QUÍMICA - IES Almudenaies.almudena.madrid.educa.madrid.org/guias_cidead/quimica2.pdf · Equilibrio químico ... La Química de 2º curso de Bachillerato se presenta como asignatura

QUÍMICA

Créditos El contenido de esta guía se basa en el texto de: J.I. del Barrio y C. Montejo Química 2º de Bachillerato, Ediciones S.M., Madrid La guía para su adaptación a la Educación a Distancia ha sido elaborada por: Mª Luisa Medina Lloret

Ì NDICE DE CONTENIDOS

1. La materia ................................................................................................................. 1.1 Introducción .......................................................................................................

1.2 Técnicas de trabajo específicas ......................................................................... 2. El libro de texto ........................................................................................................ 2.1 Distribución trimestral de los contenidos ........................................................ 2.2 Estructura y manejo del libro .......................................................................... Unidad 1. La química como ciencia .............................................................................. Unidad 2. Los cálculos en química ................................................................................ Unidad 3. Estructura de la materia (I) (preguntas de la 1 a la 5) ..............................

Unidad 3. Estructura de la materia (II) (preguntas de la 6 a la 9) ............................. Unidad 4. Ordenación periódica de los elementos ....................................................... Unidad 5. Uniones entre átomos (I) .............................................................................. Unidad 6. Uniones entre átomos (II) ............................................................................. Unidad 7. Termodinámica .............................................................................................

Unidad 8. Cinética química ............................................................................................ Unidad 9. Equilibrio químico ........................................................................................ Unidad 10. Reacciones de transferencia de protones .................................................. Unidad 11. Aspectos adicionales de los equilibrios acuosos ....................................... Unidad 12. Reacciones de óxido-reducción .................................................................. Unidad 13. Electroquímica ............................................................................................ Unidad 14. Química descriptiva de los elementos del sistema periódico ..................

Unidad 15. Principales compuestos de hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre ....... Unidad 16. Química del medio ambiente ..................................................................... Unidad 17. Química del carbono ................................................................................... Unidad 18. Polímeros y macromoléculas .....................................................................

Pág. 1 Pág. 1 Pág. 1 Pág. 2 Pág. 2 Pág. 2 Pág. 4 Pág. 6 Pág. 9 Pág. 12 Pág. 15 Pág. 18 Pág. 21 Pág. 25 Pág. 29 Pág. 33 Pág. 38 Pág. 42 Pág. 46 Pág. 50 Pág. 54 Pág. 57 Pág. 61 Pág. 63 Pág. 67

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QUÍMICA 1. LA MATERIA 1.1. Introducción La Química de 2º curso de Bachillerato se presenta como asignatura propia de la modalidad de Ciencias de la Naturaleza y de la Salud y, también, como asignatura optativa para cualquiera de las otras modalidades de Bachillerato, especialmente para la modalidad de Tecnología. Esta materia contribuye a adquirir los conocimientos, hábitos y destrezas suficientes que te permitirán, tanto seguir estudios de nivel superior, universitarios o de formación profesional, como entrar en el mundo laboral con la suficiente madurez intelectual para poder establecer conexiones entre estas enseñanzas científicas y las situaciones que surgen en la vida cotidiana, facilitándote así una capacidad crítica y de toma de decisiones ante diversos problemas de la sociedad actual. La Química está presente en los espectaculares avances científicos y tecnológicos actuales: investigaciones biomédicas, nuevos fármacos, astronomía, arqueología, nuevos materiales... También nos ayuda en situaciones más cotidianas, aunque no por ello menos importantes, como la potabilización de aguas, el análisis de alimentos o la combustión del gas en nuestras cocinas. Todo ello hace de la Química una Ciencia necesaria e imprescindible pues influye de manera determinante en la vida humana y en el medio ambiente que nos rodea. 1.2. Técnicas de trabajo específicas El estudio de la Química, como el de las demás materias, exige, en primer lugar, una buena motivación por parte del estudiante. Creemos que en este nivel, la motivación ya existe pues has elegido libremente esta asignatura conociendo de antemano sus características y contenidos. Efectivamente, en este curso hay pocos temas completamente nuevos y la mayor parte del texto se dedica a profundizar y ampliar lo estudiado en la Química de los cursos anteriores. En segundo lugar, es necesario que hagas un estudio asiduo y metódico; programa cada trimestre; distribuye los temas por semanas y deja unos días al final para poder repasar la materia antes de la prueba trimestral. Además es necesario que:

− Razones los contenidos en profundidad y no leas superficialmente. Sería muy conveniente consultar otros libros de texto para ayudarte a comprender los principios teóricos.

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− Si dispones de conexión a Internet te recomiendo que amplíes tus conocimientos utilizando este medio que te puede proporcionar mucha información, distintos enfoques de la materia, etc., encontrarás direcciones de Internet interesantes en la penúltima página de cada tema del libro recomendado.

− Realiza esquemas que reflejen la esencia de los contenidos y repásalos con frecuencia. Anota los conceptos nuevos y trata de expresarlos de la forma que mejor entiendas.

− Vuelve a resolver los problemas ya resueltos en el libro y realiza todos los problemas de autoevaluación, tanto los del libro como los propuestos en esta guía. Es importante no seguir adelante mientras los ejercicios de autoevaluación no permitan ofrecerte la garantía de que has incorporado a la mente, con claridad, todo lo estudiado.

− Cuando obtengas el resultado de un problema, analízalo siempre. ¿Tiene el resultado sentido? ¿Es razonable? Esto te puede ayudar a saber si has cometido algún error, tanto de concepto como en las operaciones.

− Utiliza un cuaderno de hojas cambiables para recoger en él todo lo referente a esta asignatura: resúmenes, cuestiones, problemas resueltos, gráficos, actividades corregidas, etc.

2. EL LIBRO DE TEXTO Química 2º de Bachillerato Autores: J.I. del Barrio - C. Montejo. Ediciones S.M. ISBN: 84-348-9333-9 2.1. Distribución trimestral de los contenidos El libro tiene 18 unidades didácticas que repartimos, por trimestres, del siguiente modo: Primer trimestre: Unidades 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7 Segundo trimestre: Unidades 8, 9, 10, 11, 12, 13 y 14 Tercer trimestre: Unidades 15, 16, 17 y 18 2.2. Estructura y manejo del libro Cada unidad didáctica del libro contiene una primera página con una fotografía y un breve texto de presentación e introducción al tema. Conviene que comiences el estudio con la lectura de esta página y la de las orientaciones de cada unidad que te damos en la presente guía. Así conseguirás centrarte en el tema y conocer los principales objetivos que debes alcanzar una vez finalizado su estudio.

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En las páginas siguientes de cada tema, se van desarrollando los contenidos divididos en apartados o preguntas. Normalmente las principales conclusiones o resúmenes del texto aparecen recuadrados. Léelo todo, subraya las ideas principales y después realiza resúmenes y cuadros de lo estudiado. En algunos apartados encontrarás ejercicios resueltos. Estúdialos, reflexiona sobre ellos y trata de realizarlos de nuevo sin ayuda del libro. Son importantísimos para orientarte en el método de resolución de problemas. Tras los contenidos encontramos “EJERCICIOS Y PROBLEMAS”, problemas de recopilación de cada uno de los contenidos estudiados y detrás un apartado muy interesante, “Hacia la universidad”, con ejercicios de pruebas reales de acceso a la universidad.”. Intenta realizar la mayor parte de ellos, una vez concluido el estudio de la unidad. De estos problemas, hay una selección en las orientaciones de esta Guía (Actividades de Autoevaluación). Puedes consultar su resolución en el solucionario que viene al final de ella. En las orientaciones de cada tema se te indicará las actividades para enviar al tutor periódicamente. En la penúltima página de cada tema encontrarás una experiencia que puedes leer y realizar si dispones de los materiales necesarios y lo más importante, un apartado “Información en la red” donde te sugieren páginas de Internet donde podrás buscar más información sobre los temas tratados, no dejes de visitarlas si dispones de conexión a la red. La última página de cada unidad incluye uno o dos artículos dentro del epígrafe: “ciencia, tecnología y sociedad”. Es importante que los leas, relacionan lo estudiado con temas de actualidad y de aplicación a la sociedad.

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TEMA 1: LA QUÍMICA COMO CIENCIA Orientaciones Conocer los pasos del método científico te ayudará a comprender la evolución histórica de la Química y el interesante trabajo de los científicos y de los investigadores. No trates de memorizar las reglas que se exponen en la unidad, para determinar las cifras significativas, es mucho mejor que las fijes haciendo todas las Actividades. Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de :

− Valorar el trabajo científico. − Distinguir entre precisión y exactitud. − Saber determinar las cifras significativas de una medida. − Valorar la aportación de los científicos a la química y a la ciencia actual.

Actividades de autoevaluación

1. Razona si son verdaderos o falsos los enunciados siguientes: a) Una hipótesis es un enunciado conciso que resume los resultados de una gran

variedad de experimentos. b) Las teorías científicas “no correctas” han sido y son muy negativas para el avance de

la ciencia. c) Las teorías científicas deben explicar los resultados de lo experimentado y además

deben posibilitar el predecir lo que sucederá en otras situaciones. d) Las teorías científicas normalmente se expresan como relaciones matemáticas

sencillas. e) Por fin, las teorías científicas actuales, podemos decir que son las definitivas porque

se han podido comprobar con las tecnologías más avanzadas. 2. Redondear cada una de las medidas siguientes a tres cifras significativas: a) 87,073 m; b) 0,01552 m; c) 9009 m; d) 629,55 m 3. Realiza las operaciones siguientes y da la respuesta con el número correcto de cifras

significativas: a) 9,44 m - 2,111 m; b) 7,55 m · 0,34 m; c) 2,4526 m / 8,4 m 4. La medida más precisa del número de Avogadro es 6,023·1023. ¿Con cuántas cifras

significativas se conoce este número? 5. A 25°C, un gas llena un recipiente cuyo volumen, previamente medido, resultó ser

1,05·103 cm3. Se pesó el recipiente más el gas, obteniéndose una masa de 837,6 g. Cuando se le hizo vacío al recipiente, su masa resultó ser 836,2 g. ¿Cuál es la densidad de ese gas a la t = 25°C?

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Actividades para enviar al tutor

1. ¿Hay alguna diferencia entre las medidas 15 m y 15,0 m? En caso afirmativo, ¿cuál? 2. La densidad del aire a la presión atmosférica ordinaria y 25°C es 1,19 g/l. ¿Cuál es la

masa en kilogramos del aire de una habitación que mide 8,2 x 13,5 x 2,75 m? Dar la respuesta con el número correcto de cifras significativas.

Soluciones al tema 1

1.

a) Falso. Los enunciados concisos que resumen los resultados de una gran cantidad de experimentos son las leyes.

b) Falso. Todas las teorías han aportado cosas válidas, positivas y complementarias al avance de la Ciencia.

c) Verdadero d) Falso. No es normal, esto se cumple más en las leyes científicas. e) Falso. Toda teoría científica está sujeta a revisión constante.

2. a) 87,1 m.; b) 0,0155 m.; c) 9.010 m.; d) 630 m. 3. Empezamos efectuando las operaciones dadas: a) 9,44 m. - 2,111 m. = 7,329 m.; b) 7,55 m. ·

0,34 m. = 2,567 m2; c) 2,4526 m. / 8,4 = 0,2919761 m. Ahora hay que tener en cuenta que la respuesta de las operaciones, no pueden tener más dígitos a la derecha de la coma decimal que los que tenga la medida con el menor número de decimales. Por lo tanto redondeando los resultados serán: a) 7,33 m., ya que el primer sumando sólo tiene 2 dígitos detrás de la coma. b) 2,6 m2 (2 Cifras Significativas (C.S.) ya que el segundo factor sólo tiene 2 C.S.) c) 0,29 m. (2 C.S. ya que el denominador sólo tiene 2 C.S.).

4. 4 cifras significativas (el término exponencial no se añade al número de cifras significativas). 5. La masa del gas es: m = 837,6 g. - 836,2 g. = 1,4 g. Obsérvese que la masa del gas se conoce

con 2 C.S. solamente, aunque las masas del recipiente lleno y vacío se han medido con 4 C.S. d = masa/volumen = 1,4 (g) / 1,05·103 (cm3)= 1,3·10-3 (cm3) = 1,3·10-3 g/cm3 = 0,00013 g·cm-3. Se redondea el cociente a 2 C.S. ya que el numerador sólo tiene 2 cifras significativas.

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TEMA 2. LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA Orientaciones Lavoisier, en el siglo XVIII, sentó las bases científicas de la química moderna mediante la

experimentación y el cálculo y desechando la magia y la brujería que hasta ese instante rodeaban a

las reacciones químicas.

El saber interpretar una ecuación química y realizar los cálculos estequiométricos

correspondientes, es fundamental para resolver la mayoría de los problemas en Química.

Para ello debes recordar algunos conceptos importantes de 1º de Bachillerato: a) la unidad

de cantidad de sustancia en S.I. es el mol; b) realizar cambios de unidades partiendo de

moles a gramos o volumen que ocupan o nº de partículas...; c) la formulación, tanto de

química inorgánica como de orgánica; d) escribir correctamente las ecuaciones químicas,

ajustarlas e interpretar la información que nos proporciona; e) aplicar las ecuaciones de los

gases ideales teniendo en cuenta el sistema de unidades en el que trabajes, recuerda que la

constante de los gases ideales tiene valores diferentes dependiendo de sus unidades.

Como advertimos, en las técnicas de trabajo específicas de esta asignatura, debes

estudiar los temas resolviendo todos los ejercicios resueltos que te proponen en el libro de

texto.

Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Interpretar y describir exhaustivamente los cambios que suceden en una reacción

química a la vista de su ecuación química.

− Averiguar las diferentes magnitudes (masas, moles, volúmenes...) que intervienen en

las reacciones químicas mediante cálculos estequiométricos.

− Expresar las concentraciones de soluto en una disolución en: porcentaje en masa,

molaridad, molalidad y fracción molar.

− Aplicar las leyes que rigen el comportamiento de los gases a problemas de

reacciones químicas entre estos.

− Interpretar correctamente los conceptos de riqueza de una sustancia y rendimiento de

una reacción química.

− Identificar en una reacción química cuál es el reactivo limitante y utilizar esta

información correctamente en la realización de problemas.

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(Nota: consigue las masas atómicas que necesites del Sistema Periódico) 1. El volumen de productos de la reacción que se obtendría al quemar 20 l. de metano es

de: a) 10 l.; b) 20 l.; c) 40 l.; d) 60 l.; e) 80 l. 2. La glucosa de la uva produce, por fermentación, alcohol etílico según la reacción:

C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2↑ El alcohol mezclado con el resto del mosto constituye el vino. ¿Cuánto alcohol se obtendrá a partir de 5 Kg. de glucosa? ¿Cuántos l. de CO2 se desprenderán a 25 °C y 1 atm.? (R = 0,082 atm.·l·mol-1·K-1).

3. Un ácido clorhídrico concentrado de densidad 1,17 g/cm3, contiene 35% en peso de clorhídrico. Calcular el volumen de este ácido que se necesita para preparar dos litros de ácido 1,5 M.

4. El cloro se puede obtener según la reacción: MnO2 + 4HCl → MnCl2 + 2H2O + Cl2 ¿Qué volumen de HCl 0,5 M es necesario para obtener 50 l. de Cl2 a 20 °C y 1,2 atm.?

5. El alcohol amílico se quema según la reacción: 2C5H11OH + 15O2 → 10CO2 + 12H2O a) ¿Cuántos gramos de CO2 se obtendrán por gramo de alcohol quemado? b) ¿Cuántos moles de O2 reaccionan con un mol de alcohol? c) ¿Cuántos litros de CO2 se obtendrán a 1 atm. de presión y 20 °C de temperatura a

partir de un mol de alcohol si el rendimiento es del 95%? 6. a) Indicar qué cantidad de Mg(NO3)2 debe disolverse para obtener 3l. de disolución 0,2M

b) Si tenemos una disolución de 20 g. de etanol en 250 ml. ¿Cuál es su molaridad?


1. Un trozo de 100 g. de una muestra que contiene cinc, reacciona exactamente con 150 cm3 de un ácido clorhídrico de densidad 1,19 g/cm3 y que contiene 37,23 % en peso de HCl. ¿Cuál es el porcentaje de cinc en la muestra?

2. Indicar qué cantidades de los compuestos siguientes deben disolverse para obtener tres litros de disolución 0,2M. a) Mg(NO3)2 b) KOH c) NaClO4

3. A partir del sulfuro de calcio se obtiene sulfuro de hidrógeno según la ecuación: CaS + H2O + CO2 → H2S + CaCO3

El sulfuro de hidrógeno obtenido se oxida para obtener azufre: 2H2S + O2 → 2H2O + 2S

a) ¿Qué cantidad de azufre puede obtenerse a partir de 500 Kg. de una muestra que contiene 80 % de CaS?

b) ¿Cuánto aire es necesario utilizar para oxidar el sulfuro de hidrógeno procedente de la primera reacción? (Aire: 21% de O2).

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1. CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Como los reactivos y productos son gases, los coeficientes nos indican la relación entre volúmenes. Según la reacción ajustada, por cada litro de CH4 se obtiene 1 litro de CO2 y 2 litros de H2O. [1 (l. CH4) / 3 (l. de productos)] = [20 (l. CH4) / x (l. de productos)] ⇒ x = 60 l.

2. Según la ecuación ajustada, por cada mol de C6H12O6 se obtienen 2 moles de C2H5OH. Masa molecular C6H12O6 = 180 u. Masa molecular C2H5OH = 46 u. 180 g. C6H12O6 ------------ 2 · 46 g. C2H5OH l 5·103 g. C6H12O6 ------------ x l x = (5·103·2·46) / 180 = 2,56·103 g C2H5OH Por cada mol de C6H12O6 (180 g.), se obtienen 2 moles de CO2. 180 g. C6H12O6 ------------ 2 moles CO2 l 5·103 g. C6H12O6 ------------ x l x = 2·5·103 / 180 = 55,56 moles CO2. El volumen de los 55,56 moles de CO2 obtenidos, medidos a 25 °C y a 1 atm. es: p·V = n·R·T⇒ V = (n·R·T) / p V = [55,56 moles · 0,082 (atm·l·mol-1·K-1) · (273 + 25) (K)] / 1 atm = 1.357,56 l. de CO2.

3. Masa molecular HCl = 36,5 u. Calculamos el número de gramos de HCl necesarios para preparar 2 litros de disolución 1,5 M. 1,5 (mol/l) · 2 (l) · 36,5 (g/mol) = 109,5 g. de HCl. Como teníamos una disolución que contenía 35 % en peso de HCl: 35 g. HCl puro -------------- 100 g. disolución l 109,5 g. HCl puro ---------- x g. disolución l ⇒ x = 312,9 g. disolución. Esta cantidad expresada en dm3 sería: d = M / V ⇒ V = M / d = (312,9 g. disol.) / (1,17 g/cm3) = 267,4 cm3.

4. Calculamos primero el número de moles que corresponden a esos 50 litros. pV = nRT ⇒ n = pV / RT = (1,2 atm. · 60 l.) / (0,082 atm.·l.·mol-1·K-1 · 293 K) = 3 moles. Según la ecuación ajustada, para obtener 1 mol de Cl2 se necesitan 4 moles de HCl: 1 mol Cl2 ------------ 4 moles HCl l 3 moles Cl2 --------- x moles HCl i ⇒ x = 12 moles HCl. El volumen de disolución 0,5 M necesario para tener 12 moles es: 0,5 moles de HCl ------------- 1 l. de disolución l 12 moles de HCl -------------- y l. de disolución l ⇒ y = 24 l.

5. Masas moleculares: C5H11OH = 88 u; CO2 = 44 u. a) Con 2 moles de C5H11OH se obtienen 10 moles de CO2: 2·88 g. C5H11OH -------------- 10·44 g. CO2 l 1 g. C5H11OH --------------- x l ⇒ x = (1·10·44) / (2·88) = 2,5 g. de CO2. b) Para quemar 2 moles de alcohol necesitamos 15 moles de O2, por lo tanto para cada mol de alcohol necesitaremos 7,5 moles de O2. c) Con 1 mol de alcohol se obtendrían 5 moles de CO2, según la ecuación y con un rendimiento del 100%. Como el rendimiento es del 95%: (5 · 95) / 100 = 4,75 moles de CO2. pV = nRT ⇒ V = (4,75 · 0,082 · 293) / 1 = 114,12 l.

6. a) Para obtener 3 l. de disolución 0,2 M, el número de moles será: nº moles = 0,2 (mol/l) · 3 l. = 6 moles. Masa molecular de Mg(NO3)2 =148 u. 0,6 moles · 148 g. = 88,8 g. b) Masa molecular CH3 - CH2OH = 46 u. 250 ml. disolución --------------- 20 g. CH3-CH2OH l 1.000 ml. disolución ------------- x l ⇒ x = (2 · 1.000) / 250 = 80 g. etanol = 80/46 = 1,76 moles. Hay 1,74 moles en 1 l. luego la molaridad de la disolución es 1,74 M.

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TEMA 3: ESTRUCTURA DE LA MATERIA (I) (Preguntas de la 1 a la 5) Explicaciones complementarias

Vas a comenzar el estudio de la estructura de la materia. Como sabes la materia es discontinua y está formada por átomos. En 1803, Dalton, con el fin de explicar las leyes experimentales establecidas hasta ese momento, emitió su teoría atómica que supuso un gran avance en el conocimiento de la estructura de la materia. Dalton suponía que el átomo era indivisible. Nuevos experimentos llevaron a la seguridad de que el átomo a su vez estaba formado por diversas partículas. Varios científicos propusieron diferentes modelos atómicos. El más aceptado fue el emitido por N. Bohr en 1913 que elaboró una auténtica teoría de la estructura electrónica de los átomos consiguiendo llegar a resultados sorprendentemente concordantes con los espectros del átomo de hidrógeno. Pero la Teoría de Bohr fallaba para otros átomos polielectrónicos y los avances realizados en espectroscopia ponían de manifiesto que esta teoría debía ser revisada. Actualmente los modelos atómicos aceptados se enmarcan dentro de la llamada teoría mecano-cuántica. En este tema tienes ocasión de conocer las experiencias y las teorías que poco a poco han llevado a los científicos a explicar la estructura de la materia. Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad 3 (preguntas de la 1 a la 5) deberás ser capaz de:

− Valorar la importancia que tuvieron tanto los experimentos de Thomson, Rutherford y Chadwick como el estudio de los espectros atómicos en el desarrollo de los modelos atómicos de Bohr y de la teoría cuántica.

− Comprender los límites de cada uno de los modelos atómicos. − Diferenciar los espectros atómicos de emisión y los de absorción. − Comprender los fundamentos básicos del modelo atómico de Bohr y su aplicación al

átomo de hidrógeno.


1. ¿En qué medida se puede considerar aún válida la teoría atómica de Rutherford? ¿Cuál es su fallo?

2. Suponiendo que el núcleo del átomo de flúor es una esfera de radio 5·10-5 Å (1Å=10-8 cm), Calcula la densidad del núcleo del átomo de flúor en Kg/m3. (Datos: masa atómica del F=19; nº de Avogadro = 6,02·1023).

3. La frecuencia de las diferentes series espectrales del átomo de hidrógeno vienen dadas por la fórmula:

ν = 3,29·1015 [(1/n2inf) - (1/n2

sup)] seg-1

Calcula en julios la energía de ionización de los átomos de H en su estado fundamental. Datos: constante de Planck: h = 6,63·10-34 J

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4. En cuál de los siguientes aspectos son idénticos los átomos de un mismo elemento: a) Estructura atómica b) Número de electrones más protones c) Número de protones más neutrones d) Número de electrones más neutrones e) Masas nucleares

5. El litio, cuyo número atómico es Z=3, es un elemento utilizado en medicina para el tratamiento de ciertas enfermedades mentales. El litio -7 es uno de los isótopos. ¿Cuántos neutrones, protones y electrones tiene el ion Li+ formado a partir de este isótopo?

6. Calcular la frecuencia y la longitud de onda de la radiación electromagnética absorbida cuando un electrón en un átomo realiza el salto entre los dos niveles de energía mostrados en la figura: -0,85 ___________________________ energía -1,51 ______________________ Datos: c=3·108 m/s en eV. h=6,63·10-34 J·s -3,40 ______________________ 1 eV=1,6·10-19 J -13,6


1. Suponiendo que el radio de un átomo es del orden de 1Å y que el de su núcleo es del

orden de 10-12 cm., calcular qué fracción del volumen atómico representa el volumen de su núcleo.

2. Las longitudes de onda (λ) asociadas a las rayas del espectro de hidrógeno satisfacen la ecuación: 1/λ = (RH/h·c)·[(1/n2

inf) - (1/n2sup)] siendo RH=2,180·10-18; h=6,63·10-34 J·s; c=3·108 m/s

a) Explica qué representan cada uno de los términos de la ecuación. b) En qué unidades se mide λ. c) Explica qué significan cada una de las series espectrales del espectro del átomo de

hidrógeno. d) Razona si el número de series espectrales podría o no ser infinito.

3. En el estudio del átomo de hidrógeno se desea saber: a) La energía que posee un átomo de hidrógeno, cuando está en estado normal. b) La energía que será necesaria para trasladar el electrón hasta la órbita n=5. c) La frecuencia y la longitud de onda de radiación emitida al volver el electrón a su

órbita n=1. 4. La energía necesaria para que todos los electrones de un mol de átomos de hidrógeno

se trasladen a la órbita n=5. (Datos: RH = 2,180·10-18 J; h = 6,62·10-34 J·s; Nº Avogadro = 6,02·1023)

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Soluciones al tema 3 (I)

1. De la teoría emitida por Rutherford todavía es válida la idea de que las cargas positivas se

agrupan en una pequeña región central del átomo: el núcleo, que la mayor parte del átomo entre el núcleo y los electrones está vacío, y que el núcleo, además de protones, debía contener los neutrones. Su fallo era considerar que los electrones giraban en órbitas y que todas las órbitas eran posibles.

2. d = m/V = m / (4/3 π R3); m = 19 / 6,023·1023 g.; R= 5·10-5 Å = 5·10-5 Å·10-8 cm·Å-1 = 5·10-13cm d = (19 / 6,023·1023) g. / [4/3·π·(5·10-13 cm.)3] = 6,02·1013 g/cm3 = 6,02·1010 kg/m3

3. ninf para el estado fundamental del hidrógeno, es decir con el electrón en el nivel más bajo es 1. nsup es ∞ ya que el electrón se lleva fuera de los límites del átomo al ionizarse el H. ν=3,29·1015·[(1/12) - (1/∞)] = 3,29·1015 s-1;

E = h·ν = 6,63·10-34 J·s·3,29·1015 s-1 = 2,18·10-18 J. 4. b 5. El ion Li+ tiene 2 electrones, 3 protones y 4 neutrones. 6. ∆E = -1,51 eV - (-13,6 eV) = 12,09 eV. Esta es la energía que debe tener un fotón capaz de

provocar el salto entre los niveles de energía dados. E = h·ν ⇒ ν = E/h = [12,09 (eV) · 1,6·10-19 (J/eV)] / [6,63·10-34 /J·s)] = 2,92·1015 s-1. λ = c/ν = [3·108 (m/s)] / [2,92·1015 (s-1)] = 1,027·10-7 m.

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TEMA 3: ESTRUCTURA DE LA MATERIA (II) (Preguntas de la 6 a la 9) Explicaciones complementarias Hemos visto en el tema anterior como el modelo atómico de Bohr daba explicación a las series espectrales que se obtenían del átomo monoelectrónico del H. Pero al querer hacer lo mismo con los espectros de otros átomos polielectrónicos, surgían graves dificultades, incluso para explicar el espectro del helio. Para resolver estos problemas, los físicos Heisemberg y Schrödinger crearon en 1925, de forma independiente, una nueva teoría que fue posteriormente ampliada y organizada por otros científicos, la teoría mecánica cuántica. En el presente tema vas a estudiar los aspectos de la teoría mecánica cuántica que te permitirán comprender cómo se ordenan los electrones en los átomos y como consecuencia de ello serás capaz de averiguar las estructuras electrónicas de todos los elementos del sistema periódico y casi todas sus propiedades. Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la unidad 3(preguntas de la 6 a la 9) deberás ser capaz de:

− Comprender la diferencia entre órbita y orbital. − Calcular cuántos subniveles y orbitales hay en cada uno de los niveles de energía

propuestos en el átomo de Bohr. − Reconocer las formas de los diferentes tipos de orbitales − Explicar el significado de los cuatro números cuánticos − Conocer el orden en que los electrones van rellenando los orbitales para poder

averiguar la configuración electrónica de cada uno de los elementos químicos. − Identificar en qué orbital se encuentra situado un electrón, caracterizado por sus cuatro

números cuánticos.


1. Contesta razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿Cuántos orbitales hay en el segundo nivel de energía principal? b) La energía de estos subniveles, ¿aumenta o disminuye con l? c) ¿En qué se parecen y en que se diferencian los orbitales p? d) ¿Por qué el subnivel de energía 2p puede alojar más electrones que el subnivel 2s?

2. Determinar los valores de los números cuánticos del electrón situado en el orbital 4 pz, con orientación ↑.

3. a) Escribir la configuración electrónica de los elementos: Cloro (Z=17) y Estroncio (Z=38) b) Identificar los elementos concretos que tienen las configuraciones electrónicas siguientes: 1: [Ne] 3s23p3 y 2: [Kr] 4d105s2

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4. Indicar razonadamente cuál es el máximo número de electrones en un átomo que

puedan tener todos los siguientes conjuntos de números cuánticos: a) n=3 b) n=4 y l=2 c) n=4, l=3 y ml=2 d) n=2, l=1, ml=0 y ms=-1/2

5. Explicar cuál de las siguientes configuraciones es la más estable 1s 2s 2p

a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ b) ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ c) ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑↓ d) ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓

6. El llamado principio de incertidumbre o de indeterminación de Heisenberg se expresa matemáticamente: ∆x·∆p ≥ h/2π ∆x y ∆p denotan la incertidumbre de la posición y del momento lineal (cantidad de movimiento = mv) de una partícula. a) Un electrón se mueve con una velocidad de 3,0·106 m/s. Si la precisión de esta

medida es del 1%, ¿cuál es la mínima incertidumbre en la posición del electrón? (h = 6,62·10-34 J·s; masa del electrón = 9,1·10-31 Kg.) b) ¿Cuál será la mínima incertidumbre en la posición de una bala de 12 g. que se

mueve a 200 m/s, suponiendo que la precisión de esta medida es del 1%. c) Compara los dos resultados anteriores. ¿Qué conclusión extraes sobre la

importancia del principio de indeterminación de Heisenberg en el mundo microscópico y en el macroscópico?

Actividades para enviar al tutor 1. Contesta razonadamente cuántos orbitales hay en los siguientes subniveles de energía

y cuántos electrones pueden alojarse en ellos: a) 3p; b) 3d; c) 4d; d) 4p 2. Razona cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos son posibles:

a) n=2, l=1, ml=1 b) n=1, l=0, ml=-1 c) n=4, l=2, ml=-2 d) n=3, l=3, ml=0 Para cada una de las combinaciones posibles, escribir la designación habitual de los subniveles correspondientes a los números cuánticos dados.

3. En principio, dado que los orbitales 3d tienen más energía que el orbital 4s, las configuraciones del cromo y del cobre deberían ser: Cr: [Ar] 3d44s2 y Cu: [Ar] 3d94s2 Sin embargo se ha confirmado experimentalmente que son: Cr: [Ar] 3d54s1 y Cu: [Ar] 3d104s1 Esto se debe a que las configuraciones con subniveles de energía llenos o semillenos son más estables que aquellos con subniveles parcialmente llenos. Teniendo en cuenta esto, predice las configuraciones del: Mo (Z=42) y Ag (Z=47)

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Soluciones al tema 3 (II)

1.

a) El nivel de energía principal segundo, n = 2, posee los subniveles: 2s para el cuál n = 2 y l = 0 y 2p para el cual n = 2 y l = 1. El subnivel 2s sólo posee un orbital ya que para l = 0, m sólo puede ser 0. El subnivel 2p posee 3 orbitales para n = 2 son 4 orbitales: 1s y 3p.

b) Aumenta. La energía de los subniveles 2p, correspondientes a l = 1, es mayor que la energía del subnivel 2s (l = 0).

c) Por tener el mismo valor del número cuántico l, los tres orbitales 2p tienen la misma forma y la misma energía. Puesto que sólo se diferencian en el valor del número cuántico, los tres orbitales se diferencian sólo en su orientación en el espacio.

d) Tiene el mismo razonamiento del subapartado a).

2. El 4 corresponde al valor de n. La letra p indica que el valor de l es 1. Para l =1 los posibles valores de ml son: -1, 0, +1, para pz sería ml = +1. Por último el valor de s correspondiente a la orientación del espín ↑ es + 1/2. Por tanto: n = 4, l = 1, ml = 1, ms = +1/2.

3. a) Cloro (Z=17) = 1s22s22p63s23p5; Estroncio (Z=38) = 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2.

b) [Ne] 3s23p3 = Fósforo (Z=15); [Kr] 4d105s2 = Cadmio (Z=48). 4. a) Para n = 3 hay: 1 orbital 3s + 3 orbitales 3p + 5 orbitales 3d = 9 orbitales. Como cada orbital

puede tener 2 electrones, en los 9 orbitales puede haber un número máximo de 18 electrones.

b) Para n = 4 y l = 2 hay 5 orbitales 4d. En 5 orbitales puede haber 10 electrones.

c) Para n = 4, l = 3, ml =2 sólo hay un orbital 4f, por lo tanto sólo puede tener 2 electrones.

d) Sólo hay un electrón que puede tener estos cuatro números cuánticos.

5. La más estable es la b) de acuerdo con la regla de Hund. 6. a) La indeterminación en la velocidad es: ∆v = 3,0·106 (m/s) · 0,01 = 3,0·104 m·s-1. Por tanto

∆p=∆(m·v) = m∆v = 9,1·10-31 (Kg.)·3,0·104 (m/s) = 2,73·10-26 Kg.·m·s-1. Como: ∆x = h / (∆p·2π) = [6,62·10-34 (J·s)] / [2,73·10-26 (Kg·m·s-1)·2·3,14] = 0,386·10-8 m.

b) La indeterminación de la velocidad es: ∆v = 200 (m/s)·0,01 = 2 m·s-1. ∆p = m∆v = 12·10-3 Kg.·2(m/s) = 0,024 Kg·m·s-1. ∆x = h / (∆p·2π) = 4,39·10-33 m.

c) En el caso del electrón, la indeterminación en la posición es incluso mayor que el radio de los átomos en los que se encuentran confinados los electrones atómicos. Es decir la indetermi-nación es grande por lo que no es posible determinar la trayectoria definida de un electrón. Por el contrario, en el caso de la bala la indeterminación es totalmente despreciable comparada con su dimensión. En el mundo macroscópico se puede ignorar el principio de incertidumbre pero no en el microscópico.

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TEMA 4. ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Orientaciones La ordenación de los elementos químicos en la tabla periódica ha supuesto un gran avance para la sistematización de la Química. Mirando una tabla periódica un estudiante debe ser capaz de predecir prácticamente todas las propiedades y comportamiento de los elementos que la integran. En el presente tema vas a aprender las claves que te ayudarán a extraer la gran cantidad de información que te proporciona una tabla periódica. Para poder estudiar esta Unidad debes conocer previamente, sin dudas y en orden, los elementos que componen cada grupo de la tabla periódica. Si no es así es preferible que pierdas un tiempo en recordarlos antes de comenzar al estudio. De los elementos llamados Lantánidos y Actínidos es suficiente con que conozcas su nombre. Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Enumerar en orden los elementos que forman cada uno de los grupos de la tabla periódica.

− Situar cada grupo en la tabla periódica, según la configuración electrónica de su última capa (capa de valencia), relacionándola con sus propiedades químicas.

− Razonar la variación de tamaño que presentan los elementos químicos al descender en un grupo o al avanzar por un periodo del sistema periódico.

− Comprender el significado de energía de ionización, de afinidad electrónica y de electronegatividad y su variación en los elementos del Sistema Periódico.

− Comprender y conocer las tendencias de la reactividad en los metales y en los no metales.


1. Observa las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s22s2p5 B: 1s22s2p63s2p6d54s2 C: 1s22s2p63s2p6d104s2p6 D: 1s2 a) Señala a qué bloque del Sistema Periódico corresponden cada uno de los elementos

A, B, C y D. b) Razona cuál de ellos es más electronegativo.

2. Un ion, X2-, posee la configuración electrónica 1s22s2p63s2p6, ¿cuál es el número atómico y el símbolo de X?, ¿a qué periodo pertenece?. Comenta cómo pueden ser el potencial de ionización, la afinidad electrónica y como consecuencia la reactividad de X.

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3. Escribe ordenados los elementos representativos que forman el 3er y 4º periodos. A continuación razona cuáles de las afirmaciones siguientes son válidas: a) El Al es un metal más reactivo que el Na. b) el Br es más reactivo que el As. c) El Ca es más reactivo que el Mg.

4. ¿A qué cantidad de energía se denomina afinidad electrónica del ion mononegativo X-? ¿Qué relación existe entre la energía de ionización de un elemento X cualquiera, EI(X), y la afinidad electrónica de su ion monopositivo, AE(X+)?

5. La energía de ionización del cesio es 374,5 KJ/mol: a) Calcular la energía de ionización por átomo medida en electrón-voltios. b) ¿Cuál es la frecuencia mínima de una radiación electromagnética capaz de ionizar

los átomos de potasio en estado gaseoso? (Datos: 1eV=1,6·10-19 J; h=6,62·10-34 J·s).

6. La afinidad electrónica del cinc es, utilizando el convenio termodinámico, +0,9 eV/átomo. a) La captura de un electrón por parte de un átomo de cinc, ¿desprende o absorbe

energía? b) Expresar la afinidad electrónica del cinc en KJ/mol. (Datos: 1eV=1,6·10-19 j; NA =

6,02·1023)


1. Entre los elementos del 2º periodo de la tabla:

a) ¿Cuál es el elemento de mayor densidad? b) ¿Cuál es el que tiene mayor afinidad electrónica? c) ¿Cuál es el que tiene mayor potencial de ionización?

2. Un elemento cuya configuración electrónica es: 1s22s2p63s2p6d104s2p65s1 a) ¿Es representativo, de transición, de transición interna o gas noble? b) ¿A qué periodo pertenece? ¿A qué grupo? c) El Na tiene un radio atómico de 0,186 nm. ¿Cómo será el radio del elemento

estudiado, mayor, igual o menor? ¿Y su potencial de ionización (E1)? d) ¿Será más o menos reactivo que el Li?

3. La afinidad electrónica del cinc es, utilizando el convenio termodinámico, +0,9 eV/átomo. a) La captura de un electrón por parte de un átomo de cinc, ¿desprende o absorbe

energía? b) Expresar la afinidad electrónica del cinc en KJ/mol. (Datos: 1eV=1,6·10-19 J;

NA=6,02·1023).

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1. a) A: Bloque de los elementos representativos (no metales); B: Bloque de los metales de

transición; C y D: Bloque de los gases nobles. b) El más electronegativo es el A, es el que mayor tendencia tiene a atraer hacia si electrones

porque sólo le falta uno para completar su segunda capa.

2. El ion dado posee 18 electrones. Como se trata de un ion dinegativo, X2-, debe tener sólo 16 protones en el núcleo. Por tanto, el número atómico de X es Z = 16, se trata del azufre, cuyo símbolo es S. Pertenece al tercer periodo. El potencial de ionización del S debe ser alto pues dada su configuración electrónica no tiene ninguna tendencia a ceder electrones, su carga nuclear (16 protones) ejerce bastante atracción sobre todos los electrones de la 3ª capa que están poco apantallados por otros electrones, por eso es necesario suministrar mucha energía para quitarle un electrón. La afinidad electrónica por tanto será alta es decir el S tiene bastante tendencia a captar un electrón. La reactividad del azufre dentro de los no metales es media.

3.

Grupo I II III IV V VI VII VIII 3er periodo 4º periodo

Na K

Mg Ca

Al Ga

Si Ge

P As

S Se

Cl Br

Ar Kr

a) Falso: la reactividad de los metales disminuye al avanzar a lo largo de un periodo. b) Cierta: la reactividad de los no metales, como son el arsénico y el bromo aumenta al avanzar a

lo largo de un periodo. c) Cierta: la reactividad de los metales aumenta al descender en un grupo.

4. La afinidad electrónica es la energía absorbida o desprendida cuando una especie química en

estado gaseoso adiciona un electrón. S+ (g) + e- → X (g) + AE (X+) (1). En el caso de los iones positivos la captura de un electrón es siempre exotérmica es decir negativa según el convenio termodinámico. La energía de ionización de X, EI (X) sería: X(g) + EI(X) → X+ (g) + e (2) Si comparamos las ecuaciones (1) y (2) resulta evidente que AE(X+) =EI(X)

5. a) [374,5 (KJ/mol)·103 (J/KJ)] / [1,6·10-19 (J/eV) · 6,02·1023 (átomos/mol)] = 3,89 eV·atom-1.

b) Cada fotón debe ionizar un átomo, por lo que debe poseer una energía mínima de 3,89 eV. ν = E/h = [3,89 (eV)·1,6·10-19 (J/eV)] / [6,62·10-34 (J·s)] = 9,4·1014 s-1.

6. a) Zn (s) + e- → Zn- (g) viene acompañado de una absorción de energía. b) 0,9 (eV/átomo) · 1,6·10-19 (J/eV) · 10-3 (KJ/J) · 6,02·1023 (átomos/mol) = 86,69 J·mol-1.

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TEMA 5. UNIONES ENTRE ÁTOMOS (I)

Orientaciones En los temas anteriores has estudiado las configuraciones electrónicas de los átomos y su utilidad para poder predecir las principales propiedades de los elementos químicos. En este tema y en el Tema 7 continuaremos utilizando las configuraciones electrónicas, sobre todo las de los electrones de la última capa de los elementos (capa de valencia), para poder explicar las tendencias que tienen los átomos para unirse entre sí. Comienzas el estudio del enlace químico. Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Justificar la tendencia de los átomos a unirse entre ellos. − Explicar cómo y por qué dos átomos se unen mediante un enlace iónico. − Conocer qué es la energía reticular y su relación con la estabilidad de un compuesto

iónico. − Calcular el balance energético de los enlaces iónicos mediante el Ciclo de Born-

Haber. − Razonar las propiedades que presentan los compuestos iónicos. − Explicar las condiciones necesarias para que se produzca un enlace metálico y

justificar las propiedades de los sólidos metálicos.


1. Deducir la electrovalencia de los elementos siguientes a partir de sus configuraciones electrónicas. ¿Cuál sería la carga de sus iones?

a) Be; b) O; c) Cl; d) K; e) Al 2. Ordenar las sustancias siguientes en orden creciente de su temperaturas de fusión:

BeCl2; MgCl2; CaCl2; SrCl2; O2; Al. Explica el criterio que has aplicado. 3. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?. En los enlaces iónicos:

a) Las energías de ionización de los dos elementos son elevados. b) A mayor energía reticular, resulta más estable el compuesto iónico. c) Las electronegatividades de los átomos son pequeñas. d) Los cationes tienen menor volumen que los átomos de los que provienen. e) Todos los iones tienen igual carga.

4. Diseña el ciclo de Born-Haber y calcula la energía de formación del bromuro de potasio a partir de los siguientes datos: S = Energía de sublimación del potasio: 81,26 Kj/mol. EV = Energía de vaporización del Br2: 30,7 Kj/mol D = Energía de disociación del bromo gaseoso: 193,5 Kj/mol. EI = Energía de ionización del potasio: 418,4 Kj/mol EA = Afinidad electrónica del bromo: -321,86 Kj/mol. U = Energía reticular del bromuro de potasio: -697,05 Kj/mol. El bromo se encuentra en la naturaleza en forma molecular en estado líquido. El potasio es un metal sólido.

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5. Escribe la configuración electrónica del calcio y del bromo:

a) Razona el tipo de compuesto que formarán. b) Escribe la fórmula que representa a dicho compuesto.

Describe las propiedades que deben esperarse en el compuesto formado.


1. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas, indicar cuáles formarán enlace iónico y cuáles serían las fórmulas resultantes.

a) 1s22s2p63s2p5 d) 1s22s2p63s2p64s2 b) 1s22s2p6 e) 1s22s2p63s1 c) 1s22s2p4 f) 1s22s2p63s2p6d104s2p6

Calcular la electroafinidad del flúor a partir de los siguientes datos: S (Rb) = 78 Kj/mol; D (F2) = 160 Kj/mol; EI (Rb) = 402 Kj/mol; Q (RbF) = 552 Kj/mol; U (RbF) = 760 Kj/mol. (S = energía de sublimación; D = energía de disociación; EI = energía de ionización; Q= energía total desprendida; U = energía reticular).


1. La electrovalencia coincide con el nº de electrones que el átomo neutro necesita ganar (-) o perder

(+) para completar su octete. a) b) c) d) e)

Elemento

Be (Z=4) O (Z=4)

Cl (Z=17) K (Z=19) Al (Z=13)

Configuración

1s22s2 1s22s2p4 1s22s2p63s2p5 1s22s2p63s2p64s1 1s22s2p63s2p1

Electrovalencia

+2 -2 -1 +1 +3

Carga

Be+2 O-2 Cl-1 K+1 Al+3

2. Los compuestos iónicos con iones más cargados o más pequeños funden a temperaturas mayores

por ser mayor la fuerza de atracción entre ellos. Las sustancias moleculares funden a temperaturas menores y las metálicas, a temperaturas mayores. Según esto: O2<SrCl2<CaCl2<MgCl2<BCl2<Al

3. a) Falso. Es necesario que la energía de ionización de uno de ellos sea poco elevada y la afinidad

electrónica del otro sea alta. b) Correcta. Si la energía reticular es alta, el compuesto formado es estable. c) Falsa. La electronegatividad del anión es alta. d) Cierto. Al tener menos carga negativa el núcleo atrae con más fuerza a los electrones que quedan. e) Falso. Los iones pueden tener diferente carga.

4. K(s) + 1/2 Br2 (l) -------------------------------→ KBr (cristal) l I +EV -Q ↑ l ↓ l +S l 1/2 Br2 (g) l +U l l1/2D l ↓ ↓ +EI l K (g) Br (g) ---------------------------------→ K+Br- (g)

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+EA Energía de formación Q = S + EV + 1/2 D +EI - EA - U = 81,26 + 30,7 + 1/2·193,5 + 418,4 - 321,86 - 697,05 = - 391,8 KJ/mol.

5. Ca (Z=20): 1s22s2p63s2p64s2; Br (Z=35): 1s22s2p63s2p64s23d104p5.

a) Formarán un compuesto iónico pues el calcio, según su configuración electrónica, tenderá a formar cationes Ca+2 y el bromo Br-1. b) CaBr2 c) Será un sólido cristalino, duro, quebradizo, de alto punto de fusión y ebullición y soluble en disolvente polares como el agua. Será conductor fundido y en disolución.

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TEMA 6. UNIONES ENTRE ÁTOMOS (II) Orientaciones En el presente tema, vamos a completar el conocimiento de la unión entre átomos con el estudio de otro tipo de enlace químico, el enlace covalente. Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberías ser capaz de:

− Representar diferentes compuestos covalentes mediante diagramas de estructuras de Lewis y explicar a través de ellos la geometría de moléculas sencillas.

− Describir las moléculas mediante la teoría del enlace de valencia (EV), diferenciando entre enlaces tipo σ y tipo π y moléculas polares y apolares.

− Explicar los distintos tipos de hibridación de orbitales atómicos, relacionándolos con la geometría y propiedades de las moléculas.

− Describir las diferentes fuerzas intermoleculares relacionándolas con el estado físico, puntos de fusión y ebullición de los compuestos.


1. La valencia covalente de un átomo es el número de enlaces covalentes que puede formar y coincide con el número de electrones desapareados que tiene (o que puede desaparear). ¿Por qué son diferentes las valencias de los elementos F y Cl si pertenecen al mismo grupo de elementos?

2. Representar las moléculas siguientes con estructuras de Lewis: a) O2; b) HCl; c) HOCl; d) NO; e) HCN.

3. ¿Cuál de estas afirmaciones no es correcta? a) Covalencia es el número de electrones desapareados. b) En el trifluoruro de boro hay un enlace dativo. c) La molécula de ácido clorhídrico presenta polaridad. d) El H2 es una molécula apolar.

4. ¿Qué condiciones deben cumplirse para que dos átomos formen una molécula polar? ¿Cuál o cuáles de las moléculas siguientes son polares?

a) F2; b) O2; c) K; d) NaBr; e) HCl. 5. Ordena, razonadamente, de mayor a menor punto de ebullición: a) F2; b) ClF; c) BrF; d) IF.

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6. Razona la forma geométrica que presentan las moléculas e iones siguientes: a) BeF2 c) BF3

F F — Be — F | B

F F b) PF3 d) NH4

+


1. Teniendo en cuenta los valores de la siguiente tabla: Masa

molecular (u) Temperatura de ebullición (°C)

Energía de enlace (Kc/mol)

N2 CCl4

28 154

-196 77

N-N : 225 C-Cl : 80

¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? a) La temperatura de ebullición del CCl4 es más alta porque la energía de enlace C-Cl

> N-N. b) Las fuerzas de Van der Waals en las moléculas de N2 son muy débiles. c) Las fuerzas de Van der Waals en el CCl4 son del tipo dipolo-dipolo y, por tanto, más

fuertes que las que actúan en el N2. d) Las fuerzas de Van der Waals crecen con la masa molecular. e) Las fuerzas intermoleculares no están relacionadas con la energía de enlace.

2. ¿Por qué el cloro y el hidrógeno no son solubles en agua y el ácido clorhídrico sí lo es? 3. Explica qué tipo de hibridación presenta el átomo central para que las siguientes

moléculas no tengan momento dipolar permanente: a) CS2; b) SiH4.

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1. Las configuraciones electrónicas son: F = 1s22s2p5; Cl = 1s22s2p63s2p5

En el caso del flúor sólo se puede desaparear un electrón, porque en el nivel 2, que es el de valencia, no existe subnivel “d”. En cambio, para el cloro, cuyo nivel de valencia es el 3, como existen 5 subniveles “d”, se pueden desaparear todos los electrones del dicho nivel.

S P D Valencia ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 1

↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 3

↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 5

↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 7

2. En las estructuras de Lewis se representan solamente los electrones de la capa de valencia de los

átomos. 3. a) Correcta. La covalencia es el número de enlaces covalentes que puede formar un átomo y

coincide con el número de electrones desapareados o que puede desaparear fácilmente, promocionando electrones a niveles energéticos próximos. b) Incorrecta. El boro presenta una configuración electrónica 1s22s2p1 con 1 electrón desapareado. Si promociona 1 electrón desde el nivel 2s hasta el nivel 2py , el átomo de boro presenta 3 electrones desapareados y forma, con 3 átomos de flúor, 3 enlaces covalentes normales. c) Correcta. Los átomos enlazados, H y Cl, tienen electronegatividades diferentes. d) Correcta. Es apolar porque los dos átomos tienen la misma electronegatividad.

4. Los dos átomos deben tener diferente electronegatividad. En las moléculas diatómicas, coinciden polaridad de enlace y polaridad de la molécula µ = q· d .La única molécula polar entre las dadas es la e) HCl, puesto que el enlace es covalente y que el Cl es mucho más electronegativo que el H. El NaBr no forma molécula por ser enlace iónico.

5. IF>BrF>ClF>F2 Este orden es debido a que cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad entre los átomos

las moléculas que forman son más polares y mayores son las fuerzas de atracción entre ellas (fuerzas de Keeson).

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6. a) Se trata de una molécula lineal. El berilio experimenta una hibridación “sp” y se obtienen 2

orbitales híbridos lineales, cada uno con un electrón, que forman enlaces σ con los 2 átomos de flúor. b) Se puede considerar que el átomo P experimenta una hibridación “sp3”. Tres de los cuatro orbitales híbridos forman enlaces con tres átomos de F y el otro contiene un par de electrones no compartidos. La estructura es piramidal. c) El B experimenta una hibridación “sp2” y los tres orbitales híbridos forman tres enlaces con tres átomos de F. La estructura es plana. d) En el NH4

+, el N experimenta hibridación “sp3”. Tres de los cuatro orbitales, con un electrón cada uno, forman tres enlaces con tres H y el otro orbital híbrido, ocupado con dos electrones, forma un enlace covalente coordinado o dativo con un ion H+.

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TEMA 7. TERMODINÁMICA Orientaciones La tendencia general de cualquier sistema físico es a organizarse hasta llegar a una situación de mínima energía. La termodinámica química, estudia el intercambio de energía entre un sistema (reacción química) y su entorno. Con su estudio estarás en situación de poder predecir si una reacción química es o no espontánea en unas condiciones dadas de presión y temperatura. Recuerda que, además de las actividades de autoevaluación de la presente guía, tienes otras actividades de autoevaluación en el libro de texto, al final de cada tema. Te serán de gran ayuda para completar el estudio de las unidades. Criterios de evaluación Al finalizar es estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Comprender y manejar con soltura los conceptos de: energía interna (∆U), entalpía (∆H), entropía (∆S) y energía libre de Gibbs (G), para una reacción química y las relaciones entre ellas.

− Distinguir entre reacciones exotérmicas y endotérmicas. − Calcular entalpías estándar para una reacción dadas las entalpías estándar de

formación de los productos y los reactivos. − Aplicar la ley de Hess a distintos procesos químicos. − Discutir cuándo una reacción es espontánea o no, dependiendo de los valores de la

entalpía y de entropía.

Actividades de autoevaluación 1. Utilizando el diagrama de entalpía siguiente:

a) Calcula el calor desprendido o absorbido cuando el peróxido de hidrógeno se

descompone, a presión constante en agua y oxígeno según esta ecuación: H2O2(l) → H2O (l) + 1/2 O2 (g) b) Calcula la variación de la entalpía para descomponer en sus elementos 4 moles de

H2O. c) ¿Cómo es la reacción química de formación de agua a partir de sus elementos

endotérmica o exotérmica?

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2. Predecir de forma razonada el signo de ∆S en los siguientes procesos: a) Congelación del agua b) N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) c) C (s) + H2O (g) → CO (g) + H2 (g) d) Condensación de amoniaco gaseoso.

3. Un mol de carbonilo de níquel gaseoso, Ni(CO)4, se descompone al calentarlo dando Ni y CO, absorbiendo 160,7 KJ en forma de calor. a) Escribe la ecuación termoquímica. b) Escribe la ecuación termoquímica del proceso contrario. ¿Se trata de una reacción

endotérmica o exotérmica? c) Calcula cuántos gramos de Ni(CO)4 se descomponen al absorber 10,0 KJ.

4. Dada la reacción exotérmica: C (s) + 2Cl2 (g) → CCl4 (l). Indica razonadamente el signo de ∆H, ∆S y ∆G del proceso y discute su espontaneidad.

5. En la combustión de 0,1 g. de metanol a 298 °K, a presión constante, se liberan 2,26 KJ de energía en forma de calor. Calcula las entalpías estándar de combustión y de formación del metanol CH3OH.

(∆HfCO2 (g)=-393,5 KJ·mol-1; ∆Hf H2O (l)=-285,8KJ·mol-1) 6. a) Calcula la variación de entalpía estándar de la reacción del carburo de calcio sólido

con el agua para dar Ca(OH)2 (s) y acetileno (g). b) Calcula la energía que se desprende en forma de calor durante la combustión, a

presión constante, de 50 dm3 de acetileno, medidos a 25 °C y 1,01·105 Pa. Datos: Entalpías estándar de formación: CaC2 (s) = -62,7 KJ·mol-1; H2O (l) = -285,8 KJ·mol-1; Ca(OH)2 (s) = -76,1 KJ·mol-1; C2H2 (g) = -84,6 KJ·mol-1; CO2 (g) = -393,5 KJ·mol-1; R = 8,31 J·K-1·mol-1.


1. En la combustión del diamante (C) hay una ∆H = -94,50 Kcal. y en la combustión del grafito (C) hay una ∆H = -94,05 Kcal. a) ¿Qué diferencia existe entre el diamante y el grafito si los dos son C? b) Calcula la variación de ∆H en el proceso de fabricación del diamante a partir del

grafito. ¿Es endotérmico o exotérmico? c) Discute la espontaneidad del proceso.

2. A partir de los datos siguientes calcula el calor de formación del pentacloruro de fósforo líquido: P4 (s) + 6 Cl2 (g) → 4PCl3 (l) ∆H° = -304,0 Kcal. PCl3 (l) + Cl2 (g) → PCl5 ∆H° = -32,8 Kcal.

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1. a) Tenemos las ecuaciones siguientes: (1) H2(g) + O2(g) H2O(l) + 1/2 O2(g) ∆H1 = -286KJ (2) H2(g) + O2(g) H2O2(l) ∆H2 = -188KJ (3) H2O2(l) H2O(l) + 1/2 O2(g) ) ∆H3 = ?

Aplicando la ley de Hess se puede relacionar la ecuación (3) con la (1) y la (2) según la expresión: (3) = (1) – (2) Luego: ∆H3= - 286 – (-188) = -98 KJ (reacción exotérmica). b) La ecuación de descomposición sería: 4H2O + 2O2 4H2 + 4O2. La variación de entalpía:

∆Htotal = 4 ∆H (de un mol). Como, según el diagrama del ∆H = +286KJ ∆Htotal = 4 · (+286) = 1544KJ c) La variación de entalpía para la formación de agua a partir de sus elementos es igual a –286 KJ

por lo tanto es exotérmica, desprende calor.

2. ∆S = Sproductos – Sreactivos a. Negativo. Una substancia sólida está más ordenada que en forma líquida y por tanto Sproductos

es menor que Sreactivos. b. Negativo. Ha disminuido el número de moles gaseosos, es decir, el sistema se ha ordenado,

luego la S ha disminuido. c. Positivo. Ha aumentado el número de moles gaseosos. d. Negativo. El amoniaco al condensarse se licúa y se ordena más.

3. a) Ni(CO)4 (g) Ni (s) + 4CO(g) ∆H = 160,7 KJ

b) Ni(s) + 4CO(g) Ni(CO)4 ∆H = -160,7KJ (exotérmica) c) Masa molecular Ni(CO)4 = 170,7u.

Si con 160,7KJ se descomponen 170,7g l 10,0 KJ -------------------------- x g l ⇒ x = 10,62 g Ni(CO)4

4. Como es exotérmica → ∆H < 0. Como hay disminución del número de moles gaseosos, la entropía de los productos es menor que la de los reactivos → ∆S < 0. Como T > 0 tenemos que T · ∆S < 0 y por tanto ∆G = ∆H - T ∆S = (-) - (-) = - l∆Hl + lT∆Sl. Es decir el signo de ∆G y por tanto la espontaneidad dependerá de cuál de los dos términos sea mayor. - a T bajas lT·∆Sl < l∆Hl ⇒ ∆G < 0 ⇒ Reacc. espontánea. - a T altas lT·∆Sl < l∆Hl ⇒ ∆G > 0 ⇒ Reacc. no espontánea.

5. Masa molecular de metanol CH3OH = 32 u. Si en la combustión de 0,1 g. se liberan 2,26 KJ l ¨ ¨ 32 g. -------------- x l ⇒ x = 723,2 KJ · mol-1. El calor de una reacción a presión constante es igual a ∆H como en este caso el calor se libera; ∆H = -723,2 KJ.º (1) CH3OH (l) + 3/2 O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (l) ∆H1 = -723,2 KJ. ∆H1 = ∆Hf CO2 (g) + 2 ∆Hf H2O (l) - [∆HfCH3OH (l) + 3/2 ∆HfO2 (g)] = -723,2 kJ. Despejando y teniendo en cuenta que ∆HfO2 = 0 ⇒ ∆HfCH3OH (l) = -241,9 KJ·mol-1.

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6. a) CaC2 (s) + 2H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g)

∆H = [∆Hf Ca(OH)2 (s) + ∆Hf C2H2 (g)] - [∆Hf CaC2 (s) + 2·∆Hf H2O (l)] = [(-76,1) + (-84,6)] - [(-62,7) + 2 · (-285,8)] = 473,61 KJ.

b) Los moles de acetileno son:

n=pV / RT = [1,01·105 N/m3 · 50 · 10-3 m3] / [8,31 J·K-1·mol-1·298K] = 2,04 moles. La combustión del acetileno es: C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2CO2 (g) + H2O (l). La ∆H de esta reacción es: ∆H = [2·∆HfCO2 (g) + ∆HfH2O (l)] - [∆HfC2H2 (g) + 5/2∆HfO2 (g)] = [2·(-393,7) + (-285,8)] - [(-84,6) + 0] = -988,6 KJ. En la combustión de 1 mol de C2H2 se desprenden 988,6 KJ. Por tanto en los 2,04 moles se desprenderán: 988,6 KJ/mol · 2,04 moles = 2.016, 74 KJ.

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TEMA 8. CINÉTICA QUÍMICA Orientaciones La cinética química estudia la rapidez con que una reacción química transcurre y los factores que influyen en ella para retardarla o acelerarla. Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Explicar qué se entiende por velocidad de una reacción química y cómo se mide. − Calcular la velocidad de una reacción en función de la concentración de los reactivos o

de los productos. − Relacionar razonadamente la velocidad de reacción con los factores que influyen en

ella: concentración, temperatura... − Aplicar la teoría de colisiones para explicar cómo se producen “choques eficaces”

entre las moléculas de los reactivos. − Relacionar la energía de activación con la constante de velocidad, K. − Conocer la importancia y el mecanismo de los catalizadores en el control de la

velocidad de reacción y de los productos que se pueden obtener. − Reconocer a las enzimas como catalizadores de las reacciones bioquímicas que

tienen lugar en nuestro cuerpo.


1. La reacción de descomposición del N2O5 a 45 °C: 2N2O5 → 4NO2 + O2, es de primer orden con respecto al N2O5. Sabiendo que la constante de velocidad, a dicha temperatura, vale 6,08·10-4 s-1, calcular la velocidad de reacción: a) [N2O5] = 0,10 mol·l-1 ; b) [N2O5] = 0,30 mol·l-1

2. La figura siguiente muestra el diagrama de energía potencial para este sistema reaccionante: A + B → C + D

a) ¿Cuánto vale la energía de activación para esta reacción? b) ¿Se trata de una reacción endotérmica o exotérmica?

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3. A partir de los datos suministrados en la siguiente figura, correspondientes a la

reacción: A + B → 2C

Calcular: a) La velocidad inicial de formación de C. b) La velocidad inicial de desaparición de A. c) Los moles/litro de A que han reaccionado al cabo de 23 s. d) La velocidad de formación de C en el instante t = 10 s.

4. A partir de los datos de la tabla siguiente:

Calcular la ecuación de velocidad, el orden de la reacción y la constante de velocidad de: 2NO (g) + 2H2 (g) → N2 (g) + 2H2O (g)

5. La constante de velocidad de la reacción de descomposición del cloruro de nitrosilo, 2NOCl → 2NO + Cl2, vale 9,3·10-5 l·mol-1·s-1 a 100 °C y 1,0·10-3 l·mol-1·s-1 a 130 °C. Calcular la energía de activación de esta reacción. Dato: R = 8,31 J·mol-1·K-1.


1. Bajo ciertas condiciones la velocidad de descomposición del N2O5 en NO2 y O2, vale

2,5·10-6 mol·l-1·s-1. Hallar en esas mismas condiciones, la velocidad a la que se forma el NO2 y el O2.

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2. El óxido nítrico, NO, se oxida muy fácilmente a dióxido de nitrógeno, NO2. Un estudio

experimental de esta reacción suministró los datos siguientes:

a) ¿Cuál es la ley de velocidad para esta reacción? b) ¿Cuánto vale la constante de velocidad?


1. Puesto que la velocidad es de primer orden con respecto al N2O5, la ecuación de velocidad es:

v = K[N2O5]. Sustituyendo los valores dados, obtenemos: a) v = 6,08·10-4 (s-1)·0,10 (mol·l-1) = 6,08·10-5 mol·l-1·s-1 b) v= 6,08·10-4 (s-1)·0,30 (mol·l-1) = 1,824·10-4 mol·l-1·s-1

2. a) La energía de activación es la diferencia de energía entre el complejo activado (correspondiente al pico de la barrera) y los reactivos. De la figura se deduce que la energía de activación es: 100 (KJ·mol-1) - 20 (KJ.mol-1) = 80 KJ·mol-1. b) Es una reacción endotérmica pues el contenido energético de los productos es mayor que es de los reactivos.

3. a) La velocidad de formación de C, vf = (d[C]) / dt, es igual a la pendiente de la tangente a la curva obtenida al representar la concentración de C frente al tiempo. En el instante inicial, la tangente a dicha curva tiene una pendiente igual a 0,012 mol·l-1·s-1. Por tanto: (vf)0 = [d[C]/dt]t=0 = 0,012 mol·l-1·s-1. b) De acuerdo con la estequiometría de la reacción: ∆[A] = (1/2) · (-∆[C]);➔ d[A] = -(1/2) · d[C] Por tanto la velocidad de desaparición de A es:vd = (-d[A]) / dt = (1/2) · (d[C]/dt) = (1/2) · vf (vd)0 = (1/2) · (vf)0 = (1/2) · 0,012 (mol·l-1·s-1) = 0,006 mol·l-1·s-1. c) Al cabo de 23 s., de acuerdo con la figura, se han formado 0,07 mol·l-1 de C. En consecuencia: Si para tener 2 moles de C se necesitan 1 mol de A, para tener 0,07 mol·l-1 de C necesitaremos (0,07/2) = 0,035 mol·l-1 de A. d) La pendiente de la curva “concentración de C” frente al tiempo para t = 10 s. es igual a: [(0,07 - 0,05)( mol·l-1) / (17 - 10)(s)] = [0,02 mol·l-1] / 7 s. = 2,86·10-3 mol·l-1·s-1. Por tanto (vf)t=10 = 2,86·10-3 mol·l-1·s-1.

32

4. a) La ecuación de velocidad es: v = K[NO]n[H2]m.

Según esta expresión si duplicamos [NO] manteniendo constante [H2], la velocidad se multiplica por 2n. Los valores de la tabla indican que al duplicar la concentración de NO (desde 0,15 a 0,30 mol·l), manteniendo constante la de H2, la velocidad se multiplica por cuatro (desde 0,0025 hasta 0,010 mol·l-1·s-1). En consecuencia 2n = 4 ⇒ n = 2. La reacción es entonces de orden 2 respecto al NO. Por otra parte, la velocidad resulta directamente proporcional a [H2]. Observando la tabla, si duplicamos [H2] manteniendo constante [NO], la velocidad también se duplica. En consecuencia m=1. La reacción es entonces de orden 1 respecto del H2. La ecuación de la velocidad será: v = K [NO]2[H2]. El orden total será 3. La constante de velocidad se puede calcular a partir de cualquier conjunto de datos: K = [v / [NO]2·[H2]) = [0,0025 mol·l-1·s-1 / (0,152 mol·l-1)2 · (0,15 mol·l-1)] = 0,74 mol-2·l2·s-1.

5. De acuerdo con la ecuación de Arrhenius: K = A·eEa/RT. Tomando logaritmos neperianos, queda: lnK = ln A - (Ea/RT). Sustituyendo los valores de K y restando los dos valores:

ln 1,0·10-3 mol·l-1·s-1 - ln 9,3·10-5 mol·l-1·s-1 = (-Ea/R) · [(1/403 (K)) - (1/373 (K))]. ln (1,0·10-3 / 9,3·10-5) = [Ea / 8,31 (J·mol-1·K-1)] · (-1,996·10-4 K-1) ⇒ Ea = 9,91·104 J·mol-1

33

TEMA 9. EQUILIBRIO QUÍMICO Orientaciones Con el estudio de la Termodinámica los químicos son capaces de predecir si una reacción es espontánea o no y en qué condiciones energéticas se realizará. Con el estudio de la Cinética química, se puede conocer, además, la rapidez con que esas reacciones químicas se desarrollan e introducir factores que controlen esa velocidad. Pero también tienen que ser capaces de saber el rendimiento que cabe esperar de una reacción, es decir la cantidad de productos que se van a poder obtener, y tratar de mejorarlo. Esto se consigue mediante el estudio del Equilibrio químico. Intuitivamente, puede parecer que al reaccionar dos sustancias, éstas deben continuar el proceso hasta transformarse completamente en otras, los productos. Así, al quemar carbón o gas butano se consumen completamente transformándose en CO2 y H2O y en ese momento la reacción se para. Sin embargo, existen numerosas reacciones, llamadas reacciones reversibles, en las que los reactivos se combinan para dar los productos, pero también los productos pueden combinarse para volver a dar los reactivos. Si la velocidad de ambos procesos es la misma, la reacción, externamente, parece que se para, está en equilibrio químico. La Termodinámica, la Cinética química y el equilibrio químico tienen una gran aplicación en la industria química. Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Comprender que el equilibrio químico en una reacción es un equilibrio dinámico donde continúan produciéndose reacciones entre los reactivos y entre los productos.

− Calcular las concentraciones de los reactivos y de los productos existentes en un sistema químico en equilibrio.

− Relacionar las concentraciones de las especies presentes en un equilibrio, con la constante de equilibrio.

− Comprender que la constante de equilibrio de un determinado sistema químico es independiente de las concentraciones iniciales de los reactivos y sólo varía con la temperatura.

− Definir Kp y demostrar su relación con Kc. − Relacionar el valor de Kc y Kp con el grado de transformación de los reactivos en

productos. − Definir el principio de Le Chatelier y explicar como reaccionan los sistemas en

equilibrio, cuando se someten a diferentes perturbaciones externas (cambios de concentración, de volumen, catalizadores, temperatura).

− Aplicar Kc y Kp a equilibrios heterogéneos.

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1. La constante de equilibrio, Kc, para la reacción representada en la siguiente ecuación química: N2 (g) + O2 (g) ⇔ 2NO (g) vale 2,5·10-3 a 2.100 °C. Calcular el valor de Kp a dicha temperatura.

2. Para el equilibrio: PCl3 (g) + Cl2 (g) ⇔ PCl5 (g), Kc vale, a cierta temperatura, 0,18. Suponer que en un matraz se tiene una mezcla de estos tres gases con las siguientes concentraciones: [PCl3] = 0,052 M; [Cl2] = 0,014 M y [PCl5] = 0,006 M. a) Hallar el cociente de reacción, Q. ¿Se encuentra este sistema en equilibrio? b) En caso negativo, ¿en qué dirección se producirá la reacción en busca del equilibrio

químico? 3. La constante de equilibrio Kc para la reacción: Br2 (g) ⇔ 2Br (g) , vale 1,04·10-3, a

1.285 °C. Un recipiente de 200 centímetros cúbicos contiene, una vez alcanzado el equilibrio, 4,5·10-2 moles de Br2. a) ¿Cuántos moles de Br estarán presentes en el matraz? b) La reacción de disociación del Br2 es endotérmica. ¿Qué se puede hacer para

aumentar la cantidad de bromo atómico? c) ¿Cuáles de las medidas adoptadas en el apartado b) afectan al valor de Kc?

4. En un recipiente de 10 litros, a 800 K, se encierran 1 mol de CO (g) y 1 mol de H2O (g). Cuando se alcanza el equilibrio representado por la ecuación: CO (g) + H2O (g) ⇔ CO2 (g) + H2 (g), el recipiente contiene 0,665 moles de CO2 y 0,665 moles de H2. a) ¿Cuáles son las concentraciones de los cuatro gases en el equilibrio? b) ¿Cuál es el valor de Kc para dicha reacción a 800 K?

5. Para la reacción: N2O4 (g) ⇔ 2NO2 (g), Kp vale 0,14 a 25 °C. Un matraz cerrado contiene una mezcla de dichos gases en el equilibrio a dicha temperatura. Si la presión parcial de N2O4 es 0,25 atm.: a) ¿Cuál es la presión parcial de NO2? b) ¿Cuál es la presión total de la mezcla?

6. A 930 °C, temperatura a la que aproximadamente se encuentran los gases del tubo de escape de un automóvil, la constante de equilibrio de la reacción:

2CO2 (g) ⇔ 2CO (g) + O2 (g) vale Kp = 1·10-13 atm. Suponiendo que la composición, en volumen, de los gases expulsados por el tubo de escape es 0,2% de CO, 12% de CO2 y 3% O2, siendo la presión total de 1 atm. a) ¿Se encuentra dicha mezcla en equilibrio? b) La presencia de un catalizador que acelere la velocidad de la reacción dada,

¿aumentará o disminuirá la concentración de CO en los gases expulsados? ¿Será una medida ecológica el uso de tal catalizador?

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1. a) Escribe la expresión de la constante de equilibrio para las siguientes reacciones heterogéneas: NH3 (g) + HCl (g) ⇔ NH4Cl (s) 2NaHCO3 (s) ⇔ Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g) b) La constante de equilibrio de la reacción 2H2 (g) + CO (g) ⇔ CH3OH (g) a 425 °C

vale Kc = 300 mol-2·l2. ¿Cuál es la constante de equilibrio para esta reacción si se representa por las ecuaciones siguientes? a) H2 (g) + 1/2 CO (g) ⇔ 1/2 CH3OH (g) b) CH3OH (g) ⇔ 2H2 (g) + CO (g)

2. Cuando se introducen 0,2 moles de N2O4, gas incoloro, en un matraz de 2 litros, a 100°C, el N2O4 se descompone parcialmente, formando NO2, gas pardo-rojizo. En la figura se muestra cómo evolucionan con el tiempo las cantidades de dichos gases.

a) Calcular el valor de Kc y Kp, a 100 °C, para el equilibrio: N2O4 (g) ⇔ 2NO2 (g) ∆H=+57KJ.

b) Si elevamos la temperatura, ¿la mezcla se hará más oscura o más clara? Dato: R = 0,082 atm·l·K-1·mol-1.

3. Para la reacción de descomposición del cloruro de amonio sólido: NH4Cl (s) ⇔ NH3 (g) + HCl (g), la constante de equilibrio, Kp, vale 6·10-9, a 400 K. Calcular las presiones parciales de amoniaco y de cloruro de hidrógeno, producidos en la descomposición de una muestra de NH4Cl sólido, a 400 K, una vez alcanzado el equilibrio.


1. Kp y Kc están relacionadas por la expresión: Kp = Kc (RT)∆ng Sustituyendo valores, obtenemos: Kp = Kc (RT)0 = 2,5 . 10-3 2. a)Para la reacción dada, el cociente de reacción es:

Dado que el valor de Q no coincide con el de Kc, el sistema no se encuentra en equilibrio. b) Como Q > Kc, la reacción avanza hacia la izquierda en busca del equilibrio: PCl3 (g) + Cl2 (g) ⇔ PCl5 (g).

Q PClPCl Cl

=⋅

=⋅

=[ ]

[ ] [ ]'

' ''5

3 2

0 0060 052 0 014

8 24

36

3. a) Una vez alcanzado el equilibrio, debe cumplirse: [Br]2 / [Br2] = 1,04 . 10-3 La concentración de bromo molecular, en el equilibrio, es: [Br2] =4,5 . 10 -2(mol) / 0,2 (l) = 0,225 M

Por tanto [Br] = -32 10 . 1,04 . ][Br = 10 1,04 . 0,225 -3 = 1,53 10 -2 M

En los 200 cc, habrá, pues, 1,53 10 -2 (mol . l -1) 0,2 (l) = 3,06 . 10 -3 moles de Br.

b) Puesto que la reacción de disociación del bromo molecular es endotérmica, podemos desplazar el equilibrio hacia la formación de Br atómico aumentando la temperatura. Además, podemos aumentar la cantidad de Br atómico aumentando el volumen del recipiente, ya que (de acuerdo con el principio de Le Chatelier) un aumento del volumen desplaza el equilibrio hacia el lado que contenga mayor número de moles gaseosos.

c) Sólo el cambio de temperatura afecta al valor de K c 4. a) Inicialmente, no había nada de CO2 ni de H2. Por tanto, los 0,665 moles de CO2 (y los 0,665 de

H2) se han producido en la reacción entre el CO y el agua. De acuerdo con la estequiometría de la reacción, deben haber reaccionado 0,665 moles de CO con 0,665 moles de agua:

5.

CO (g) + H2O(g) ⇔ CO2(g) + H2(g)

Moles iniciales 1 1 0 0

Cambio en el nº moles – 0,665 – 0,665 +0,665 +0,665

Moles en el equilibrio 1–0,665=0,335 1-0,665=0,335 0,665 0,665 Las concentraciones en el equilibrio son, pues: [CO] = [H2O] = 0,335 (mol) / 10 (l) = 0,0335 M; [CO2] = [H2] = 0,665 (mol) / 10(l) = 0,0665M b) Sustituyendo estas concentraciones en la expresión de Kc, obtenemos:

6. a) Puesto que la mezcla está en equilibrio, debe cumplirse:

pNO2

2

pN2O4

- KP = 0,14

Despejando pNO 2= 0,25 ⋅ 0,14 = 0,187 atm.

b) La presión total de la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales de los gases existentes: ptotal = 0,25 + 0,187 = 0,437 atm

7. a) Cuando en una reacción todas las sustancias son gases, el número de moles es el mismo que

la composición en volumen. Por tanto, la fracción molar para una sustancia será: xi = % / 100 y su pparcial = xi . ptotal

Podemos calcular las presiones parciales de los gases de la mezcla de escape: pCO = 0,2 / 100 . 1 (atm) = 0,002 atm pCO2

= 12 / 100 . 1 (atm) = 0,12 atm pO 2 = 3 / 100 . 1 (atm) = 0,003 atm EI cociente de reacción (en presiones) resulta:

Como Q es distinto de Kp, el sistema no se encuentra en equilibrio.

K CO HCO H Oc

eq

=⋅

⋅= =

[ ] [ ][ ] [ ]

'

''2 2

2

2

2

0 0665

0 03353 94

b gb g

Qp p

pCO O

CO

=⋅

=⋅

= ⋅ −2

2

2

262

2

0 002 0 03012

8 3 10( ' ) ''

'

37

b) Al ser Q > KP, el sistema reaccionará hacia la izquierda: 2 CO2 (g) ⇔ 2 CO (g) + O2 (g). De suerte que el valor de Q disminuya hasta igualar el de KP. En la búsqueda del equilibrio, pues, parte del CO reacciona con O2. Por tanto, un catalizador que facilite el establecimiento del equilibrio químico disminuirá la concentración de CO entre los gases expulsados. En consecuencia, y dada la toxicidad del CO, el uso de dicho catalizador será una medida ecológica.

38

TEMA 10. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES Orientaciones Comenzamos en este punto el estudio de los distintos tipos de reacciones químicas. En química inorgánica podemos clasificar las reacciones, fundamentalmente, en dos grandes grupos:

− Reacciones ácido-base o de transferencia de protones. − Reacciones de óxido-reducción o de cambio en el número de oxidación de los

elementos. En el presente tema y en el siguiente, abordaremos los distintos aspectos de las reacciones de transferencia de protones. Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Describir las características de las sustancias ácidas y de las básicas. − Reconocer a los ácidos y a las bases aplicando la teoría de Brönsted y Lowry, así

como las bases y ácidos conjugados. − Medir con soltura la fuerza de los ácidos y las bases mediante el cálculo de las

constantes de acidez y de basicidad y del pH. − Predecir en qué sentido se desplaza un determinado equilibrio ácido-base. − Predecir la tendencia del pH en la hidrólisis de una sal.


1. a) Utilizando la teoría protónica de Brönsted y Lowry, indicar cuáles de las siguientes especies son ácidos o bases: SO4

2-, HCO3-, F-, HCl.

b) Escribe la fórmula del ácido o base conjugados, según corresponda, de las especies anteriores.

2. Razonar el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas de las siguientes sales: a) Cloruro de sodio c) Acetato de amonio b) Acetato de sodio d) Cloruro de amonio Dato: Kb(NH3) = Ka(CH3COOH).

3. Calcular el pH de las siguientes disoluciones: a) Disolución 10-2 M de HCl. b) Disolución de 2 g. de NaOH en 500 cc de agua.

4. Calcular el número de iones hidróxido presentes en 200 ml. de una orina humana de pH = 6,40. Dato Número de Avogadro, NA = 6,023·1023.

5. El fluoruro de hidrógeno es un ácido que en disolución 0,1 M se disocia en un 10%. a) Calcular el pH de una disolución 0,1 M de HF. b) Hallar la Ka de dicho ácido.

6. En 500 ml. de agua se disuelven 3 g. de ácido acético. Calcular: a) El pH. b) El porcentaje de ácido acético ionizado. Dato: Ka del ácido acético = 1,8·10-5.

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1. Dados estos pares conjugados:

CH3COOH/CH3COO-, Ka = 2·10-5. HF/F- , Ka = 6,8·10-4. HCN/CN- , Ka = 4,9·10-10.

elegir el ácido más fuerte y la base más fuerte. 2. Se agregan dos gotas de ácido clorhídrico 0,5 M a un litro de agua. Calcular el pH de la

disolución resultante. El volumen de una gota es de 0,05 ml. 3. El fenol, C6H5OH, se comporta como un ácido orgánico monoprótico débil que se utiliza

en la fabricación de algunos plásticos. Una disolución preparada disolviendo 0,385 g. de fenol en agua, hasta obtener 2 litros de disolución, tiene un pH de 6,29. Calcular la Ka del fenol.


1. a) Son ácidos el HCO3

- y el HCI, ya que son capaces de ceder un protón al agua: HCO3

- + H2O ⇔ CO32- + H3O+

HCI + H2O ⇔ Cl- + H3O+ Son bases el SO4

2-, HCO3- y F- ya que son capaces de aceptar un protón del agua:

SO42- + H2O ⇔ HSO4

- + OH- HCO3

-, + H2O ⇔ H2CO3 + OH- F- + H2O ⇔ HF + OH- b) SO4

2- / HSO4-

(base) HCO3- / H2CO3 (ácido conjugado)

(ácido) HCO3- / CO3

2- (base conjugada) F- / HF HCl / Cl-

2. a) Neutro, ya que ni los iones Cl- ni los Na+, producidos en la disociación del cloruro de sodio,

reaccionan con el agua, dado que aquél procede de un ácido fuerte y éste de una base fuerte.

b) Básico. De los iones formados en la ionización del acetato de sodio, anión CH3COO- y catión Na+, sólo el primero reacciona con el agua, ya que proviene de un ácido débil (el ácido acético), mientras que el segundo proviene de una base fuerte (el NaOH). La reacción de los iones acetato con el agua produce iones hidróxido, por lo que la disolución de acetato de sodio es básica: CH3COO- + H2O ⇔ CH3COOH + OH-

c) Neutra. Tanto el anión acetato, que procede de un ácido débil (el CH3COOH), como el catión

amonio, que procede de una base débil (el NH3), reaccionan con el agua: CH3COO- + H2O ⇔ CH3COOH + OH- NH4

+ + H2O ⇔ NH3 + H3O- La constante de basicidad del ion acetato es igual a la constante de acidez del ion amonio, ya que: Kb (CH3COO-) = Kw / Ka(CH3COOH); Ka(NH4

+) = Kw / Kb (NH3) y Kb(NH3) = Ka(CH3COOH) Por tanto, y dado que se forman tantos iones acetato como iones amonio, aquéllos producen tantos iones OH- como éstos iones H3O+, la disolución resultante tiene carácter neutro.

40

d) Ácido. De los iones formados en la ionización del cloruro de amonio, anión Cl- y catión NH4+,

sólo el segundo reacciona con el agua, ya que proviene de una base débil (el amoniaco), mientras que el primero proviene de un ácido fuerte (el HCI). La reacción de los iones amonio con el agua produce iones hidronio, por lo que la disolución de cloruro de amonio es ácida:

NH4+ + H2O ⇔ NH3+ H3O+

3. a) El HCI es un ácido fuerte que se disocia totalmente:

HCl + H2O ⇔ Cl- + H3O+

Concentraciones iniciales (M) 10-2 0 0

Concentraciones finales (M) 0 10-2 10-2

pH = - log [H3O+] = - log (10-2) = 2

b) La concentración de NaOH es:

El NaOH es una base fuerte que se disocia totalmente:

NaOH ⇔ Na+ + OH-

Concentraciones iniciales (M) 0,1 0 0

Concentraciones finales (M) 0 0,1 0,1

Como [H3O+] . [OH-] = Kw, la concentración de iones hidronio será: [H30+] = Kw / [OH-] = 10-14 / 0,1 = 10-13 M . Luego, pH = - log [H3O+] = - log (10-13) = 13

4. pH = - log [H3O+] = 6,4 ⇒ [H30+] = 10-6.4

La concentración de iones hidróxido vale, pues: [OH ] = Kw / [H30+] = 10-14 / 10-6.4 = 10-7.6 M = 2,5 . 10-8 M EI número de moles de iones OH- en los 200 ml de orina será: 2,5 . 10-8 (mol/l) . 0,2 (I) = 5 . 10-9 mol Por tanto, el número de iones OH- es: 5 . 10-9 (mol) . 6,023 . 1023 (iones/mol) = 3 . 1015 iones

5. a) Los mol . I-1 de HF que se encuentran disociados son: 0,1 M . (10/100) = 0,01 M.

Tenemos, pues:

HF + H2O ⇔ F- + H3O+


Cambio en la concentración (M) -0,01 +0,01 +0,01

Concentraciones en el equilibrio (M) 0,1 – 0,01 = 0,09 0,01 0,01

El pH de la disolución valdrá: pH = -log [H3O+] = - log (0,01) = 2

b)

240

0 50 05

0 501

( )( / )

' ( )' ( )

' ( )'

gg mol

ImolI

M= =

K HF F H OHFa

eq

( ) [ ] [ ][ ]

( ' ) ( ' )'

'=⋅

=⋅

= ⋅− +

−3 30 01 0 010 09

11 10

41

Se han despreciado los iones H3O+ procedentes de la autoionización del agua, ya que son muy pocos comparados con los que origina la ionización del HF. La razón radica en que el agua es un ácido mucho más débil que el HF. En general, siempre que tengamos un ácido mucho más fuerte que el agua, despreciaremos los iones H3O+ procedentes de la autoionización del H3O+. Similarmente, cuando tengamos una base más fuerte que el agua, despreciaremos los iones OH- procedentes de la autoionización del H2O.

6. a) La concentración inicial de ácido acético es:

Llamando x a los mol . I-1 de ácido acético que se disocian, tenemos:

CH3COOH + H2O ⇔ CH3COO- + H3O+


Cambio en la concentración (M) -x +x +x

Concentraciones en el equilibrio (M) 0,1 – x x x

Sustituyendo en la expresión de la Ka. del ácido acético, obtenemos:

Dado el valor pequeño de Ka el equilibrio anterior está desplazado hacia la izquierda. Por tanto, x debe ser muy pequeño y podemos hacer la aproximación: 0,1 - x aprox. igual = 0,1 La ecuación anterior queda entonces: x2 / 0,1 = 1,8 . 10-5 ⇒ x = 1,34 . 10-3 La concentración de iones hidronio es, pues, [H3O+] = 1,34 . 10-3. El valor del pH es: pH = - log [H3O+] = - log 1,34 . 10-3 = 2,87 b) El porcentaje de ácido ionizado es: (1,34 . 10-3 /0,1) · 100 = 1,34 %

360

0 501

( )( / )

' ( )'

gg mol

IM=

K CH COO H OCH COOH

x xxa

eq

=⋅

=⋅−

= ⋅− +

−[ ] [ ][ ] '

'3 3

3

5

01018 10

42

TEMA 11. ASPECTOS ADICIONALES DE LOS EQUILIBRIOS ACUOSOS Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Calcular la normalidad de un soluto en una disolución. − Reconocer cuándo se llega al punto de equivalencia en una valoración o volumetría

ácido-base. − Calcular la concentración de disoluciones de un ácido o una base en una volumetría. − Predecir el pH del punto de equivalencia de una neutralización. − Definir la solubilidad de una sustancia y evaluar los factores que la determinan. − Calcular el producto de solubilidad. − Explicar cómo se puede formar la lluvia ácida, sus efectos y su prevención.


1. Expresar en equivalentes las siguientes cantidades de ácidos y bases: a) 4,9 g de H2SO4 b) 0,68 g de NH3 c) 26 g de Al(OH)3

2. En un litro de agua, a 10ºC, colocamos 600 g de Pb(NO3)2. Una vez alcanzado el equilibrio, quedan en el fondo 100 g de sal sin disolver. ¿Qué tipo de disolución hemos obtenido? ¿Cuál es la solubilidad del Pb(NO3)2 en agua pura a 10 ºC?

3. En un matraz ponemos 25 ml de una determinada disolución de ácido clorhídrico. La siguiente figura muestra cómo cambia el pH al ir añadiendo una disolución 0,05 N de NaOH.

a) ¿Cuál era la concentración de la disolución de HCl? b) ¿Qué indicador se puede utilizar para valorar HCl con NaOH? c) ¿Cuántos equivalentes gramo de NaOH se deben gastar para valorar los 25 ml de la

disolución de HCl dada?. 4. Se valoran 30 ml de ácido acético, CH3COOH, 0,10 M con NaOH.

a) ¿Cuál es el pH de la disolución de ácido acético antes de la valoración? b) ¿Cuántos moles de NaOH reaccionarán con el ácido acético? Escribir la ecuación

iónica neta de la reacción. c) Si el volumen total de la disolución en el punto de equivalencia es 45,0 ml, ¿cuál es el

pH de la disolución? Dato: el ácido acético es un ácido monoprótido de Ka = 1,8·10-5.

43

5. A 25 °C el producto de solubilidad del carbonato de plata vale 8,1·10-12. Calcular para

dicha temperatura: a) La solubilidad molar del Ag2CO3. b) Los gramos de Ag2CO3 que podemos llegar a disolver en medio litro de agua.

6. Calcular la solubilidad molar del hidróxido de magnesio en una disolución 0,1 M de NaOH. Dato: Ks del Mg(OH)2 = 7,1·10-12.


1. A una disolución 0,01 M de AgNO3 se añade cromato potásico hasta que [CrO42-] = 10-4

M. Determinar si formará o no un precipitado de Ag2CrO4. Dato: Ks del Ag2CrO4 = 2·10-

12. 2. Se valoran 25 ml. de amoniaco 0,10 M con ácido clorhídrico 0,10 M.

a) Calcular el pH en el punto de equivalencia. b) Razonar cuál sería un buen indicador para esta valoración. Dato: Kb del NH3 = 1,75·10-5.

3. El sulfato de bario es tan insoluble que puede ingerirse sin riesgo, a pesar de que el Ba2+ es tóxico. A 25 °C, en un litro de agua se disuelven solamente 0,00245 g. de BaSO4. a) ¿Cuáles son las concentraciones de Ba2+ y SO4

2- en una disolución saturada de BaSO4?

b) Calcular el valor de Ks para esta sal.


1. En general: (número de equivalentes) = (número de moles) . v

a) Suponemos un caso donde cada molécula de H2SO4 proporciona dos iones H+ de modo que v = 2 eq . mol-1 Por tanto: n.º eq H2SO4 = 4,9 (g) / 98 (g/mol) . 2( eq/mol ) = 0,1 eq

b) Cada molécula de NH3 reacciona con un ion H+, de modo que v = 1 eq . mol-1. Por tanto: n.º eq NH3 = (0,68 (g) / 17 (g/mol)) · 1 ( eq / mol ) = 0,004 eq c) Suponemos un caso donde cada molécula de Al(OH)3 reacciona con tres iones H+ de modo que

v = 3 eq . mol-1. Por tanto: n.º eq Al(OH)3 = (26(g) / 26 (g/mol)) · 3 ( eq/mol ) = 3 eq 2. Se obtiene una disolución saturada, ya que se encuentra en equilibrio y no admite más soluto en

su seno. Puesto que se han disuelto 600 - 100 = 500 g de Pb(NO3)2 en 1 litro de agua, la solubilidad es: S = 500g . l-1

3. a) En el punto de equivalencia, se verifica: Na . Va = Nb . Vb

En la figura podemos ver que el punto de equivalencia, en el que se produce el cambio brusco del pH, se alcanza cuando se han añadido 50 ml de la disolución 0,05 N de NaOH. Sustituyendo valores en la ecuación anterior, tenemos: Na . 25 (ml) = 0,05 (N) . 50 (ml) ⇒ Na = (0,05 (N) - 50 (ml)) / 25 (ml) = 0,10 N b) Un indicador adecuado es el azul de bromotimol, ya que cambia de color en las inmediaciones

del punto de equivalencia. c) Para la valoración de los 25 ml de la disolución de HCI se han gastado 50 ml de disolución 0,05 N de NaOH. Los equivalentes de NaOH contenidos son: n.º eq = N . V (I) = 0,05 (N) . 0,050 (I) = 2,5 10-3 eq

44

4. a) Llamando x a los mol . I-1 de ácido acético que se disocian, tenemos:

CH3COOH + H2O ⇔ CH3COO- + H3O+




Sustituyendo en la expresión de la constante de acidez del ácido acético, obtenemos:

Debido al pequeño valor de Ka el equilibrio anterior está muy desplazado hacia la izquierda, de modo que sólo se disocia una fracción muy pequeña del ácido acético. Podemos, pues, despreciar x frente a 0,1, de suerte que la ecuación anterior se simplifica y puede escribirse: x2 / 0,1 = 1,8 . 10-5 ⇒ x =1,34 10-3 El pH de la disolución inicial de ácido acético vale: pH = - log [H3O+] = - log (1,34 10-3) = 2,87 b) La ecuación de la reacción entre el ácido acético y el NaOH es:

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O El número de moles de ácido acético contenidos en los 30 ml de disolución 0,1 M, es:

30 . 10-3 (I) . 0,1 ( mol/l ) = 3 . 10-3 moles de CH3COOH Puesto que esta reacción ocurre mol a mol, el número de moles de NaOH que reaccionan será igual al número de moles que había de ácido acético, es decir: 3 . 10-3 moles de NaOH. Teniendo en cuenta que el NaOH y el CH3COONa están totalmente disociados, la ecuación de la reacción neta de neutralización puede escribirse: CH3COOH + OH- → CH3COO- + H2O c) Los moles de iones CH3COO- producidos en el punto de equivalencia, suponiendo en principio

que la reacción está completamente desplazada hacia la derecha, son:

CH3COOH + OH- → CH3COO- + H2O

Moles iniciales 0,003 0,003

Moles finales 0 0 0,003

La concentración de iones acetato formados en el punto de equivalencia es por tanto: [CH3COO-] = 0,003 (mol) / 0,045 (l) = 0,067 M Pero, además, los iones acetato formados sufren hidrólisis, ya que tienen carácter básico, por tratarse de la base conjugada del ácido acético (un ácido débil). Llamando x a los mol . I-1 de ion acetato que se hidrolizan, tenemos:

CH3COO- + H2O ⇔ CH3COOH + OH-




K CH COO H OCH COOH

x xxa

eq

=⋅

=⋅−

= ⋅− +

−[ ] [ ][ ] '

'3 3

3

5

01018 10

45

Sustituyendo la expresión de Kb:

Debido al pequeño valor de Kb(CH3COO-), el equilibrio anterior está muy desplazado hacia la izquierda, de modo que sólo se hidroliza una pequeña fracción de iones acetato. (El ion CH3COO- se comporta como base de forma comparativamente más débil que el CH3COOH como ácido, pues Kb(CH3COO-) < Ka(CH3COOH).). Podemos por tanto despreciar x frente a 0,067, con lo que la ecuación anterior se simplifica: x2 / 0,067 = 5,55 . 10-10 ⇒ x =6,1 . 10-6 El pH de la disolución en el punto de equivalencia es: pH = - log [H3O+) = - log (10-14/(6,1.10-6)) = 8,79

5.a) El equilibrio de solubilidad del Ag2CO3 , es: Ag2CO3 (s) ⇔ 2 Ag+ (aq) + CO32- (aq)

Llamando S a la solubilidad molar del carbonato de plata, tenemos:

Ag2CO3 (s) ≡ 2 Ag+ (aq) + CO32- (aq)

Concentraciones iniciales (M) 0 0

Concentraciones en equilibrio (M) 2S S

Despejando S, obtenemos: S = ( Ks/4)1/3 = [( 8,1.10-12)/4 ]1/3 = 1.26 . 10 –4 mol . I -1

Ks = [Ag+]2 . [CO32-] = (2S)2 . S = 4S3

b) La masa molecular del Ag2CO3 vale 275,74 u. En medio litro de agua se podrán disolver: 1,26 . IO -4 ( mol/I) . 275,74 ( g/mol) . 0,5 (I) = 1,74.10 -2 g.

6. El NaOH es una base fuerte que se disocia totalmente:

NaOH Na+ + OH-

Concentraciones iniciales (M) 0’01 0 0

Concentraciones finales (M) 0 0’01 0’01

Si llamamos S' a la solubilidad molar del Mg(OH)2, en una disolución 0, I M de NaOH, tendremos:

Mg(OH)2 (s) ≡ Mg2+ (aq) + 2OH- (aq)

Concentraciones iniciales (M) 0 0’1

Concentraciones en equilibrio (M) S’ 0’01 + 2S’

Sustituyendo en la expresión de Ks obtenemos: Ks = [Mg2+].[OH-]2 = S' . (0,1 + 2S')2 = 7.1 . 10 -12 Puesto que Ks, es muy pequeño, debemos esperar que S’ sea muy pequeña y, en consecuencia, podemos hacer la simplificación: 0,1 + 2S’ ≈ 0,1 Con lo cual la ecuación anterior queda: S’ · (0,1)2 = 7,1 · 10-12⇒S’=7,1 · 10-10 moles·l-1

K CH COOH OHCH CO

x xxb

eq

=⋅

=⋅

−=

⋅= ⋅

−

−

−

−−[ ] [ ]

[ ] ' ''3

3

14

510

0 06710

18 105 55 10

46

TEMA 12. REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN Orientaciones En las reacciones de óxido-reducción, se producen intercambios de electrones entre algunos de los elementos o iones que intervienen en la reacción, o, también podemos concluir que en estas reacciones, se producen cambios en el número de oxidación de alguno de los átomos o iones presentes en la reacción. Estas reacciones son frecuentes en los procesos químicos, combustiones, corrosión, obtención y limpieza de metales, obtención de energía en pilas y baterías... Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Interpretar y reconocer las reacciones de óxido-reducción. − Reconocer el agente oxidante, el agente reductor, dónde se produce la oxidación y

dónde la reducción en una reacción de óxido-reducción. − Averiguar el número de oxidación asignado a un átomo en un compuesto dado. − Ajustar correctamente reacciones de óxido-reducción. − Realizar cálculos estequiométricos en valoraciones redox.


1. Halla el número de oxidación de todos los átomos de las siguientes especies: a) MnO4-;

b) NaHCO3; c) HClO4. 2. Identificar cuál es el agente oxidante y cuál el reductor en los siguientes procesos redox:

a) 3SO2 + 2HNO3 + 2H2O → 3H2SO4 + 2NO b) NaI + 3HClO → NaIO3 + 3HCl c) Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 d) Cl2 + NaOH → HClO + NaCl

3. Ajustar, por el método del ion-electrón, las siguientes reacciones en medio ácido: a) HCl + KMnO4 → Cl2 + KCl + MnCl2 + H2O b) K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl → CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O.

4. Ajustar; por el método del ion-electrón, la siguiente reacción en medio básico: CrO4

2- + S2- → S + CrO2-.

5. El yodo se obtiene a partir del yodato de sodio (NaIO3), el cual se extrae de los depósitos naturales existentes en Chile. a) Ajustar, por el método del ion-electrón, la ecuación que describe el proceso en el que

se obtiene yodo a partir del yodato de sodio: IO3- + HSO3

- → I2 + SO42-.

b) Calcular el los g. de yodo que se obtienen a partir de 0,800 kg. de yodato de sodio. 6. En disolución ácida el ion hierro (II) es oxidado a ion hierro (III) por el ion permanganato,

que se reduce a ion manganeso (II). a) Escribir ajustada la ecuación iónica correspondiente. b) Calcular el equivalente gramo del sulfato de hierro (II) en este tipo de reacciones. c) Deseamos preparar 500 ml. de disolución 0,1 N de KMnO4. ¿Cuántos gramos de

dicha sal necesitamos?

47


1. Ajustar, por el método del ion-electrón, las siguientes reacciones en medio ácido:

a) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

b) P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO 2. Los iones nitrito y permanganato reaccionan en medio ácido y dan iones nitrato y

manganeso (II), respectivamente. a) Ajustar la reacción correspondiente por el método del ion-electrón. b) Escribir la ecuación molecular correspondiente si el nitrito de sodio reacciona con el

permanganato de potasio cuando se emplea ácido sulfúrico. 3. El ion CrO4

2- se reduce, en medio básico, a ion CrO2-. Hallar el equivalente gramo del

Na2CrO4 en este tipo de reacciones.


1. a) O: 4 átomos . (-2) = -8; Mn: 1 átomo . (z) = z

-8 + z = -1 ⇒ z = +7 Por tanto, en el ion MnO4

- tenemos: Número de oxidación: Mn (+ 7); O (-2)

b) Na: 1 átomo . (+1) = +1; H: 1 átomo . (+1) = +1; O: 3 átomos . (-2) = -6

C: 1 átomo . (z) = z +1 + 1 – 6 + z = 0 ⇒ z = +4 Por tanto, en el NaHCO3, tenemos: Número de oxidación: Na (+1); H (+1); C (+4); O (-2)

c) H: 1 átomo . (+1) = +1; O: 4 átomos . (-2) = - 8; Cl: 1 átomo . (z) = z

+1 - 8 + z = 0 ⇒ z = +7 Por tanto, en el HCIO4, tenemos: Número de oxidación: H(+1); Cl(+7); O(-2)

2. a)

0 +1+6-2 +2+6-2 +4-2 +1-2 Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O

El azufre del SO2 aumenta su número de oxidación desde +4 hasta +6 y, por tanto, se oxida (esto es, pierde electrones). En consecuencia, el SO2 es el agente reductor. Por el contrario, el nitrógeno del HNO3 disminuye su número de oxidación desde +5 a +2 y, consiguientemente, se reduce (esto es, gana electrones). Por tanto, el HNO3 es el agente oxidante. b) +1-1 +1-2+1 +1-1 +1-2 HCl + NaOH NaCl + H2O El yodo del Nal aumenta su número de oxidación desde -1 hasta + 5 y, por tanto, se oxida (esto es, pierde electrones). En consecuencia, el Nal es el agente reductor. Por el contrario, el cloro del HCIO disminuye su número de oxidación desde + 1 a -1 y, consiguientemente, se reduce (esto es, gana electrones). Por tanto, el HCIO es el agente oxidante.

48

c) +1-1 +4-2 +2-1 0 +1-2 4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2O El hierro aumenta su número de oxidación desde 0 hasta +2 y, por tanto, se oxida. En consecuencia, el Fe es el agente reductor. Por el contrario, el hidrógeno del HCI disminuye su número de oxidación desde +1 a 0 y, consiguientemente, se reduce. Por tanto, el HCI es el agente oxidante. d) +1+5-2 +1-1 +1-1 +1+5-2 AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 Uno de los átomos de cloro del Cl2 se reduce ya que su número de oxidación disminuye desde 0 hasta - 1 en el NaCI. El otro átomo de cloro del Cl2 se oxida, aumentando su número de oxidación desde 0 a +1 en el HCIO. Por tanto, aquí uno de los átomos de cloro del Cl2. es el agente oxidante y el otro es el agente reductor.

3. a) La ecuación iónica es: H+ + Cl- + K+ + MnO4

- → ➔ Cl2 + K+ + Cl- + Mn2+ + 2CI- + H2O Se oxida el cloro, cuyo número de oxidación aumenta desde -1 a 0. Se reduce el manganeso, que pasa de +7 a +2. Las semirreacciones son: Oxidación: Cl- → ➔ Cl2 ; Reducción: MnO4

- → ➔ Mn2+

Ajustamos los átomos de cloro y también los de oxígeno añadiendo agua: Oxidación: 2 Cl- → ➔ Cl2 ; Reducción: MnO4

- → ➔ Mn2+ + 4 H2O Ajustamos los átomos de hidrógeno añadiendo H+: Oxidación: 2 Cl- ➔ → Cl2; Reducción: Mn O4

- + 8H+ → ➔ Mn2+ + 4 H2O Ajustamos las cargas eléctricas con electrones, y multiplicamos la semirreacción de oxidación por 5 y la de reducción por 2 para igualar los electrones cedidos a los ganados. Sumamos luego las dos semirreacciones:

5 (2 Cl- Cl2 + 2 e) 2 (MnO-

4 + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O)

10 Cl- + 2 MnO-4 + 16 H+ + 10 e- 5 Cl2 + 10 e- + 2 Mn2+ + 8 H2O

Hacemos las simplificaciones posibles. En este caso, únicamente se cancelan los electrones:

10 CI- + 2 MnO4- + 16 H+ → ➔ 5 CI2 + 2 Mn+2 + 8 H2O

Ésta es la ecuación iónica neta. Si queremos escribir la reacción global en forma molecular, identificamos los iones con las moléculas de las cuales proceden:

16 HCI + 2 KMnO4 → ➔ 5 Cl2 + 2 KCI + 2 MnCI2 + 8 H2O Obsérvese que sólo 10 de los 16 átomos de cloro contenidos en las 16 moléculas de HCI se oxidan. Por dicha razón, el coeficiente del HCI hemos tenido que ajustarlo por tanteo. b) Se oxida el hierro, cuyo número de oxidación aumenta de +2 a +3. Se reduce el cromo, ya que su número de oxidación pasa de +6 a +3. Ajustamos los átomos de Cr, luego los de O y, finalmente, los de H: Oxidación: Fe2+ → ➔ Fe3+ Reducción: Cr2 O7

2- + 14 H+ → ➔ 2 Cr3+ + 7 H2O Ajustamos ahora las cargas eléctricas:

6 (Fe2+ Fe3+ + e-) Cr2O7

2- + 14 H+ + 6 e- 2 Cr3+ + 7 H2O

6 Fe2+ + Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- 6 Fe3+ + 6 e- + 2 Cr3+ + 7 H2O

K2Cr2O7 + 6 FeCl2 + 14 HCl 2 CrCl3 + 6 FeCl3 + 2 KCl + 7 H2O El coeficiente del KCI hay que ajustarlo por tanteo.

49

5

8 5 4

5 8 5 5 5 4

5 8 5 4

2 3

42

22

43 2

22

43 2

2

⋅ → +

+ + → +

+ + + → + + +

+ + → + +

+ + −

− + − +

+ − + − + − +

+ − + + +

( )Fe Fe e

MnO H e Mn H O

Fe MnO H e Fe e Mn H O

Fe MnO H Fe Mn H O

4. Se oxida el azufre, cuyo número de oxidación aumenta de -2 a 0. Se reduce el cromo, cuyo número de oxidación disminuye de +6 a +3. Oxidación: S2- → ➔ S + 2e-; Reducción: CrO4

2- → ➔ CrO2-

3 (S2- S + 2 e-)

2 (CrO42- + 4 H+ + 3 e- CrO-

2 + 2 H2O)

3 S2- + 2 CrO42- + 8 H+ + 6 e- 3 S + 6 e- + 2 CrO-

2 + 4 H2O

3 S2- + 2 CrO42- + 8 H+ 3 S + 2 CrO-

2 + 4 H2O

3 S2- + 2 CrO42- + 8 H+ + 8 OH- 3 S + 2 CrO-

2 + 4 H2O + 8 OH-

8 H2O Simplificando las moléculas de agua:

3 S2- + 2 CrO42- + 4H2O → ➔ 3S + 2 CrO2

- + 8 OH-

5. a) Oxidación: HSO3

- → ➔ SO42- ; Reducción: IO3

- → ➔ I2

Simplificando: 5 HSO3

- + 2 IO3- → 5 SO4

2- + 3 H+ + I2 + H2O b) Los 0,800 kg de yodato de sodio, NalO3 equivalen en moles a:

800 (g NalO3) / 197,89 (g/mol-1) = 4,04 mol NaIO3 Como cada mol de NalO3 produce un mol de iones IO3-, disponemos de 4,04 moles de iones yodato que, de acuerdo con la estequiometría de la reacción, producirán: 4,04 (mol IO3

-) . 1 (mol I2) / 2 (mol IO3-) = 2,02 mol de I2

Es decir: 2,02 (mol I2) . 253,8 (g/mol) = 512,7 g de I2

6. a) Fe2+ + MnO4- + H+ → ➔ Fe3+ + Mn2+

Oxidación: Fe2+ → ➔ Fe3+ ; Reducción: MnO4- → ➔ Mn2+

b) Cada ion Fe2+ (y, por tanto, cada molécula de FeSO4) que se oxida cede 1 electrón. El equivalente gramo del FeSO4 en esta reacción es: 1 eq-g FeSO4 = 1 (mol FeSO4) / 1 = 151,92 g c) Cada ion permanganato MnO4

- requiere 5 electrones para su reducción a ion Mn2+. El equivalente gramo del KMnO4 en esta reacción es: 1 eq-g KMnO4 = 1 (mol KMnO4) / 5 = 158,04 (g) / 5 = 31,6 g Los 500 ml de una disolución 0,1 N contienen: 0,1 (eq-g/l) . 0,5 (I) = 0,05 eq-g KMnO4 Los gramos de KMnO4 necesarios son, pues: 0,05 (eq-g) . 31,6 (g/eq-g) = 1,58 g

5 3 2

2 12 10 6

5 5 2 12 10 5 15 10 6

3 2 42

3 2 2

3 2 3 42

2 2

⋅ + → + +

+ + → +

+ + + + → + + + +

− + −

+ −

− − + − − + −

( )HSO H O SO H e

IO H e I H O

HSO H O IO H e SO H e I H O

50

TEMA 13: ELECTROQUÍMICA Orientaciones Las reacciones redox son la base para el estudio de la electroquímica. El traspaso de electrones, que se produce de un átomo a otro en estas reacciones, es aprovechado en el laboratorio y la industria para obtener: energía eléctrica en las pilas y baterías, elementos puros como cloro, hidrógeno o metales, materiales resistentes a la corrosión como el hierro galvanizado o la hojalata que es hierro recubierto de estaño… Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Explicar el funcionamiento de las pilas galvánicas, reconociendo el ánodo y el cátodo y los fenómenos que tienen lugar en cada uno de ellos.

− Conocer el significado del potencial estándar de reducción. − Calcular la fuerza electromotriz de una pila galvánica y predecir qué procesos

tendrán lugar de forma espontánea. − Explicar el proceso de la electrólisis y conocer la cantidad de electricidad necesaria

para liberar un equivalente gramo de una sustancia. − Valorar las aplicaciones de la electrólisis a la industria.


1. ¿Qué ocurrirá si a una disolución de sulfato de cobre (II) le añadimos trocitos de cinc metálico? ¿Y qué ocurrirá si a una disolución de sulfato de hierro (II) le añadimos limaduras de cobre?

E°(Cu2+/Cu) = +0,34 V; E°(Zn2+/Zn) = -0,76 V; E°(Fe2+/Fe) = -0,44V 2. Se pretende cromar un objeto de acero cuya superficie es de 0,14 m2, con una capa de

0,1 mm. de espesor. Para ello se coloca dicho objeto como cátodo en una cuba de electrólisis que contiene iones Cr3+ en disolución. Si la corriente es de 2,0 A, ¿Cuánto tiempo debe durar la electrólisis? Datos: 1 faraday = 96.500 C; densidad del cromo = 7,1 g/cm3.

3. Calcular cuántos faradays se requieren para: a) Oxidar 0,5 moles de Cl- a Cl2. b) Reducir 0,2 moles de Cr2O7

2- a Cr3+. c) Reducir un mol de Fe3+ a Fe2+. Datos: carga del e- = 1,6·10-19 C; NA = 6,02·1023.

4. Uno de los electrodos de una pila galvánica consta de una barra de cobalto sumergida en una disolución 1 M de iones Co2+. El otro es un hilo de platino sumergido en una disolución 1 M de iones Cl- en la que se burbujea gas cloro a 1 atm. Las dos semiceldas se conectan con un puente salino de NH4NO3. a) Hacer un esquema de la pila, indicando qué electrodo actúa de cátodo y cuál de

ánodo. b) Señalar cuál es la polaridad de los electrodos e indicar en qué dirección fluyen los

electrones por el circuito externo. c) Escribir la reacción global de la pila y hallar su f.e.m. d) ¿En qué sentido se desplazan los electrones del puente salino? Datos: E°(Cl2/Cl-) = +1,36 V; E°(Co2+/Co) = -0,27 V.

51

5. Una disolución de Cd(NO3)2 se somete a electrolisis. Si la corriente es de 2,5 A, ¿durante cuánto tiempo debe estar fluyendo ésta para que se depositen 4,50 g. de metal? Dato: constante de Faraday = 96.500 C.


1. Predecir cuáles de las siguientes reacciones redox son espontáneas en el sentido indicado: a) Br2 + 2Cl- → 2Br- + Cl2 c) Au + 3Fe3+ → Au3+ + 3Fe2+ b) Cu + Ni2+ → Cu2+ + Ni d) MnO4

- + 8H+ + 5Fe2+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 2H2O E°(Cl2/Cl-) = +1,36 V; E°(Br2/Br-) = +1,09 V; E°(Cu2+/Cu) = +0,34 V E°(Ni2+/Ni) = -0,23 V; E°(Au3+/Au) = +1,50 V; E°(Fe3+/Fe2+) = +0,77 V E°(MnO4

-/Mn2+) = +1,51 V. 2. Se construye una pila galvánica con los electrodos normales de Sn2+/Sn y Zn2+/Zn.

a) Indicar cuál es el cátodo y cuál es el ánodo. b) Determinar la polaridad de los electrodos y especificar las reacciones parciales que

ocurren en ellos. c) Hallar la f.e.m. normal de esta pila. d) Escribir la reacción global de la pila. Datos: potenciales normales de reducción: E°(Zn2+/Zn) = -0,76 V; E°(Sn2+/Sn) = -0,14 V

3. Durante 2,00 horas se llevó a cabo la electrólisis de 500 ml. de una disolución acuosa de CuSO4, utilizando una corriente de 0,15 A. En el cátodo se depositó, únicamente, cobre metálico. Calcular el pH de la disolución final. Dato: 1 faraday = 96.500 C.


1. Los iones Cu2+ pueden reaccionar con el cinc según la ecuación: Cu2+ + Zn → ➔ Cu + Zn2+ Dado que E0(Cu2+/Cu) > E0(Zn2+/Zn), la tendencia de los iones Cu2+ a reducirse a Cu es mayor que la de los iones Zn2+ a reducirse a Zn. Por tanto, el equilibrio anterior se encuentra desplazado hacia la derecha. Al añadir trocitos de cinc a una disolución de CuSO4 el cinc se disuelve, oxidándose a Zn2+, mientras que se deposita cobre metálico sobre los trozos de cinc, procedente de la reducción de los iones Cu2+. (Los iones SO4

2- son meros espectadores de la reacción redox que tiene lugar.) Los iones Fe2+ pueden reaccionar con el cobre metálico según la ecuación: Fe2+ + Cu ➔ → Fe + Cu2+ Dado que E0(Cu2+ / Cu) > E0(Fe2+ / Fe), la tendencia de los iones Cu2+ a reducirse a Cu es mayor que la de los iones Fe2+ a reducirse a Fe. Por tanto, el equilibrio anterior se encuentra desplazado hacia la izquierda. En consecuencia, al añadir limaduras de cobre a una disolución de FeSO4 no se produce ninguna reacción, al menos en extensión apreciable.

2. La ecuación de la semirreacción de reducción es; Cr3+ + 3e- → ➔ Cr

Por tanto, el equivalente gramo del cromo es, aquí: eq-g Cr = 1 (mol Cr) / 3 = 52 (g) / 3 = 17,33 g El volumen de cromo necesario es: V = 0,14 (m2) . 10 -4 (m) = 1,4 . 10-5 m3 = 14 cm3 La masa correspondiente a este volumen es: 14 (cm3) . 7,1 (g / cm3) = 99,4 g que expresada en equivalentes gramo, resulta: 99,4 (g Cr) / 17,33 (g Cr/eq-g) = 5,736 eq-g Como se necesita una carga de 1 faraday para depositar 1 equivalente gramo, la carga que debe fluir es: Q = 5,736 (eq-g) . 96 500 (C) = 553524 Como la corriente es de 2A, debe fluir durante un tiempo igual a:

52

t = Q / I = 553 524 (C) / 2 (C/s) = 276 762 s = 76 h 52' 42"

3. a) La ecuación ajustada de la semirreacción de oxidación de los iones Cl- es: Cl- → 1/2 CI2 + 1e- De acuerdo con la ecuación, en la oxidación de 0,5 moles de iones CI-, se liberan 0,5 moles de e- Teniendo en cuenta que la carga de 1 faraday (F) equivale a 1 mol de electrones, obtendremos finalmente: 0,5 F b) La ecuación ajustada de la semirreacción de la reducción de los iones Cr2O7

2- es: Cr2O7

2- + 14H+ + 6e- → ➔ 2Cr3+ + 7H2O De acuerdo con esta ecuación, la reducción de 0,2 moles de iones Cr2O7

2-, requiere: 0,2 (moles Cr2O7

2-) . 6 = 1,2 moles de e- ; es decir, se requieren 1,2 F c) La ecuación ajustada de la semirreacción de la reducción de iones Fe3+ a Fe2+ es:

Fe3+ + 1 e- → ➔ Fe2+ De acuerdo con esta ecuación, la reducción de 1 mol de iones Fe3+ requiere 1 F

4. a) Dado que E0(Cl2/Cl-) > E0(Co2+ /Co), el cloro molecular, Cl2, tiene más tendencia a reducirse que los iones Co2+. Por tanto, el electrodo donde se burbujea el Cl2 es el cátodo, ya que en él se produce la reducción. Consecuentemente, el electrodo de cobalto es el ánodo.

b) El electrodo de cobalto (es decir, el ánodo) será negativo a causa de los electrones que ceden los átomos de cobalto al oxidarse a Co2+. En consecuencia, el electrodo de platino, donde se reduce el cloro (el cátodo), será el electrodo positivo. Los electrones circulan por el circuito externo desde el ánodo, donde son cedidos por los átomos de cobalto al oxidarse, hasta el cátodo, en el que los recoge el Cl2 para reducirse a Cl-.

c) Las semirreacciones que se producen en los electrodos son: ánodo: Co → Co2+ + 2 e- cátodo: Cl2 + 2e- → 2CI- Sumando las semirreacciones catódica y anódica, obtenemos la reacción global de la pila: Co + Cl2 → Co2+ + 2CI- La f.e.m. normal, E0

pila, vale: E0pila = E0

cát - E0án = E0 (Cl2/Cl-) – E0 (Co2+/Co) = 1,36 V - (-0,27 V) =

1,63 V d) Los iones NO3

-, fluyen hacia el compartimento anódico para contrarrestar la carga positiva de los iones Co2+ que se forman al oxidarse el cobalto metálico. Los iones NH4

+ se dirigen al compartimento catódico para contrarrestar la carga negativa de los iones Cl- producidos al reducirse el Cl2.

5. La ecuación ajustada de la semirreacción de reducción es: Cd2+ + 2 e- → ➔ Cd Por tanto, el equivalente gramo del cadmio es: eq-g Cd = 112,40 (g) / 2 = 56,2g El número de equivalentes gramo de cadmio depositados es: 4,50 (g Cd)/56,2(g/eq-g)=0,08eq-gCd Por tanto, dado que un faraday deposita un equivalente gramo de cualquier sustancia, debe haber fluido una carga igual a: Q = 0,08 (eq-g) . 1 (F/eq-g) . 96 500 ( C/F ) = 7720 C

53

Como la corriente es de 2,5 A, debe haber fluido un tiempo igual a: t = Q / I = 7720 (C) / 2.5 (C/S) = 3088 S

54

TEMA 14. QUÍMICA DESCRIPTIVA DE LOS ELEMENTOS DEL SISTEMA PERIÓDICO Orientaciones Antes de comenzar el estudio de este tema, es importante que repases de nuevo la tabla periódica y que sepas enumerar sin equivocaciones todos los elementos químicos ordenados por grupos. Los elementos químicos que pertenecen a un mismo grupo poseen el mismo número de electrones de valencia en la última capa y esto nos permitirá predecir sus comportamientos químicos y sus propiedades físicas. No es necesario que aprendas de memoria todas las reacciones que vienen en el tema, es más importante que comprendas estos procesos y que vayas relacionándolos con la reactividad de los elementos dentro de cada grupo y con los grupos vecinos. Observa las tablas que se insertan dentro de las preguntas y en el margen del texto, te ayudarán a relacionar unos elementos con otros. Realiza tus propios resúmenes donde poder comparar la periodicidad de las diferentes propiedades que quizás no estén suficientemente claras en el texto

Los ejercicios resueltos te ayudarán a centrar los conocimientos que debes aprender.

Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Deducir la evolución de la reactividad en cada grupo de la tabla periódica. − Comparar, a lo largo de la tabla periódica, el cambio progresivo de las propiedades,

de la reactividad y de los enlaces químicos en los diferentes grupos. − Conocer las principales reacciones de los elementos químicos, con el oxígeno, el

agua, los ácidos y los métodos de obtención. − Explicar las características químicas y físicas de los elementos químicos más

significativos.


1. Calcula el pH de la disolución que resulta de añadir 0,46 g de sodio a 2 L de agua. 2. El peróxido de bario se descompone por encima de 700ºC de acuerdo con la ecuación:

2 22 ( ) 2 ( ) ( )BaO s BaO s O g→ + . El oxígeno liberado al calentar 20,0 g de BaO2, se recoge en un matraz de 1 L a 25ºC. Calcula la presión en el interior del matraz. Dato: R = 0,082 atm L K-1 mol-1

3. En el proceso Hall, se obtiene aluminio metálico por electrolisis del Al2 O3. a) Escribe las ecuaciones de las semirreacciones que tienen lugar en cada electrodo y

la ecuación global del proceso, teniendo en cuenta que el oxígeno formado, reacciona con el grafito de los electrodos.

b) ¿Cuánto tiempo se necesita para obtener 1 Kg de aluminio si la intensidad de la corriente es de 34,5 A?.

4. El carbono forma una serie de haluros sencillos del tipo CX4 . El punto de ebullición del CF4 es –128,5 ºC. Razona si el punto de ebullición del CCl4 será mayor o menor que el del CF4.

55

5. El bismuto se encuentra muy abajo en su grupo y se comporta como un metal. Su único óxido, el Bi2O3, es básico (como los óxidos de los metales), por lo que se disuelve en los ácidos formando sales de Bi(III). ¿Cuántos gramos de Bi2O3 reaccionarán con 500 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0,2 M?. Dato: masa atómica Bi = 208,98 u.

6. En una mina se extrae un mineral de hierro que contiene un 60% de magnetita (Fe3O4). El óxido de hierro se reduce en un alto horno utilizando como agente reductor el CO producido en la combustión del carbón. ¿Qué masa de arrabio (hierro fundido), cuyo porcentaje de carbono es de 3,5%, se obtiene a partir de 1 Kg de mineral?


1. El francio es el metal alcalino más pesado. Es radiactivo y se descompone muy rápidamente por lo que la mayoría de sus propiedades químicas son desconocidas. Sin embargo, teniendo en cuenta su posición en la tabla, se pueden pronosticar muchas de ellas. Razona:

a) ¿Cuál es su comportamiento frente al agua? Escribe la ecuación química de dicha reacción e indica si la disolución resultante es ácida, básica o neutra

b) Razona si el francio es más o menos reactivo que sus compañeros de grupo. c) Fórmula su cloruro ¿Será iónico o covalente?

2. Se desea preparar un pequeño volumen de hidrógeno puro por reacción del Li puro en agua.¿Cuántos gramos de litio son necesarios para obtener 450 ml de hidrógeno de densidad 0,0893 g/L?.

3. Calcula cuántos gramos de Co3O4 deben reaccionar con un exceso de Al para producir 500 g de Co metálico, suponiendo que el rendimiento de la operación es del 75%. La ecuación sin ajustar de la reacción que se lleva a cabo es :

3 4 2 3.Co O Al Co Al O+ → +


1. La ecuación ajustada de la reacción es: 2 21( ) ( ) ( ) ( )2

Na s H O l NaOH aq H g+ → + , y teniendo

en cuenta que de cada mol de Na obtenemos 1 mol de NaOH y que el NaOH se encuentra totalmente disociado en iones OH-, la concentración de ion Hidróxido que resulta es:

P.at. Na = 22,99 u ; 0,46( ) 0,0222,99( )

gNa molgNa

= Na = 0,02 moles de NaOH = 0,02 moles de OH-

La concentración molar de OH- es: 10,02 0,012molOH molLL

− − = =

Teniendo en cuenta que

3

1412 1 12

3 3

, :

10 10 log log10 120,01

w

w

H O OH K obtenemos

KH O molL pH H O

OH

+ −

−+ − − + −

−

=

= = = ⇒ = − = =

2. P molecular del peróxido de bario = 169,32 u.

20 0,108

169,32= moles de BaO2;

56

Como a partir de 2 moles de BaO2 se obtiene 1 mol de O2

A partir de 0,108 moles “ “ x moles de O2 } 0,108 0,059

2x = = moles de O2

La presión ejercida por esos moles de O2, en las condiciones dadas, es: 1 10,059( ) 0,082( ) 298( ) 1, 44

1( )nRT mol atm L K mol Kp atmV L

− −⋅ ⋅ ⋅= = =

i i

3. a) Cátodo: Al3+ + 3 e- → Al; Ánodo: O2- → O2 + 2e-

El O2 formado reacciona con el carbono del electrodo formando CO2 : C + O2 → CO2

La ecuación global es : 3 22 3 2

3 3(2 3 ) 22 2Al O Al O C Al CO+ −+ + → +

a) El peso molecular del Al es igual a 96,98 u., y para depositar 1 mol de electrones necesitamos 96 500 culombios. Entonces tenemos:

7

75

1000 3 97500 1,07 1026,98

1,07 10 3,11 1034,5

moles electrones C

Q Q CI t st I A

• • =

= ⇒ = = =

i

i i

4. Las fuerzas intermoleculares de dispersión de London aumentan al crecer la masa molecular. Por tanto, el punto de ebullición del CCl4 será mayor que el del CF4, ya que aquel tiene mayor masa molecular que este, por lo que las fuerzas de dispersión son más intensas en el CCl4 que en el CF4.

5. La ecuación que tiene lugar es: 2 3 2 3 2( ) 6 ( ) 2 ( ) 3 ( )Bi O s HCl aq Bi Cl aq H O l+ → + 500 mL = 0,5 L; Ácido clorhídrico 0,2 molar quiere decir que en 1 L de disolución hay 0,2 moles de ácido clorhídrico, entonces en 0,5 L habrá 0,1 moles P molecular Bi2O3 = 465,96 u. De acuerdo con la ecuación: 465,96 g de Bi2O3 reaccionan con 6 moles de HCl

X (g) → 0,1 moles de HCl

X = 2 32 3

465,96( ) 0,1 ( )7,77 ( )

6 ( )gBi O moles HCl

g Bi Omoles HCl

=i

6. Como el mineral de hierro solo tiene un 60% de pureza en peso, la cantidad de magnetita

contenida en 1 Kg de mineral será: 3 43 4

60 ( )1000( ) 600 ( )

100 (min )g Fe O

g g Fe Og eral

=i

La ecuación ajustada de la reacción de reducción de la magnetita es: Fe3O4 (s) + 4 CO (g) → 3 Fe (l) + 4 CO2 (g)

Teniendo en cuenta la estequiometría de esta ecuación, los 600 gramos de magnetita producirán:

3 43 4

3 4 3 4

1 ( ) 3 ( ) 55,85 ( )600 ( ) 434,16 ( )231,55 ( ) 1 ( ) 1 ( )mol Fe O moles Fe g Feg Fe O g Fe

g Fe O mol Fe O mol Fe=i i i

Pero el hierro obtenido (arrabio) no es puro, sino que contiene un 3% de carbono. Es decir, de cada 100 g del hierro impuro que sale del horno, solo 97 g es de hierro puro. Por tanto:

434,16 (g Fe)100 ( ) 449,91 ( )

96,5 ( )g arrabio g arrabiog Fe

=i

57

TEMA 15. PRINCIPALES COMPUESTOS DE HIDRÓGENO, OXÍGENO, NITRÓGENO Y AZUFRE. Orientaciones Durante el estudio de este tema comprobaremos la gran utilidad que tienen los conocimientos químicos que se han aprendido a lo largo de los temas anteriores. Nos ayudarán a comprender las características de compuestos tan habituales como el agua o el amoniaco, a descubrir los mecanismos óptimos (presión, temperatura, catalizadores, ...) para mejorar el rendimiento en los procesos industriales de obtención de compuestos químicos, ácido sulfúrico, amoniaco, etc. y también, serán imprescindibles, para investigar sobre nuevos materiales y para solucionar algunos problemas que tiene planteados la humanidad. Para alcanzar los criterios de evaluación de este tema es necesario comprender los mecanismos y repetir varias veces las reacciones químicas de los procesos de obtención y de las principales características de cada compuesto; hacer esquemas, sintetizando y comparando las propiedades de cada compuesto, su obtención, su reactividad y principales sustancias derivadas. Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Explicar las características físicas y químicas del agua y del amoniaco a partir de la estructura y geometría de sus moléculas.

− Describir los procesos de obtención del amoniaco y de los ácidos nítrico y sulfúrico. − Describir las estructuras de las moléculas de los óxidos de azufre y de nitrógeno y

sus características. − Explicar la reactividad de cada uno de los compuestos que se estudian en el tema y

enumerar sus principales reacciones y compuestos derivados. − Reconocer la importancia social, industrial y económica de los óxidos, hidruros y

ácidos estudiados en este tema.


1. El amoniaco de uso doméstico, utilizado para limpiar cristales y otros objetos, es NH3 (aq). Se necesitan 57,4 mL de HCl (aq) 1,02 M para neutralizar el NH3 que hay en una muestra de 10,0 mL. (Kb (NH3) = 1,8.10-5) a) ¿Cuál es la molaridad de NH3 en la muestra? b) Calcula el valor del pH.

2. Teniendo en cuenta los siguientes potenciales de reducción (a pH = 7): 2

2 ( ) 4 ( ) 4 2 ( )O g H aq e H O l+ −+ + → E0 = 0,81 V

4 2 2( ) 4 3 ( ) 2 ( )MnO aq H e MnO s H O l− + −+ + → + E0 = 1,15 V

Explica por qué las disoluciones acuosas de permanganato de potasio, KMnO4, se descomponen con el tiempo formando un precipitado de color oscuro.

58

3. Si se calienta a temperatura suficientemente alta, el yoduro de amonio se disocia reversiblemente en amoniaco y yoduro de hidrógeno, según la reacción:

4 3( ) ( ) ( )NH I s NH g HI g→ + . Se coloca una muestra de yoduro de amonio en un matraz y se calienta a 400ºC. Si la presión total en el matraz cuando se alcanza el equilibrio, es de 705 mmHg, ¿cuál es el valor de Kp para esta reacción de descomposición?

4. La energía libre de formación del óxido nitroso, a 1 atm y 25ºC, es [ ]0 1

2 ( ) 104, 2 . .fG N O g Kj mol−∆ =

a) Escribe la reacción ajustada de la descomposición del óxido nitroso y razona si es o no espontánea en condiciones normales

5. La constante de equilibrio para la reacción: 2 4 2( ) 2 ( )N O g NO g vale Kc= 5,8.10-3 a 25ºC. Calcula el grado de disociación, a esa temperatura, cuando la concentración inicial es: a) 0,01 mol . L-1, b) 0,02 mol . L-1 . A la vista de los resultados, ¿se cumple la Ley de Le Chatelier?. Justifícalo.

6. Si queremos disolver cobre tendremos que usar un ácido muy oxidante, por ejemplo, ácido nítrico. a) Escribe y ajusta por el método del ion electrón la reacción de oxidación del

cobre con ácido nítrico, sabiendo que se obtiene sal de Cu(II) y NO. b) Calcula el número de moles de NO que se formarán al reaccionar 12,7 g de

cobre con exceso de ácido nítrico. Dato: Masa atómica del Cu = 63,5.


1. Calcula el número de oxidación del nitrógeno en cada uno de los óxidos que forma 2. En el primer ataque a las Torres Gemelas de Nueva York, en 1993, utilizaron como

explosivo una mezcla de gasolina y nitrato de amonio. En la explosión, el nitrato de amonio se descompone en N2, en O2 y en vapor de agua con gran desprendimiento de calor. A) Escribe la reacción ajustada de dicha reacción; B) ¿Qué volumen de gas se produce en la explosión de 150 L de nitrato de amonio sólido?. Supón que el gas está a una temperatura de 500ºC y una presión de 1 atm. Densidad del NH4NO3 = 1,725 g/mL.; R = 0 0,082 atm L K-1 mol-1.

3. Teniendo en cuenta el potencial de reducción

3 2( ) 4 ( ) 3 ( ) 2 ( )NO aq H aq e NO g H O l− + −+ + → + E0 = 0,96 V Razona si el HNO3 1M es capaz de oxidar a la plata. En caso afirmativo, escribe y ajusta la ecuación correspondiente suponiendo que el HNO3 se reduce a NO (g). E0[Ag+(aq)/Ag(s)] = 0,80 V


1. La ecuación de la reacción de neutralización es: NH3 (aq) + HCl (aq) → NH4Cl (aq)

Los moles de amoniaco que reaccionarán con el clorhídrico serán el mismo número de moles de clorhídrico contenidos en la muestra de 57,4mL 1,02 molar y serán:

57,4 . 10-3 L (HCl) . 1,02 moles por litro = 5,85 . 10-2 moles de HCl = 5,85 . 10-2 moles de NH3 La concentración de estos 5,85 . 10-2 moles en los 10,0 mL de la muestra será:

59

2 315,58 10 ( ) 5,85

0,01( )mol NH mol LL

−−⋅

= i

El amoniaco es una base débil, por lo que reaccionará con el agua según el equilibrio: NH3 + H2O 4NH + + OH-

Si llamamos x a los moles/ litro de amoniaco que se ionizan, tenemos: NH3 + H2O 4NH + + OH-

Concentración inicial, Cambio en la concentración Concentración en el equilibrio

5,85 0 0 -x +x +x 5,85 – x x x

[ ]4 5

3

1,8 105,85b

eq

NH OH x xKNH x

+ −−

• = = =−

i i Como el valor de Kb es pequeño el

equilibrio anterior está desplazado hacia la izquierda y el valor de x es despreciable frente a 5,85: 2

51,8 10 0,0105,85x x−= ⇒ =i

La concentración de iones [H3O+] es pues: [H3O+] = 14

1210 100,01

wK MÔH

−−

−= =

El pH vale, por tanto: pH = -log [H3O+] = -log (10-12) = 12

2. Dado que la E0 del permanganato es mayor que la del oxígeno, el ion permanganato es un oxidante suficientemente fuerte para oxidar al agua a O2 reduciéndose a MnO2. Por tanto las disoluciones acuosas de permanganato potásico con el tiempo se van perdiendo su color violeta, debido a la desaparición del ion MnO4

-, y aparece un precipitado oscuro, correspondiente al MnO2, que se forma

4 MnO4- (aq) + 4H+ → 4 MnO2 (s) + 3 O2 + 2 H2O (l)

3. Dado que en la disociación del NH4I se forma el mismo número de moles de amoniaco que de HI, la presión parcial de NH3 es igual a la de HI. Por tanto como la presión total es la suma de las presiones parciales:

PNH3 = PHI 352,5 0,464760

mmHg atmmmHg

= =

Sustituyendo estos valores en la expresión de Kp para el equilibrio anterior, resulta:

[ ] ( )2 23 0, 464 0,215P NH HI eq

K P P atm atm= • = =

4. La descomposición del N2O en sus elementos es: N2O (g) N2 (g) + ½ O2 (g)

Es la reacción inversa de la reacción de formación del N2O (g). Por lo tanto el valor de G∆ para la descomposición del N2O (g) en condiciones normales, resulta G∆ = - [ ]0 1

2 ( ) 104, 2 . .fG N O g Kj mol−∆ = − En consecuencia, al ser G∆ ≺ 0 la reacción de descomposición es espontánea.

5. a) Si llamamos x a los moles/litro de N2O4 que se disocian tenemos:

N2O4 2 NO2


0,01 0 -x + 2 x 0,01 – x 2 x

60

Sustituyendo las concentraciones de equilibrio en la expresión de la constante de equilibrio:

[ ][ ]

( )2 22 3 3 1

2 4

25,8 10 3,15 10

0,01C

eq

NO xK x mol L

N O x− − −

= = = ⇒ = − i i i

El grado de disociación, α , resulta: 3 1

1

3,15 10 0,315(31,5%)0,01

moles L disociadosmoles L iniciales

α− −

−= =i i

i

b) Si llamamos x’ a los moles/litro de N2O4 que se disocian cuando la concentración es de 0,02 mol L-1, se tiene:

N2O4 2 NO2


0,02 0 -x ‘ + 2 x’ 0,02 – x’ 2 x’

[ ][ ]

( )2 22 3 3 1

2 4

2 '5,8 10 ' 4,71 10

0,02 'C

eq

NO xK x mol L

N O x− − −

= = = ⇒ = − i i i

El grado de disociación, 'α , resulta: 3 1

1

4,71 10' 0, 235(23,5%)0,02

moles L disociadosmoles L iniciales

α− −

−= =i i

i

b) Si la concentración inicial es mayor, también es mayor la presión en el interior del matraz, de acuerdo con el principio de le Chatelier, el equilibrio se desplazaría hacia la formación de N2O4 porque contiene menor número de moles gaseosos, es decir, cuando la concentración inicial es 0,02, el grado de disociación disminuye.

6. a) Cu + HNO3 → Cu2+ + NO;

3 (Cu → Cu2+ + 2e ) 2 (NO3

- + 4 H+ + 3e- → NO + 2 H2O)

Semirreacción de oxidación: Semirreacción de reducción:

3 Cu + 2 NO3- + 8 H+ → 3 Cu2+ + 2 NO + 2 H2O

Ecuación molecular: 4 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O b) De acuerdo con la estequiometría de la reacción, tenemos:

12,7 ( ) 0,263,5 ( )

g Cu molesg Cu

= de Cu;

X = 0,2 . 2 / 3 = 0,133 moles de Cu

3 moles de Cu → 2 moles de NO 0,2 moles de Cu → X moles de NO

61

TEMA 16. QUÍMICA DEL MEDIO AMBIENTE Orientaciones El desarrollo de la Química ha ayudado de forma considerable al progreso de las condiciones de vida del hombre, pero también ha generado numerosos problemas de contaminación y degradación del medio ambiente. Es necesario conocer y estudiar los procesos contaminantes para poder así controlarlos y evitarlos. Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Conocer los principales contaminantes del aire y cómo se generan. − Valorar las consecuencias que producen los contaminantes para el hombre y para la

naturaleza. − Valorar el problema de la desaparición de la capa de ozono y sus posibles causas. − Valorar críticamente el papel de la Química y su impacto en el medio ambiente.


1. Sobre la base del principio de Le Chatelier, explicar por qué la constante de equilibrio para la formación de NO a partir de N2 y O2 aumenta con la temperatura; mientras que la constante de equilibrio para la formación de NO2 a partir de NO y O2 decrece al elevar la temperatura.

2. El metano, CH4, se libera a la atmósfera en cantidades mayores que cualquier otro gas. Al año y en todo el mundo, la cantidad se estima en 310 millones de toneladas. Si suponemos que el 95% se oxida, en la atmósfera, formando, finalmente, monóxido de carbono, ¿cuántas toneladas de este gas se producen al año?

3. Una reacción importante en la formación de la niebla fotoquímica es la fotodisociación del NO2: NO2 + h . υ → NO + O . La máxima longitud de onda capaz de provocar esta reacción es 420nm.

¿A qué región del espectro electromagnético pertenece la radiación con esta longitud de onda? ¿Cuál es la máxima energía de un enlace, en KJ . mol-1, que se puede romper con la absorción de un fotón?

Datos: c = 3 . 108m/s; h= 6,63 . 10-34 J . s. 4. En el aire de cierta ciudad, la concentración de ozono es 0,31 ppm. Suponiendo

que la temperatura es de 16ºC y la presión atmosférica de 745 torr, calcular la presión parcial de ozono y el número de moléculas de O3 por m3.


1. Explicar cuál es el efecto de la inhalación de monóxido de carbono y cómo puede tratarse un caso de intoxicación por este gas.

2. Escribir la fórmula de una especie química que intervenga directamente en los procesos que destruyen la capa de ozono. Escribir las ecuaciones químicas que describan dicha destrucción.

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3. Se estima que las emisiones totales de sulfuro de hidrógeno, H2S, en la atmósfera ascienden a 103 millones de toneladas por año. Calcular la cantidad anual de SO2 formado por oxidación en la atmósfera de ese sulfuro de hidrógeno.


1. La reacción entre el N2 y el O2 para formar NO es endotérmica:

N2 (g) + O2 (g) ⇔ 2 NO (g) ∆H = + 180 KJ Por tanto, al aumentar la temperatura, el equilibrio anterior se desplaza hacia la derecha, de modo que se absorbe calor, contrarrestando así, parcialmente, la elevación de temperatura. Por el contrario, la reacción entre el NO y el O2 para formar NO2 es exotérmica: NO (g) + 1/2 O2 (g) ⇔ NO2 (g) ∆H < 0 Ahora, el equilibrio se desplaza hacia la derecha al disminuir la temperatura, ya que así se desprende calor, contrarrestándose la disminución de temperatura.

2. La cantidad de metano que se oxida, en la atmósfera, es: 310 . 106 (t/año) . 0,95 = 294,5 . 106 t . año-1 Dado que cada mol de metano, CH4 produce un mol de monóxido de carbono, CO, tenemos: 294,5 . 106 ( t CH4/año ) . 28 (g CO) /16 (g CH4) = 515,4 . 106 t CO . año-1

3. a) La longitud de onda de 420 nm corresponde a la zona visible del espectro electromagnético, comprendida entre 400 nm (violeta) y 800 nm (rojo).

b) La energía de un fotón de frecuencia viene dada por: E = h . ν = h. (c/λ) La energía de un fotón de 420 nm es, pues: E = 6,63 . 10-34(J . s) . 3 . 108 (m/s) / 420 . 10-9 (m) = 4,74 . 10-19 J Por tanto, un fotón de 420 nm sólo puede romper enlaces cuya energía sea como máximo 4,74 . 10-19 J/enlace. Expresando esta energía en kJ . mol-1, tenemos: 4,74 . 10-19 ( J/enlace) . 6,02 . 1023 (enlaces/mol) . 10-3 (kJ/J) = 285,3 kJ . mol-1

4. Designando por X03 a la fracción molar O3 la presión parcial de ozono, po3, puede ponerse como; Po3 = X O3 · ptotal XO3 = número moles O3/ número moles totales

La concentración de ozono igual a 0,31 ppm significa que hay 0,31 ml de O3 por cada m3 (= 106 ml) de aire. Por tanto, y dado que para gases, supuestos perfectos, el número de moles es proporcional al volumen, a una presión y temperatura dadas, tenemos: X O3 = volumen de O3 / volumen de aire total = 0,31 (ml) / 106(ml) = 3,1 · 10-7 Llevando este valor a la primera ecuación, resulta: pO3 = 3,1 · 10 -7 · 745 torr = 2,3 ·10 -4 torr El número de moles de ozono por cada m3 de aire es: PO3 Vtot (2'3 ⋅ 10-4/760) (atm) ⋅ 103 (I) PO3 Vtot = nO3 R T ⇒ = = 1'28 ⋅ 10-5 mol

R T 0'082 (atm ⋅ I ⋅ K-1 ⋅ mol-1) ⋅ 289 (K)

Tenemos, pues: 1,28 · 10 -5 mol O3/m3 aire . Y por tanto: 1,28 · 10-5 (mol O3/m3aire) · 6,02·1023 (moléculas/mol) = 7,7 · 1018 moléculas O3/m3 aire

63

TEMA17. QUÍMICA DEL CARBONO Orientaciones Al comenzar el estudio de la llamada Química Orgánica o Química del Carbono es imprescindible que repases los temas de Primero de Bachillerato sobre los compuestos orgánicos, los grupos funcionales y la isomería. El conocer la estructura electrónica del carbono y su facilidad para sufrir hibridaciones sp3, sp2 o sp, te ayudará a comprender mejor los diferentes tipos de enlace que presentan los compuestos orgánicos; así mismo repasa la formulación y nomenclatura de estos compuestos. En el presente tema estudiarás los mecanismos que tienen lugar en los principales tipos de reacciones químicas de los compuestos orgánicos. Estos compuestos están presentes en los organismos vivos y también forman parte de la industria farmacéutica, textil, pinturas, cosmética, detergentes...; en la actualidad, constituyen uno de los mayores campos de investigación a nivel bioquímico e industrial. Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de la Unidad deberás ser capaz de:

− Reconocer, nombrar y formular los compuestos orgánicos sencillos. − Identificar los diferentes tipos de reactivos orgánicos y describir cómo actúan sobre

los sustratos de los compuestos orgánicos − Identificar las distintas formas en que se pueden romper los enlaces orgánicos. − Explicar como afecta en una molécula orgánica la presencia de diferente

electronegatividad de los átomos de un enlace. − Diferenciar entre reacciones radicalarias y reacciones iónicas − Describir las reacciones más importantes de los compuestos orgánicos: sustitución,

condensación, adición, eliminación y oxidación.


1. 1. Formular: 1.2. Nombrar: c) 3,3-etilmetilpentano a) CH3-CH=CH-C=CH2 b)1,3-pentadieno l

c)2-etil-1,3-hexadieno CH3 d)butadiino b) CH3-CHOH-CH2-CH3 e)2-butanol c) CH2=CH-CH2-CH2OH d) CH2OH-CHOH-CH3 e) CH2-CH2 CH2-CH2

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2. Los alcoholes cuando se calientan a unos 180 °C, en presencia de ácido sulfúrico, se deshidratan formando un alqueno; pero cuando el calentamiento es más moderado, se forma un éter: a) CH3-CH2-OH → CH2=CH2 + H2O H2SO4 180 °C

b) 2CH3-CH2-OH → CH3-CH2-O-CH2-CH3 + H2O H2SO4 145 °C

¿Qué tipos de reacciones son éstas desde el punto de vista estructural? ¿Qué papel desempeña en ellas el ácido sulfúrico?

3. Cuando arden 25g de un hidrocarburo, se forman 56,25 g. de H2O y 68,75 g. de CO2. ¿Cuál es la composición centesimal de la muestra? Calcular el número relativo de átomos de carbono e hidrógeno del compuesto de partida. ¿Podría asegurarse, sin datos adicionales, de qué compuesto se trata? Calcular, asimismo, el número de moléculas de CO2 y H2O formadas, así como el de moles necesarios para la combustión.

4. Un átomo de carbono unido a 4 sustituyentes, todos distintos, se denomina asimétrico. La combustión completa de 3 g. de un cierto alcohol produce 7,135 g. de CO2 y 3,65 g. de H2O. Se sabe que dicho alcohol posee un átomo de carbono asimétrico y que, en estado gaseoso, 3 g. del mismo ocupan 1.075 ml. a 25 °C y 700 mm. de Hg. Determinar su fórmula estructural.


1. 1 Formular: 1. 2 Nombrar: a) 2-etilhexanal. a) CH3 — CH — CH2 —CH — COOH b) ácido 3-metilbutanoico | | c) 2-heptanona CH3 CH3 d) 1,2-propanodiol. b) CH2 CH — CH2 — CH2 — COOH e) ácido 2-aminopentanoico. c) CH3 — CHOH — CH2 — CHO d) CH C — CH — CH CH2 | CH3 e) CH3 — CHOH — CH — COOH | CH3

2. La combustión completa de 2 g. de cierto hidrocarburo produjo 6,286 g. de dióxido de

carbono y 2,571 g. de vapor de agua. Sabiendo que esos 2 g., en estado de vapor, ocupan 919,5 ml. a 20°C y 710 mm. de Hg., determinar su fórmula molecular. Escribir la fórmula estructural de todos los isómeros posibles. Dato: R = 0,082 atm·l·K-1·mol-1.

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1. 1.1 1.2 CH3

a) CH3 CH2 C CH2 CH3 CH2 CH3 b)

a) 2-metil-1,3-pentadieno.

CH2 CH CH CH CH3 c)

b) 2-butanol.

CH2 C CH CH CH2 CH3 CH2 CH3 d)

c) 3-buten-1-ol.

CH C C CH e)

d) 1,2-propanodiol.

CH3 CHOH CH2 CH3 e) ciclobutano. 2. En la reacción a, la molécula de etanol pierde un átomo de H y un grupo OH, formándose, como consecuencia, un enlace doble. Por tanto, desde el punto de vista estructural, se trata de una reacción de eliminación.

En la reacción b, dos moléculas de etanol se unen, desprendiéndose una molécula pequeña (de agua) en el transcurso de la unión. En consecuencia, ésta es una reacción de condensación. En ambas reacciones, el ácido sulfúrico actúa de catalizador y, por ello, no se consume en el transcurso de dichas reacciones.

3. Los gramos de hidrógeno presentes en los 56,25 g de H2O son; 56,25 (g H2O) · 2 g. H / 18 g. agua = 6,25 g H

Estos 6,25 g de H deben proceder de los 25 g de hidrocarburo El resto, 25 g - 6,25 g = 18,75 g, debe ser carbono. Tenemos pues:

Relación en masa

Masa de 1 mol

Relación atómica

Relación atómica más sencilla

C

18'75

12 56251

127518 ''

= 15625156251

=''

H

6'25

1 256

1256 ''

= 456251

256=

''

Fórmula empírica: CH4. Fórmula molecular: (CH4)n. = CnH4n

Como el único hidrocarburo que existe con fórmula molecular CnH4n es el metano, en este caso podemos asegurar de qué compuesto se trata, aunque no conozcamos ningún dato adicional. Por tanto, en este caso, n = 1, de modo que la fórmula molecular coincide con la empírica. Los moles de CO2 y H2O formados en la combustión son; 68,75 (g CO2) / 44 g/mol = 1,56 mol CO2 y 56,25 g H2O / 18 g/mol = 3,12 mol H20 Y, por tanto, se habrán formado; 1,56 · 6,02 1023 = 9,39 · 1023 moléculas CO2 y 3,12 · 6,02 1023 = 1,88 1024 moléculas H2O La ecuación ajustada de la reacción de combustión, en presencia de suficiente oxígeno, es: CH4 +202 → CO2 +2H2O

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Según la estequiometría de la reacción anterior, los moles de O2 necesarios para la combustión de los 25 g. de metano son: 3,12 moles de oxígeno que es el mismo número de moles de agua desprendida.

4. La cantidad de carbono contenida en el CO2 formado es: 7,135 (g CO2) · 12 (g C) / 44 (g CO2) = 1,946 g de C La cantidad de hidrógeno contenida en el H2O formada es: 3,65 (g H2O) · 2(g H) /18 (g H2O) = 0,4055 g de C El resto, 3 - (1,946 + 0,4055) = 0,6485 g, debe ser oxígeno. Tenemos, pues:

Relación en masa

Masa de 1 mol

Relación atómica

Relación atómica más sencilla

C

1'946

12 1620

129461 ''

= 400405

1620=

'

H

0'4055

1 4550

14550 ''

= 100405040550

=''

O

0'6485

16 04050

1664850 ''

= 10405004050

=''

Fórmula empírica: C4H10O Fórmula molecular: (C4H10O)n De la ecuación de los gases perfectos, se obtiene:

m m ⋅ R ⋅ T 3 (g) ⋅ 0'082 (atm ⋅ I ⋅ K-1 ⋅ mol-1) ⋅ 298 (K)

p ⋅ V = ---- ⋅ R ⋅ T ⇒ M = ------------- = ------------------------------------------------------- = 74 g ⋅ mol-1

M …p ⋅ V 700/760 (atm) ⋅ 1'075 (I) Luego: n · (12·4+1 · 10 + 16·1) = 74 ⇒ n = 1

En consecuencia, la fórmula molecular es C4H10O puesto que se trata de un alcohol, debe tener el grupo OH. Dado que posee un átomo de carbono asimétrico, uno de los átomos de carbono debe estar unido a 4 sustituyentes diferentes. La única posible estructura es la del 2-butanol.

OH

CH3 CH2 C H CH2

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TEMA 18 POLÍMEROS Y MACROMOLÉCULAS Criterios de evaluación Al finalizar el estudio de esta unidad deberás ser capaz de:

− Diferenciar los polímeros de las macromoléculas. − Clasificar y conocer las características de las diferentes clases de polímeros. − Conocer el mecanismo de los dos tipos principales de reacciones de polimerización,

adición y condensación, poniendo algunos ejemplos. − Valorar la importancia del estudio de polímeros y macromoléculas en la aportación de

nuevos materiales con determinadas propiedades útiles para la industria, la técnica y para nuestra vida diaria.

− Conocer la importancia y composición de compuestos (polímeros o macromoléculas) de interés biológico.


1. El llamado caucho buna es un polímero sintético de adición obtenido por adición del butadieno: CH2=CH-CH=CH2 a) Escribir la reacción de polimerización del butadieno b) Comparar la unidad recurrente con el monómero.

2. Explicar por qué un trozo de miga de pan adquiere un sabor dulce cuando se mastica durante un tiempo largo sin tragarlo.

3. La composición centesimal en peso de un polímero de adición es: 38,43% de carbono, 56,77% de cloro y 4,80 % de hidrógeno. Hallar la fórmula empírica del monómero.


1. Discutir la diferencia entre polímero y macromolécula. Poner un ejemplo de una sustancia que sea una macromolécula pero no un polímero.

2. a) ¿Cómo se denominan los compuestos a partir de los cuales, por uniones sucesivas, se forman las proteínas? ¿Qué grupos funcionales contienen dichos compuestos? b) ¿Qué grupo funcional se encuentra repetido en todas las proteínas?


1. a) nCH2=CH-CH=CH2 - … - CH2-CH=CH-CH2- (- CH2 - CH=CH - CH2 )n - CH2 - CH=CH - CH2...

polibutadieno (caucho buna) b) - CH2 - CH=CH - CH2 - (unidad recurrente); CH2 =CH-CH=CH2 (monómero) La unidad recurrente y el monómero difieren en una reestructuración de electrones, como ocurre en todo polímero de adición.

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2. El pan contiene almidón, un polímero de la glucosa. Los enzimas presentes en la saliva rompen

las uniones entre las moléculas de glucosa, que conforman el almidón. Así, se forman azúcares, que son los responsables del sabor dulce.

3.

Elemento

Masa en g Masa

Masa 1 mol Relación

de átomos Relación

más sencilla Carbono Cloro Hidrógeno

38'43

56'77

4'80

124338'

45357756''

1804'

3'20

1'60

4,80

2

1

3

La fórmula empírica del polímero, y por tanto de la unidad recurrente, es, pues, C2H3CI. Como se trata de un polímero de adición, la fórmula molecular del monómero coincide con la de la unidad recurrente y deberá ser: (C2H3CI)n. El monómero más sencillo, n = 1, y se trata del cloroeteno: H H

C = C

H Cl

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QUÍMICA - IES Almudenaies.almudena.madrid.educa.madrid.org/guias_cidead/quimica2.pdf · Equilibrio químico ... La Química de 2º curso de Bachillerato se presenta como asignatura