de dicho ácido. Deduce la N y M de la disolución resultante.
9. Se mezclan 50 c.c. de una disolución de sulfato de sodio 0,5 M con 300 c.c. de una disolución de cloruro de sodio 0,2 M. suponiendo que los volúmenes son aditivos, determina la concentración molar de iones sodio en la disolución resultante.
10. Calcula la M de la disolución resultante de mezclar 100 c.c. de una disolución de HNO3 0,2M con 100 c.c. de una disolución de HNO3concentrado de 78% de riqueza en peso y d=1,2g/ml.
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ESTEQUIOMETRÍA
1. Una muestra de 150 g. de zinc metálico se calienta hasta que se vaporiza y a continuación se quema en exceso de oxígeno. Una vez que la reacción ha terminado se recogen 160 g. de óxido de zinc. Calcula el rendimiento del proceso.
2. Se tratan 4,25 g. de aluminio en polvo con 40 ml de disolución 0,5 M de ácido sulfúrico. Determina la cantidad de sal formada y el volumen, en dm3 , ocupado por el gas formado si se mide a 15ºC y 745 mm de Hg.
3. Calcula el V de hidrógeno que se obtendrá, medido en c.n., tratando 90 g de Zn con exceso de ácido sulfúrico si el rendimiento previsto es del 80%.
4. El Fósforo se obtiene mediante la siguiente secuencia de reacciones:
a) Fosfato cálcico ® óxido de calcio + óxido de fósforo(V)b) Óxido de fósforo(V) + Carbono ® Fósforo + monóxido de carbono Ajusta las reacciones y determina la masa de Fósforo que puede obtenerse a partir de 2000 g de fosfato cálcico, con un rendimiento del 65%.
5. El Ca(NO3)2 puede obtenerse por reacción del CaCO3 con HNO3. Si se hacen reaccionar 250 g de CaCO3 del 82% de pureza con 500mL de HNO3 3M, calcula la cantidad de nitrato obtenido si el proceso transcurre con un rendimiento del 93%.
6. Se hacen reaccionar 10,0 g de óxido de aluminio con exceso de ácido clorhídrico y se obtienen 25,0 g de cloruro de aluminio. Calcula el rendimiento del proceso.
7. El amoníaco se puede obtener calentando cloruro amónico con hidróxido de sodio. Calcula cuántos gramos de una muestra de cloruro de amonio que tiene un 88% de riqueza, se necesitan para obtener 3 litros de amoníaco medidos a 25ºC y 1 atm.
8. Una muestra de 20 g. de propeno se hacen reaccionar con exceso de HBr. Se obtienen 40 g. de 2-bromopropano. Calcula el rendimiento porcentual de la reacción.
9. ¿Qué volumen de una disolución de ácido clorhídrico 0,5 N se necesita para disolver una muestra de 1,76 g. de un mineral de zinc con un 34,1% de pureza?. ¿ Cuál será la presión del gas obtenido, si la reacción se lleva a cabo en un recipiente cerrado de 0,5 L de capacidad, siendo la temperatura de 18ºC?.
10. El ácido adípico (hexanodioico), es una de las materias primas que se utilizan en la fabricación del nylon, se obtiene oxidando el ciclohexano con oxígeno, formándose también agua, determina:
a. La cantidad teórica de ácido adípico que debería obtenerse si se utilizan 50,0 g de ciclohexano.
b. El rendimiento de la reacción si se obtienen 67,0 g de ácido adípico.
11. Calcula los gramos de hidróxido cálcico del 75% de riqueza que son necesarios para neutralizar 100 c.c. de ácido nítrico de d= 1,20 g/c.c. y 78% de riqueza.
12. La obtención del bismuto metal puede hacerse en dos pasos: El mineral sulfuro de bismuto(III) se somete a tostación en corriente de aire, con lo que se obtienen el óxido del metal y dióxido de azufre. Seguidamente, el óxido de bismuto(III) obtenido se reduce a bismuto metal con carbón, desprendiéndose monóxido de carbono, calcula:
a. Suponiendo un rendimiento del 100%, calcula los Kg de mineral se necesitará para obtener 1 Kg de metal, sabiendo que el mineral contiene un 30% de impurezas.
b. ¿Cuántos litros de gases (a P=1 atm y 273ºK), que pueden producir lluvia ácida se emitirán al ambiente en el caso anterior?
13. Una muestra de 1,00 g compuesta por Na2CO3 y K2CO3, se trata con HCl y se obtiene una mezcla de 1,091 g de NaCl y KCl. Calcula la composición de la mezcla inicial en % de cada componente.
14. Se descompone por calentamiento una mezcla de 4,00g de KClO3 y
KClO4obteniéndose 2,4 g de KCl. Además de este producto, se obtiene oxígeno en las dos reacciones simultáneas de descomposición. Calcula el % de cada sal en la mezcla inicial.
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http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html pagina estequiometria)
TEMA 1.Estructura atómica.
ESTRUCTURA ATÓMICA
1. Partículas subatómicas.
2.Modelo atómico de Rutherford.
3. Orígenes de la teoría cuántica.
3.1. Hipótesis de Planck.
3.2. Efecto fotoeléctrico.
4. Espectros atómicos. Átomo de Hidrógeno.
5. Modelo atómico de Bohr.
6. Introducción a la Mecánica Cuántica.
6.1.Dualidad onda-corpúsculo.
6.2. Principio de incertidumbre.
6.3. Ecuación de Schödinger.
6.4. Orbitales atómicos. Números cuánticos.
7. Configuraciones electrónicas.
8. Clasificación periódica de los elementos.
9. Propiedades periódicas.
9.1. Tamaño de los átomos.
9.2. Energía de ionización.
9.3. Afinidad electrónica.
9.4. Electronegatividad.
ESTRUCTURA ATÓMICA
1. ¿Cuántos subniveles hay en el cuarto nivel (n=4) de energía?2. ¿Cuántos orbitales tiene un átomo en el tercer nivel de energía?
3. ¿En qué nivel de energía tiene 16 orbitales un átomo de hidrógeno?
4. De los orbitales 4d y 5s ¿cuál tiene menor energía?
5. ¿Cuáles son las analogías y diferencias entre los tres orbitales 3p de un átomo?
6. ¿En qué se parecen y se diferencian los orbitales 2s y 2p? ¿ y el 1s y el 2s?
7. Escribe los números cuánticos que identifican a los orbitales: 2p , 3d , 5s y 4f.
8. ¿Existirían los orbitales definidos por los números cuánticos (1,1,0) , (2,1,2) , (3,1,-1) , (3, -1, 1)?.
9. ¿Cuál es la configuración electrónica característica de un metal de transición? ¿ y la de un halógeno?
10. Escribe la configuración electrónica de: K , P , Br , F , Ne, Fe, Ba , O y Zn ¿Cuál o cuáles de dichos elementos presentan electrones desapareados?.
11. Ordena los siguientes elementos según el valor creciente de su energía de ionización: Ca , Se, Br , K, Co y F.
12. Compara el tamaño de los iones: potasio y calcio.
13. Compara el tamaño del átomo de cloro y el del ión cloruro.
14. ¿Puede ser la afinidad electrónica negativa?
15. ¿Cuál sería la definición de la segunda energía de ionización?
ESTRUCTURA ATÓMICA1. El umbral fotoeléctrico del cobre viene dado por una l = 3200 A. Si
incide sobre una lámina de cobre una radiación de l =2500 A, determínese si se produce efecto fotoeléctrico, trabajo de extracción, velocidad de los electrones expulsados y el valor de la longitud de onda asociada a dichos electrones.
2. Determínese el tránsito electrónico que experimenta el electrón de un átomo de hidrógeno en estado fundamental, cuando se somete a una radiación de 95 nm de longitud de onda.
3. Calcule la energía (en Julios y en eV) y la cantidad de movimiento de un fotón de luz roja de 6.103 A de longitud de onda.
4. Determine la frecuencia, longitud de onda y energía asociada a la radiación correspondiente a la 3ª línea de la serie de Lyman.
5. La energía cinética asociada a un neutrón emitido en un proceso de fisión es de 0.08 eV, determine la frecuencia y longitud de onda asociada a dicho neutrón.
6. Determine los cuatro números cuánticos del último electrón (diferenciador) de los elementos cuyos números atómicos son: 19 , 26 , 36
.7. Explique los conceptos de estado fundamental y de estado excitado de
un átomo aplicados a algún elemento del 2º periodo de la Tabla periódica. Justifique su relación con los espectros atómicos.
8. ¿Cuáles de las siguientes configuraciones en el estado fundamental cumplen el principio de Pauli?. 1s2 2s12p7 ; 1s2 2s2 2p5 ; 1s2 2s3 ; 1s2 2s2 2p63s1
9. Razone en qué se parecen y se diferencian las siguientes parejas de electrones. (2,1,0,1/2) y (2,1,1,1/2) ; (3,2,1,1/2) y (3,1,0,-1/2). identifique el orbital que ocupan.
10. Identifique los números cuánticos correspondientes a los electrones: 4d9 ; 3p3 ; 4f4 ; 1p2 ; 2s2.
11. Razone la validez o no de las siguientes configuraciones electrónicas:
a) 1s2 2s2 2p4 3d1 b) 1s2 2s3 2p6 c) 1s2 2s2 2px22pY2
d)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
12. Dados los elementos de ZA= 34 ; ZB = 29 ; ZC = 13 ; ZD = 17 ; ZE = 38 Localice dichos elementos en el S.P. y realice la configuración electrónica de sus formas iónicas más estables.
13. La configuración electrónica del elemento X es: 1s22s2 p6 3s2 p6 d10 4s2 p1. ¿Cuál es su nº atómico? ¿De qué elemento se trata?. Si X se presenta en la naturaleza como una mezcla de 69X y 71X en la proporción del 60% y 40% respectivamente, calcular el peso atómico aproximado de X.
14. Dadas las siguientes distribuciones electrónicas para átomos neutros: A: 1s2 2s2 p6 3s1 B:1s22s2p6 6s1 Razonar la veracidad de las siguientes afirmaciones: a) Para pasar de A a B se necesita Energía b) A y B representan elementos diferentes c) Se necesita menos energía para extraer un electrón de B que de A.
15. Las especies químicas H, He+ y Li2+ son isoelectrónicas ¿Cuál de ellas posee mayor energía de ionización? ¿y mayor radio?
16. Justifique los valores de las cuatro energías de ionización del B: 191, 578, 872, y 5962 Kcal/mol.
17. Escriba el nombre, símbolo y el grupo al que pertenece el elemento de menor número atómico que tenga en su estado fundamental: a) un electrón p b) Los orbitales p completos c) Un electrón 4s d) Cuatro electrones p. Justifique razonadamente cuál de dichos elementos posee mayor potencial de ionización, cuál mayor tamaño atómico y cuál mayor afinidad electrónica.
18. Justifique razonadamente:
a. Localización en el S.P y valencias iónicas más importantes de los elementos ZA=16 ; ZB=38 ; ZC=24 ; ZD=10 ; ZE=33
b. Valores de los números cuánticos de su electrón más externo.
c. Configuración electrónica de: A2- ; B ; C ; D+ ; E2+
19. Las primeras energías de ionización para una serie de átomos consecutivos en el S.P son 10,5 ; 11,8 ; 13,1 ; 15,8 ; 4,3 ; 6,1 (eV/áto) respectivamente. Razone cuál de ellos será un anfígeno , cuál un halógeno y cuál un alcalino.
20. ¿Cuál de los elementos de ZA=27 y ZB=21 posee menor radio?
TEMA 2. Enlace Químico.
ENLACE QUÍMICO
1. ENLACE QUÍMICO.2. TIPOS DE ENLACE.
3. ENLACE IÓNICO.
3.1. Características.
3.2. Energía reticular.
3.3. Ciclo de Born-Haber.
3.4. Características de los compuestos iónicos.
4. ENLACE COVALENTE.
4.1. Características.
4.2. Teoría de Lewis.
4.3. Teoría del enlace de valencia.
4.4. Geometría de las moléculas.
4.4.1. Método RPECV
4.4.2. Hibridación.
4.5.Resonancia.
4.6. Propiedades del enlace covalente.
4.6.1. Polaridad.
4.6.2. Longitud de enlace.
4.6.3. Energía de enlace.
4.6.4. Propiedades magnéticas.
4.6.5. Ácidos y bases de Lewis.
4.6.6. Características de los compuestos covalentes.
5. ENLACE METÁLICO. Teoría de bandas. 6. ENLACES INTERMOLECULARES.
6.1. Enlace por puente de Hidrógeno.
6.2. Fuerzas de Van der Waals.
ENLACE QUÍMICO
1. Compara las temperaturas de fusión de: CaO , MgO.2. Sabiendo que los puntos de fusión del HF y del HBr son 19,5 y
-67ºC respectivamente. Justifica el por qué de dichos valores si la masa molecula del HF es inferior a la del HBr.
3. ¿Qué tipo de hibridación presentan los compuestos orgánicos de doble enlace?
4. Justifica la polaridad de la molécula de trifluoruro de boro, a partir de la teoría de RPECV.
5. Compara la energía de enlace de las moléculas de hidrógeno
y flúor.
6. ¿Qué diferencias presentan respecto de la conductividad eléctrica los compuestos según su tipo de enlace?
7. ¿Cuál es la magnitud determinante de la estabilidad de un compuesto iónico? ¿De qué variables depende?
8. ¿Se podría afirmar que toda molécula que sea apolar presenta enlaces apolares?
9. ¿Cuáles son las condiciones que deben cumplir las moléculas para que éstas presente enlace por puente de hidrógeno?
10. Justifica por la teoría de RPECV y la de hibridación la geometría de la molécula de amoníaco.
ENLACE QUÍMICO1. El umbral fotoeléctrico del cobre viene dado por una l = 3200
A. Si incide sobre una lámina de cobre una radiación de l =2500 A, determínese si se produce efecto fotoeléctrico, trabajo de extracción, velocidad de los electrones expulsados y el valor de la longitud de onda asociada a dichos electrones.
2. Determínese el tránsito electrónico que experimenta el electrón de un átomo de hidrógeno en estado fundamental, cuando se somete a una radiación de 95 nm de longitud de onda.
3. Calcule la energía (en Julios y en eV) y la cantidad de movimiento de un fotón de luz roja de 6.103 A de longitud de onda.
4. Determine la frecuencia, longitud de onda y energía asociada a la radiación correspondiente a la 3ª línea de la serie de Lyman.
5. La energía cinética asociada a un neutrón emitido en un proceso de fisión es de 0.08 eV, determine la frecuencia y longitud de onda asociada a dicho neutrón.
6. Determine los cuatro números cuánticos del último electrón (diferenciador) de los elementos cuyos números atómicos son: 19, 26, 36.
7. Explique los conceptos de estado fundamental y de estado
excitado de un átomo aplicados a algún elemento del 2º periodo de la Tabla periódica. Justifique su relación con los espectros atómicos.
8. ¿Cuáles de las siguientes configuraciones en el estado fundamental cumplen el principio de Pauli?. 1s2 2s12p7 ; 1s2 2s2 2p5 ; 1s2 2s3 ; 1s2 2s2 2p63s1
9. Razone en qué se parecen y se diferencian las siguientes parejas de electrones. (2,1,0,1/2) y (2,1,1,1/2) ; (3,2,1,1/2) y (3,1,0,-1/2). identifique el orbital que ocupan.
10. Identifique los números cuánticos correspondientes a los electrones: 4d9 ; 3p3 ; 4f4 ; 1p2 ; 2s2.
11. Razone la validez o no de las siguientes configuraciones electrónicas:
a) 1s2 2s2 2p4 3d1 b) 1s2 2s3 2p6 c) 1s2 2s2 2px22pY2
d)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
12. Dados los elementos de ZA= 34 ; ZB = 29 ; ZC = 13 ; ZD = 17 ; ZE = 38 Localice dichos elementos en el S.P. y realice la configuración electrónica de sus formas iónicas más estables.
13. La configuración electrónica del elemento X es: 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d10 4s2 p1. ¿Cuál es su nº atómico? ¿De qué elemento se trata?. Si X se presenta en la naturaleza como una mezcla de 69X y 71X en la proporción del 60% y 40% respectivamente, calcular el peso atómico aproximado de X.
14. Dadas las siguientes distribuciones electrónicas para átomos neutros: A: 1s2 2s2 p6 3s1 B:1s22s2p6 6s1 Razonar la veracidad de las siguientes afirmaciones: a) Para pasar de A a B se necesita Energía b) A y B representan elementos diferentes c) Se necesita menos energía para extraer un electrón de B que de A.
15. Las especies químicas H, He+ y Li2+ son isoelectrónicas ¿Cuál de ellas posee mayor energía de ionización? ¿y mayor radio?
16. Justifique los valores de las cuatro energías de ionización del B: 191, 578, 872, y 5962 Kcal/mol.
17. Escriba el nombre, símbolo y el grupo al que pertenece el elemento de menor número atómico que tenga en su estado fundamental: a) un electrón p b) Los orbitales p completos c) Un electrón 4s d) Cuatro electrones p. Justifique razonadamente cuál de dichos elementos posee mayor potencial de ionización, cuál mayor tamaño atómico y cuál mayor afinidad electrónica.
18. Justifique razonadamente:
a. Localización en el S.P y valencias iónicas más importantes de
los elementos ZA=16 ; ZB=38 ; ZC=24 ; ZD=10 ; ZE=33
b. Valores de los números cuánticos de su electrón más externo.
c. Configuración electrónica de: A2- ; B ; C ; D+ ; E2+
19. Las primeras energías de ionización para una serie de átomos consecutivos en el S.P. son 10,5 ; 11,8 ; 13,1 ; 15,8 ; 4,3 ; 6,1 (eV/áto) respectivamente. Razone cuál de ellos será un anfígeno, cuál un halógeno y cuál un alcalino.
20. ¿Cuál de los elementos de ZA=27 y ZB=21 posee menor radio?
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TEMA 3. Energía de las reacciones
TERMOQUÍMICA
1. CONCEPTOS BÁSICOS
1. Sistemas. Tipos
2. Variables termodinámicas.
2. PRIMER PRINCIPIO DE TERMODINÁMICA.1. U ,Q, W. Criterios de signos.2. Ecuación
3. Calores de reacción a V y P cte. Entalpía.
4. Relación Qp y Qv
5. Diagramas entálpicos
6. Ecuaciones termoquímicas.
7. Entalpías de formación, combustión, reacción.
8. Ley de Hess
9. Energías de enlace.
3. ENTROPÍA. ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES.
1. Entropía.
2. 2º Principio de Termodinámica.
3. Energía libre de Gibbs.
TERMOQUÍMICA
1. Clasifica las siguientes magnitudes en intensivas y extensivas: Calor, temperatura, volumen, trabajo, presión, densidad, entalpía, entropía y energía libre de Gibbs.
2. ¿En qué condiciones la entalpía de una reacción es igual a la energía interna?
3. Predice en cada uno de los procesos siguientes cómo será la variación de la entropía.
Perclorato potásico se descompone en Clorato potásico + oxígeno
Condensación de agua.
Disociación del nitrógeno molecular.
4. Relación entre Qp y Qv en el proceso descomposición del Clorato sódico en Cloruro de sodio y O2
5. ¿El proceso de disolución de un precipitado que sea endotérmico se favorece a Tª elevada.?
6. ¿Sería correcto afirmar que en un proceso exotérmico son más estables los productos de reacción que los reactivos?
7. ¿Toda reacción exotérmica es espontánea?
8. Dibuja el diagrama entálpico de un proceso endotérmico.
9. Formula el primer principio de Termodinámica e identifica las variables que lo definen.
10. Establece los valores que debe tomar la Tª para que un proceso sea espontáneo.
TEMA 4. Cinética química
CINÉTICA QUÍMICA
1. VELOCIDAD DE REACCIÓN. UNIDADES.2. TEORÍA DE LAS REACCIONES
1. Teoría de colisiones.
2. Teoría del estado de transición.
3. FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD.
1. Naturaleza de los reactivos
2. Concentración de los reactivos.
3. Temperatura. Ecuación de Arrhenius.
4. Presión.
5. Catalizadores.
4. MECANISMOS DE REACCIÓN. MOLECULARIDAD.
CINÉTICA QUÍMICA
Suponiendo que el proceso 2A® B es elemental, determina la ecuación de la velocidad, orden de reacción. ¿qué le ocurriría a la velocidad del proceso si la concentración de A se triplicase?
Define: velocidad de reacción, constante de velocidad y razona su dependencia con la Tª y la concentración.
Determina el orden de reacción y la ley de velocidad para un proceso para el que la velocidad vale 1.10-5 mol/l.s cuando la concentración del reactivo A es 0,5 M y 27.10-5mol/l.s cuando la concentración es 1,5 M.
Determina la velocidad y la constante de velocidad para el proceso elemental 2A® B Cuando la concentración de A = 6.10-2 M, si se sabe que el valor de la velocidad de dicho proceso es 4.10-6 mol/l.s cuando la concentración de A es 0,2 M .
Conocidas las energías de activación y las entalpías para las siguientes reacciones elementales:
1) Monóxido de cloro ® Cloro + oxígeno sabiendo que Ea=92 KJ/mol D H=30 KJ/mol.
2) Ión yoduro + Ión hipoclorito ® Ión cloruro + Ión hipoyodito sabiendo que Ea=30KJ/mol D H = - 50KJ/mol
Escribe la expresión de la velocidad de reacción en función de la concentración de los reactivos y de productos para la reacción 1.
Indicar la molecularidad y los órdenes de reacción para las dos
reacciones.
Diagramas entálpicos y valores de las Ea de las reacciones inversas.
6. Sea la reacción 2A + B = 3C , que transcurre en una etapa simple.
Exprese la velocidad de reacción, vr , indicando sus unidades, en función del reactivo A y del producto C.
La ecuación cinética de esa reacción es v = K [ A] [ B] . Indique el orden total de la reacción, así como las unidades de la constante cinética K.
7. Sabiendo que para la reacción elemental:
Óxido de cloro(I) ® Cloro + oxígeno siendo Ea = 92 KJ/mol D H = -200 KJ/mol
Expresa la velocidad del proceso en función de los reactivos y productos.
Escribe la ecuación de la velocidad. Unidades de K. Orden de reacción. Molecularidad.
Diagrama entálpico.
Temperatura para la cual dicho proceso será espontáneo.
8. Sea la reacción elemental: 2 A(g) ® B(g) +3C(g) siendo D H= -150KJ/mol
Expresa la velocidad de reacción, vr en función del reactivo A y del producto C.
Expresa la ecuación cinética de esa reacción. Unidades de la constante cinética.
Razona cómo variaría su velocidad si la concentración de A se duplicara.
CINÉTICA QUÍMICA
1. La reacción de descomposición del dióxido de nitrógeno en monóxido de nitrógeno y oxígeno, es de orden 2. formula la reacción y su ecuación cinética ¿Cómo se modificaría la velocidad de reacción si se duplicase la P del dióxido de nitrógeno?
2. Dibuja el diagrama entálpico de un proceso cuya entalpía vale 130 KJ/mol y cuya Ea vale 200 KJ/mol.
3. ¿Se podría afirmar que todas las reacciones exotérmicas son rápidas y que las endotérmicas son lentas?
4. Deduce las unidades de la constante cinética de una reacción de 2º orden total.
5. ¿La velocidad de una reacción conserva el mismo valor numérico durante todo el tiempo que dure la reacción?
6. Representa en un mismo diagrama entálpico de un proceso exotérmico sin catalizador y el mismo proceso realizado en presencia de un inhibidor.
7. ¿Cómo afecta a la velocidad de reacción y a la constante
cinética una reducción del volumen?
8. Sabiendo que un proceso transcurre con una variación entálpica de 200 KJ/mol ¿Cuál de los siguientes valores de Ea le correspondería al proceso directo 250 KJ/mol 159 KJ/mol.
9. Determina el orden de reacción de un proceso sabiendo que si la concentración del reactivo A vale 0,5 M la v = 0,00001 mol/Ls y cuando la concentración de A vale 1,5 M el valor de v = 0,00027.mol/Ls.
10. ¿Cómo se vería afectada la K de un proceso si se duplicara la Tª del mismo?
TEMA 5.Equilibrio químico
.
1. Condiciones.
2. Características.
2. LEY DEL EQUILIBRIO.
Ley de acción de masas.
Equilibrios heterogéneos.
Equilibrios por etapas.
Kc , Kp , Kx . Relación.
Grado de disociación. Relación K y a.
3. FACTORES QUE MODIFICAN EL EQUILIBRIO.
Ley de Le Chatelier.
Temperatura.
Presión.
Concentración.
Catalizadores.
4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS
Solubilidad.
Producto de solubilidad.
Relación entre S y Ks
EQUILIBRIO QUÍMICO1. ¿Qué relación hay entre Kp del equilibrio de disociación de 1 mol de tetróxido de dinitrógeno en dióxido de nitrógeno y la Kp correspondiente a la disociación de 2 moles de dióxido de dinitrógeno?
2. ¿Para qué tipos de procesos se cumple que Kp = Kc?
3. ¿Cómo afectaría, al equilibrio de disociación del pentacloruro de fósforo en tricloruro de fósforo y cloro, un aumento de V? ¿y la extracción de cloro según se va formando?
4. ¿ El valor de Kp para un equilibrio vale siempre lo mismo?
5. Expresa la Kp correspondiente a la disociación del carbonato potásico en óxido de potasio y dióxido de carbono.
6. Para el equilibrio correspondiente a la formación del trióxido de
azufre a partir del dióxido de azufre y oxígeno y sabiendo que se trata de un proceso exotérmico. ¿En qué condiciones de P y Tª se deberá trabajar para aumentar la producción del rióxido de azufre?
7. Establece la relación entre la S y el Ks de: Hidróxido de hierro(III), Sulfato de bario y sulfuro de plata.
8. ¿Cómo afectará a la solubilidad de un precipitado de cromato de plata la adición de una disolución de nitrato de plata.
9. ¿Sería correcto afirmar que cuánto mayor es el valor de Kp mayor es el grado de disociación?
10. Establece la relación entre Kp y el grado de disociación para el equilibrio de disociación del tetróxido de nitrógeno en dióxido de nitrógeno.
EQUILIBRIO QUÍMICO
1. Calcula el pH de: a) una disolución 0,003 M de H2SO4 ; b) 4,2.10-3 M de KOH.
2. La constante de disociación de un ácido monoprótico débil es 1,4.10-5 a 25ºC. Calcula a y el pH de una disolución a) 0,5 M de dicho ácido b) 10-4 M.
3. Una disolución de ácido acético 0,2 M está ionizado al 0,95%. Calcula: a) pH b) Ka.
4. Calcula la concentración ( g/l) en ácido acético de un vinagre cuyo pH= es 2,75. Ka=1,8.10-5
5. La constante del ácido acético es 1,8.10-5 a 25ºC ¿Cuál es el pH de una disolución de acético inicialmente 0,5 M?¿ La Normalidad de una disolución de HCl para que su pH sea igual al de la disolución anterior.
6. Halla el pH de un disolución obtenida al disolver 20 litros de amoníaco medidos a 10ºC y P=2 atm en agua suficiente para alcanzar 4,5 litros de disolución. Kb=1,78.10-5.
7. Para que una disolución de NH3 tenga un pH=10 ¿Cuál debe ser la M de la disolución y a ? Kb=1,8.10-5.
8. Se dispone de una disolución de ácido sulfúrico comercial de d= 1,86 g/c.c y 95% de riqueza en peso, determina:
Volumen de dicha disolución que se debe tomar para preparar 250 c.c. de disolución acuosa de pH= 3
El pH resultante de mezclar 50 c.c. de la disolución de ácido diluida (pH=3) con 50 c.c de disolución de hidróxido sódico 3.10-2 M.
9. Una disolución de ácido acético 0,1 M tiene el mismo pH que otra disolución de un ácido monoprótico HA 0,01M, calcula a) la constante de disociación de dicho ácido. b) el grado de disociación de cada ácido. c) el pH de cada disolución.
10. Se toman 0,73 ml de una disolución de HCl de d=1,35 g/c.c. y 37% de riqueza en peso y se diluyen con agua destilada hasta 100 ml. determina el pH de la disolución resultante de mezclar:
50 ml del ácido preparado con 50 ml de una disolución de hidróxido sódico 0,1 M.
50 ml del ácido preparado con 25 ml de ácido clorhídrico 0,1 M.
11. A 50 ml de una disolución 0,1 M de ácido metanoico (Ka= 2.10-4) se adicionan 50 ml de una disolución de hidróxido sódico 0,1M. a) Escribe la reacción que tiene lugar b) Indica cómo será el pH de la disolución final.
12. Se dispone de una disolución de ácido benzoico cuyo pH=4,5, Si Ka=6,3.10-5, determina: a) Grado de disociación y concentración de dicha disolución. b) Gramos de ácido benzoico del 80% de riqueza necesarios para neutralizar 50 ml de una disolución de Ca(OH)2 0,2M.
13. Mediante los equilibrios apropiados y sin necesidad de cálculos numéricos, ordena las siguientes disoluciones, de igual concentración todas ellas, según acidez decreciente:
a) Cianuro sódico Ka =4,8.10-10 b) NaOH c) HCl d) Cloruro sódico e) Acetato sódico Ka=1,8.10-5 f) Cloruro amónico Kb=1,8.10-5.
14. Justifica mediante los equilibrios correspondientes, la acidez o basicidad ( según Brönsted-Lowry) de las siguientes especies, indicando los pares ácido-base conjugados:
a) Ión cloruro b) Metil amina c) Ión hidrogenosulfuro d) Ión sulfato e) Ión amonio
TEMA 6.Reacciones ácido-base.
ÁCIDOS Y BASES
REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES
DEFINICIÓN
Teoría de Arrhenius
Teoría de Brönsted- Lowry
Pares ácido- base conjugados.
Reacciones ácido base.
Teoría de Lewis.
FORTALEZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES.
Ácidos y bases fuertes.
Ácidos y bases débiles.
Constantes de disociación de ácidos y bases. Ka . Kb a
EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA.
Producto iónico del agua. Kw
Relación entre Ka y Kb.
Concepto de pH. Escala de pH.
ESTUDIO DEL PROCESO DE HIDRÓLISIS.
Sal de ácido débil base fuerte.
Sal de ácido fuerte y base débil.
Sal de ácido y base débil.
NEUTRALIZACIÓN.
Punto de equivalencia.
Volumetrías de neutralización.
Indicadores ácido base.
ÁCIDOS Y BASES1. ¿Se podría afirmar que cuanto mayor es la constante Kb de una base su disolución tendrá un pH más alto?
2. Deduce la relación entre la Ka de un ácido y la Kb de su base conjugada.
3. ¿Cuál será la concentración de los iones hidroxilo sabiendo que dicha disolución tiene un pH = 3?
4. Justifica mediante los equilibrios correspondientes, la acidez o basicidad ( según Brönsted-Lowry) de las siguientes especies, indicando los pares ácido-base conjugados:
a) Ión cloruro b) Metil amina c) Ión hidrogenosulfuro d) Ión sulfato e) Ión amonio
5. A partir de la teoría de Bronsted-Lowry y sabiendo que la fenolftaleína es incolora en medio ácido y roja en medio básico, justifica a partir de los equilibrios correspondientes, indicando los pares ácido-base conjugados, el color que presentará en una disolución acuosa de:
Ión hidrogenosulfuro Cianuro sódico Ka(cianhídrico)=4,9.10-10
Ión carbonato
Sulfato amónico Kb(amoníaco)=1,8.10-5.
6. Sabiendo que el indicador azul de tornasol presenta color rojo en medio ácido y azul en medio básico, justifica a partir de los procesos químicos correspondientes el color que presentará una disolución de:
Ión hidrogenocarbonato.
Ión sulfuro.
Nitrato amónico. Kb(amoníaco)= 1,8.10-5
Fluoruro sódico. Ka(HF)= 7,2.10-4.
7. A partir de las reacciones de ionización adecuadas, explica el concepto de hidrólisis y justifica el pH de una disolución de una sal de ácido fuerte y base débil.
8. A partir de los datos de los siguientes conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:
Ácido 2-cloroetanoico Ka = 1,30.10-3.
Ácido 2-hidroxipropanoico Ka = 1,38.10-4
Ácido 3-hidroxibutanoico Ka = 1,99.10-5
Ácido propanoico Ka = 1,38.10-5
Formule cada uno de los ácidos indicados ¿Cuál es el ácido más disociado?
c) ¿Qué ácidos darían pH mayor que 7 en el punto de equivalencia de su valoración con NaOH?
1. Calcula el pH de: a) una disolución 0,003 M de H2SO4 ; b) 4,2.10-3 M de KOH.
2. La constante de disociación de un ácido monoprótico débil es 1,4.10-5 a 25ºC. Calcula el grado de disociación y el pH de una disolución a) 0,5 M de dicho ácido b) 10-4M
3. Una disolución de ácido acético 0,2 M está ionizado al 0,95%. Calcula: a) pH b) Ka.
4. Calcula la concentración ( g/l) en ácido acético de un vinagre cuyo pH= es 2,75. Ka=1,8.10-5
5. La constante del ácido acético es 1,8.10-5 a 25ºC ¿Cuál es el pH de una disolución de acético inicialmente 0,5 M?¿ La Normalidad de una disolución de HCl para que su pH sea igual al de la disolución anterior.
6. Halla el pH de un disolución obtenida al disolver 20 litros de amoníaco medidos a 10ºC y P=2 atm en agua suficiente para alcanzar
4,5 litros de disolución. Kb=1,78.10-5.
7. Para que una disolución de NH3 tenga un pH=10 ¿Cuál debe ser la M de la disolución y el grado de disociación ? Kb=1,8.10-5.
8. Se dispone de una disolución de ácido sulfúrico comercial de d= 1,86 g/c.c y 95% de riqueza en peso, determina:
a. Volumen de dicha disolución que se debe tomar para preparar 250 c.c. de disolución acuosa de pH= 3
b. El pH resultante de mezclar 50 c.c. de la disolución de ácido diluida (pH=3) con 50 c.c de disolución de hidróxido sódico 3.10-2 M.
9. Una disolución de ácido acético 0,1 M tiene el mismo pH que otra disolución de un ácido monoprótico HA 0,01M, calcula a) la constante de disociación de dicho ácido. b) el grado de disociación de cada ácido. c) el pH de cada disolución.
10. Se toman 0,73 ml de una disolución de HCl de d=1,35 g/c.c. y 37% de riqueza en peso y se diluyen con agua destilada hasta 100 ml. determina el pH de la disolución resultante de mezclar:
a. 50 ml del ácido preparado con 50 ml de una disolución de hidróxido sódico 0,1 M.
b. 50 ml del ácido preparado con 25 ml de ácido clorhídrico 0,1 M.
11. A 50 ml de una disolución 0,1 M de ácido metanoico (Ka= 2.10-4) se adicionan 50 ml de una disolución de hidróxido sódico 0,1M. a) Escribe la reacción que tiene lugar b) Indica cómo será el pH de la disolución final.
12. Se dispone de una disolución de ácido benzoico cuyo pH=4,5, Si Ka=6,3.10-5, determina: a) Grado de disociación y concentración de dicha disolución. b) Gramos de ácido benzoico del 80% de riqueza necesarios para neutralizar 50 ml de una disolución de Ca(OH)2 0,2M.
13. Mediante los equilibrios apropiados y sin necesidad de cálculos numéricos, ordena las siguientes disoluciones, de igual concentración todas ellas, según acidez decreciente:
a) Cianuro sódico Ka =4,8.10-10 b) NaOH c) HCl d) Cloruro sódico e) Acetato sódico Ka=1,8.10-5f) Cloruro amónico Kb=1,8.10-5.
14. Justifica mediante los equilibrios correspondientes, la acidez o basicidad ( según Brönsted-Lowry) de las siguientes especies, indicando los pares ácido-base conjugados:
a) Ión cloruro b) Metil amina c) Ión hidrogenosulfuro d) Ión sulfato e) Ión amonio
TEMA 7.Reacciones Redox
REACCIONES REDOX
REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES
CONCEPTO DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN.
Concepto tradicional.
Concepto electrónico.
Sustancias oxidantes y reductoras.
Número de oxidación.
Cálculo del número de oxidación.
AJUSTE DE REACCIONES REDOX.
ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES REDOX.
Concepto de masa equivalente.
Volumetrías redox.
PILAS GALVÁNICAS
Representación simbólica de una pila. Ejemplos
Fuerza electromotriz.
Tipos de electrodos.
Potencial de electrodo.
Electrodo de referencia.
Potenciales de reducción normales de electrodo.
Interpretación y utilización de las tablas de potenciales.
Espontaneidad de las reacciones redox.
ELECTRÓLISIS
Proceso de electrólisis. Ejemplos.
Leyes de Faraday.
Aplicaciones de la electrólisis
REDOX
1. Determina el número de oxidación de cada elemento en: Cromato potásico, Ácido nítrico, Permanganato potásico, Dicromato sódico, Ácido propanoico, Metanol, Metano.
2. ¿Aumenta o disminuye el número de oxidación de un elemento cuando se oxida?
3. ¿Es lo mismo la valencia que el nº de oxidación de un elemento?
4. Sabiendo que e 0(Cl2/Cl-) = 1,36V y e 0(M2+/M)= -0,76V. Representa la cuba electrolítica y formula los procesos que tienen lugar en la electrólisis de una disolución de MCl2.
5. Representa y calcula la e 0 de una pila formada por el electrodo de hidrógeno y otro de Fe en disolución de iones Fe(II) e 0(Fe2+/Fe) = - 0,44V.
6. A partir de: e 0(Cl2/Cl-) = 1,36 V e 0(Ni2+/Ni) = - 0,25 V, calcula el potencial normal de la pila formada por dichos electrodos, determina los procesos y haz una representación de la misma.
7. Explica las diferencias entre una pila galvánica y una celda electrolítica, respecto a los siguientes aspectos: a) Variación de la energía libre del proceso b) Nombre del electrodo positivo y proceso que en él se realiza.
8. A partir de: e 0(Cl2/Cl-) = 1,36 V e 0(Ni2+/Ni) = - 0,25 V.
Calcula el potencial normal de la pila formada por dichos electrodos, formula los procesos y haz una representación de la misma.
Procesos y representación de una cuba electrolítica que contiene una disolución de Cloruro de níquel (II).
9. Los electrodos de una pila son de Al y Cu .e 0(A l3+/Al) = - 1,67V ; e 0(Cu2+/Cu) = 0,35V.
Representa la pila , las semirreacciones que tienen lugar y calcula e 0 de la pila.
Razona si alguno de los metales producirá gas hidrógeno al ponerlo en contacto con HCl.
11. Predecir si se producirá reacción espontánea al introducir un alambre de plata en una disolución de sulfato de cinc. Razónalo. e 0(Ag+/Ag) = 0,80 V e 0(Zn2+/Zn) = -0,76 V
REDOX
1. Ajusta las siguientes reacciones redox por el método del ión-electrón:
a) Medio ácido.
- Óxido de manganeso(IV) + ácido clorhídrico forma Cloruro de Mn(II) + Cloro.
- Permanganato potásico + Cloruro sódico + ácido sulfúrico da Sulfato de Mn(II)+ Cloro.
- Permanganato potásico + Nitrito sódico + HCl da Cloruro de Mn(II) + Nitrato sódico.
- Dicromato potásico + HCl forma Cloruro de Cr(III) + Cloro + Cloruro potásico.
- Agua oxigenada + Permanganato potásico + H2SO4 da Sulfato de Mn(II) + oxígeno.
b) Medio básico.
- Agua oxigenada + KOH + Cloruro de Cr(III) ® Cromato potásico + Cloruro potásico
- Permanganato potásico + Nitrito sódico ® Óxido de Mn(IV) + Nitrato sódico.
- Óxido de N(IV) + NaOH + Boro ® Nitrito sódico + Borato sódico.
c) Compuestos orgánicos.
- Butanodiona + ión permanganato ® ión acetato + ión manganoso.
- C2H6O + Dicromato potásico +HCl ® C2H2O +Cloruro de cromo(III) +Cloruro potásico
- 1-Butanol + Peróxido de hidrógeno ® Butanona + agua.
2. Calcula cuántos gramos de soluto harían falta para preparar las siguientes disoluciones. Se indica entre paréntesis el proceso en el que se van a utilizar.
a) 500 ml de KMnO4 0,2 N ( MnO4- / Mn2+)
b) 250 ml de K2Cr2O7 0,1 N ( Cr2O72- / Cr3+ )
c) 250 ml de KClO3 0,5 N ( ClO3- / Cl- )
3. El dicromato potásico oxida al yoduro sódico en medio ácido sulfúrico y se origina sulfato sódico, sulfato de cromo(III) y yodo, determina:
a) Formula y ajusta la reacción por el método del ión electrón.
b) ¿ De qué normalidad será una disolución de ioduro sódico sabiendo que 30 ml de la misma necesitan para su oxidación 60 ml de otra disolución que contiene 49 g/l de dicromato potásico?
c)¿Qué volumen de una disolución 0,1 N de dicromato potásico se necesita para obtener 5 g de yodo?
4. El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno dando azufre y óxido de nitrógeno (II), determina:
a) Escribe y ajusta la reacción.
b) Volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 60º C y 760 mm de Hg de presión,
necesario para reaccionar con 500 ml de una disolución de ácido nítrico 0,2 N.
ELECTROQUÍMICA
1. Escribe y determina las semirreacciones de cada electrodo, representación simbólica y la fuerza electromotriz de cada una de las pilas cuyos electrodos y respectivos potenciales se dan a continuación.
a) E0 Cd2+/ Cd = - 0,40 V ; E0 Ag+/ Ag = 0,80 V
b) E0 Al3+/ Al = - 1,66 V ; E0 Mg2+ / Mg = - 2,34 V
c) E0 Zn2+/ Zn = - 0,76 V ; E0 Sn2+ / Sn = - 0,14 V
2. Deduce si el cloro o el yodo pueden oxidar a los iones Fe(II) en medio acuoso, a partir de los siguientes datos: E0(Cl2/ Cl-) = 1,36 V ; E0(I2/ I-) = 0,54 V ; E0(Fe3+/ Fe2+) = 0,77 V.
3. El ácido nítrico en disolución 1 M reacciona con cadmio metálico produciendo nitrato de cadmio y monóxido de nitrógeno. Calcula el potencial normal de la reacción y deduce si se produciría esta reacción con cobre metal. Indica los agentes oxidantes y reductores en cada caso.
Datos: E0(NO3--/ NO) = 0,96 V ; E0(Cd2+/ Cd) = - 0,40 V ; E0(Cu2+/ Cu) = 0,34 V.
4. Los potenciales normales de los pares redox: cloro/ ión cloruro, bromo/ ión bromuro y yodo/ ión ioduro, valen respectivamente, 1,36, 1,06 y 0,53 voltios. Justifica si serán o no espontáneas las siguientes reacciones en medio acuoso:
a) Cloro + ioduro potásico ® cloruro potásico + yodo
b) Bromo + cloruro potásico ® bromuro potásico + cloro.
5. Predecir si se producirá reacción espontánea al introducir un alambre de plata en una disolución de sulfato de cinc. Razónalo.
e0(Ag+/Ag) = 0,80 V e0(Zn2+/Zn) = -0,76 V
6. Se electroliza una disolución de H2SO4, usando electrodos inertes, durante t=20 minutos. El hidrógeno producido se recoge sobre agua a una presión total de 750 mm de Hg y a una T=27ºC, obteniéndose en estas condiciones 200 mL. Indica en qué electrodo se desprende el hidrógeno, cuál es la semirreacción correspondiente y cuál es el equivalente electroquímico del hidrógeno y calcula la intensidad de la corriente aplicada. ( Pv(agua a 27ºC) = 25 mm de Hg. )
7. Se electroliza una disolución acuosa de CuSO4 cúprico durante 30 minutos utilizando electrodos inertes, sobre los que se aplica una corriente de I=5A. En dicha electrólisis, se deposita un metal y se desprende un gas: Escribe las semirreacciones catódica y anódica y calcula: a) los gramos de metal depositado. b) Volumen de gas desprendido a T=25ºC y P=1 atm.
8. Calcula el peso de plata que se deposita en el cátodo y la concentración de ión plata que queda en disolución, una vez finalizada la electrólisis de 1 litro de disolución de nitrato de plata 0,1 M, si se ha hecho pasar a través de ella una corriente de 0,5 A durante 2 horas.
9. Un joyero dispone exclusivamente de 350 g. de plata de una pureza del 96%. Con ello, y mediante electrólisis desea platear por ambas caras una bandeja de 40cm de largo, 25 cm de ancho y 3 mm de alto. Calcula a) El espesor del baño de plata supuesto un rendimiento del 90%. b) Determina la intensidad de corriente aplicada, si el tiempo fue de 3,5 horas.
10. Dos celdas electrolíticas, conectadas en serie, contienen disoluciones acuosas de Nitrato de plata y ácido sulfúrico respectivamente. Si en la primera se depositan 0,093 g de plata. Calcula el volumen de hidrógeno que se libera en la
segunda celda, medido a 0ºC y 1 atm de presión.
TEMA 8.Química descriptivaQUÍMICA DESCRIPTIVA
ÁCIDO NÍTRICO
Propiedades físicas y químicas
Aplicaciones.
ÁCIDO SULFÚRICO
Propiedades físicas y químicas
Aplicaciones
ÁCIDO FOSFÓRICO
Propiedades físicas y químicas
Aplicaciones
2. Naturaleza
3. Obtención
4. Propiedades físicas y químicas
5. Aplicaciones
CLORO
1. Estructura
2. Naturaleza
3. Obtención
4. Propiedades físicas y químicas
5. AplicacionesQUÍMICA DESCRIPTIVA
1. Ordena los siguientes óxidos según su acidez: de magnesio, de silicio (IV), de aluminio, de azufre (IV), de sodio, de cloro (VII).
2. Justifica el carácter básico del amoníaco según la teoría de Brönsted-Lowry y Lewis.
3. Justifica, mediante los equilibrios correspondientes, el carácter anfótero del agua.
4. Justifica el carácter oxidante-reductor de los elementos alcalinos.
5. Justifica la geometría de la molécula del trióxido de azufre y predice si será polar o apolar.
6. Determina las estructuras de Lewis de todos los óxidos de nitrógeno.
7. La síntesis del amoníaco a partir de sus elementos es un equilibrio reversible. Razona qué efecto tiene sobre la formación del amoníaco un aumento de la presión.
8. Formula las tres etapas que tienen lugar en la obtención del ácido nítrico por el método de Ostwald.
9. Formula las etapas características de la obtención del ácido sulfúrico por el método de contacto.
10. ¿Qué efectos contaminantes producen los óxidos del C, N y S?
TEMA 9.Química del carbono.
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DEL CARBONO
LA QUÍMICA DEL CARBONO
Características de los enlaces de carbono.
Representación de las moléculas orgánicas.
Grupos funcionales y series homólogas.
Isomería de los compuestos orgánicos.
REACTIVIDAD DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS.
Desplazamientos electrónicos en las moléculas orgánicas.
Ruptura de enlaces e intermedios de reacción
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES ORGÁNICAS
Reacciones de sustitución
Reacciones de adición: electrófila y nucleófila.
Reacciones de eliminación.
Esterificación.
Reacciones de combustión
Reacciones de oxidación
QUÍMICA DEL CARBONO1. Indica el tipo de hibridación que presenta cada uno de los átomos de carbono en las siguientes moléculas:
a) Propeno b) Etino c) Propanal
2. Ordena según su temperatura de ebullición los siguientes compuestos: Propano, 2-propanol, ácido propanoico y propanona.
3. Justifica razonadamente el hecho que los alcoholes se disuelvan mejor en agua que las cetonas de similar masa molecular.
4. Justifica cuál o cuáles de los siguientes compuestos presentan isomería geométrica, formula y nombra los correspondientes isómeros: 1-buteno, 2-penteno, 3-penten-2-ona, 2,3-dicloro-2-buteno.
5. Justifica cuál o cuáles de los siguientes compuestos presentan isomería óptica, formula y nombra los correspondientes isómeros: 2-butanol, 2-cloropropanal, 2-cloropropano, 4-metil-2-hexeno.
6. ¿Qué diferencia fundamental hay entre una reacción de sustitución nucleófila y una de sustitución electrófila.
7. Formula las siguientes reacciones, nombra los compuestos obtenidos e identifica el tipo de reacción.
a) Propeno + HBrb) 2-butanol + ácido sulfúrico concentrado.c) 1-propanol + permanganato potásico.d) Ácido propanoico + etanole) 2-bromoeato + KOH / etanolf) 2-metil-1-buteno + agua /medio ácido.g) Etanal + HCNh) Benceno + (ácido nítrico + ácido sulfúrico)i) Cloroetano + NaOHj) 1-propanol + HCl.
QUÍMICA DEL CARBONO1. Conteste a cada uno de los siguientes apartados, referidos a
compuestos de cadena abierta:
a) ¿Qué grupos funcionales pueden tener los compuestos de fórmula molecular CnH2nO?
b) ¿Qué compuestos tienen por fórmula molecular CnH2n-2?
c) Escriba las fórmulas semidesarrolladas y nombre todos los compuestos de fórmula molecular C3 H8O
2. Defina los distintos tipos de isomería y especifique cuál presentara cada uno de los compuestos siguientes, formulando en cada caso algún isómero
2-clorobutano, 2-propanol, 3,4-dimetil-3-hexeno, 2,3-dimetil-2-penteno
3. Escriba las fórmulas semidesarrolladas de la etilamina y etanamida. Complete y formule la siguiente secuencia de reacciones y nombre los compuestos obtenidos.
a) Propeno + HBr
b) 1-propanol en medio ácido sulfúrico concentrado.
c) 1-bromopropano + NaOH
d) Calcula los gramos de propeno que reaccionarían con hidrógeno, para dar 100 L de propano en condiciones normales, suponiendo que el rendimiento de la reacción es del 60%
4. Predecir los productos para cada una de las siguientes reacciones formulando y nombrando los compuestos que intervienen e identificando el tipo de reacción.
a) 2- buteno + HCl
b) 2-buteno + H2O + H2SO4
c) Benceno + Br2 + FeBr3
d) 1-bromo-3-metilbutano + NaOH
e) 1-propino + HBr
f) 2-butanol + H2SO4 c.c
g) Propeno + Cloro
h) Benceno + (HNO3/H2SO4)
5. Al tratar 2-buteno con ácido clorhídrico se obtiene un compuesto A de fórmula C4H9Cl. Al tratar este compuesto A con hidróxido potásico se obtiene un producto B de fórmula C4H10O, que por reacción con ácido sulfúrico en caliente origina dos compuestos de fórmula C4H8, siendo el producto mayoritario el 2-buteno
a) Escriba las reacciones de la secuencia que se indica en el problema y nombre todos los compuestos orgánicos implicados
b) Calcule los gramos de B que se obtendrían a partir de 1,5 g de 2-buteno, sabiendo que en la formación de A el rendimiento ha sido del 67% y en la formación de B, del 54%
6. Represente y nombre todas las aminas isómeras de fórmula C3H9N(sólo estructurales)
a) Comente el carácter ácido –base de las aminas.
b) Compare los puntos de ebullición de la etilamina y el etanol.
TEMA 10.Macromoléculas.
MACROMOLÉCULAS
INTRODUCCIÓN
POLÍMEROS
Clasificación
Propiedades
Procesos de polimerización
Polímeros de interés industrial
Polímeros naturales
3. MACROMOLÉCULAS DE ORIGEN NATURAL
Polisacáridos.
Proteínas
Ácidos nucleicos
Lípidos
MACROMOLÉCULAS
1. Escribe la fórmula de un fragmento de un copolímero de tipo alternante formado por copolimerización del etileno y el propileno.
2. Explica los dos mecanismos que se utilizan en la síntesis de polímeros industriales.
3. Escribe la reacción de polimerización, e identifica el tipo de polímero que se obtiene a partir de los siguientes monómeros:
a) 2-cloro-1,3-butadieno.
b) Ácido pentanodioico + 1,4-ciclohexanodiol.
c) Feniletileno.
d) Cloroeteno.
e) Ácido hexanodioico + 1,6-hexanodiamina.
f) 1.3-butadieno.
4. La masa molecular de una molécula de polipropileno es de 1.260.000 u. ¿Cuántas unidades de nonómero hay en la muestra?
5. Halla la masa molecular de una molécula de poliestireno, si está formada por 3500 unidades de monómero.
MACROMOLÉCULAS
1. Calcula la masa molecular del PVC suponiendo que la cadena está formada por 5000 unidades del monómero. Indica si se trata de un polímero de adición o de condensación, y si es homopolímero o copolímero.
2. Escribe el polímero de condensación formado a partir de 1,3-propanodiamina y el ácido butanodioico.
3. Calcula el número de unidades de monómero tiene una molécula de polibutadieno si su masa molecular media es 10260 u. Escribe la reacción de polimerización.
4. Formula el polímero de adición que se obtiene a partir del 2-metilpropenoato de metilo.
5. Calcula la masa de glicerina necesaria para esterificar completamente 1 Kg de de ácido palmítico [ CH3-(CH2)14 -COOH] .
6. Si la masa de una molécula de poliestireno es de 80000 u ¿cuántas macromoléculas de poliestireno hay en 1 g de polímero?
7. Formula los siguientes monómeros : 2,3-dimetilbutadieno, 2-cloro-1,3-butadieno, fenileteno (estireno).
8. Calcula el número de unidades de tetrafluoroeteno que hay en
una muestra de teflón si su masa molecular aproximada es de 12700 u.
9. Escribe el polímero que se obtendría a través de un mecanismo polimerización de adición del 2-cloro-1-propeno.
10. Describe los dos mecanismos básicos en la síntesis de polímeros artificiales.
11. ¿Qué diferencia hay entre un polímero termoplástico y otro termoestable?