Guía de Ejercicios 2019

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UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA NACIONAL FACULTAD REGIONAL AVELLANEDA DEPARTAMENTO DE MATERÍAS BÁSICAS UNIDAD DOCENTE BÁSICA DE QUÍMICA

GUÍA DE EJERCICIOS Y PROBLEMAS DE LA ASIGNATURA QUÍMICA GENERAL

Autores: Mg. Ing. Mario Antonio Arlia; Ing. Jorge Omar Francescutti; Ing. Angel Rodolfo Zambrino Versión 2019

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INTRODUCCIÓN El objetivo de esta Guía es brindar una serie amplia de ejercicios para que se pueda fijar los conocimientos teóricos impartidos en clase. Por otro lado, con la Guía, la cátedra de Química General pretende orientar a los alumnos sobre el nivel de exigencia para la aprobación de la materia. Los ejercicios han sido aportados por varios Profesores de la materia, los mismos tienen su resultado y algunos de ellos se hallan resueltos. Encontrara algunos ejercicios de mayor complejidad los que se hallan identificados con 1 o 2 asteriscos. Asimismo hay algunos comentarios e instrucciones pertinentes a tener muy en cuenta en orden a la interpretación y resolución de los ejercicios. Queremos invitarlo a encarar la resolución de la guía con gran disposición y ahínco, puesto que en las materias del núcleo físico-matemático, entre las cuales está la Química, no existen muchas alternativas a la de encarar la resolución de la mayor cantidad de ejercicios que sea posible encontrar, para lograr entenderlas y aprobarlas.

Mg. Ing. Mario Antonio Arlia Director de UDB Química

Ing. Angel Rodolfo Zambrino Responsable de la Edición

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ÍNDICE Temas Unidades y Números 1.- Sistemas Materiales 2.- Estructura Atómica 3.- Tabla Periódica 4. Enlaces Químicos 5.- Formulas Químicas 6.- Reacciones Químicas y Estequiometría 7.- Estado Gaseoso 8.- Estado Líquidos y Sólidos 9.- Soluciones y Propiedades Coligativas 10.- Termoquímica 11.- Cinética Química y Equilibrio Químico 12.- Equilibrio Iónico – pH 13.- Electroquímica Anexos: Problemas Integradores Glosario de Términos Programa de Química General Metodología de Evaluación Bibliografía disponible en Biblioteca Tabla Periódica

Páginas 4-6 7-10 11-18 19-21 22-25 26-32 33-41 42-48 49-56 57-73 74-79 80-87 88-93 94-110 111-112 113-121 122-123 124 125 126

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UNIDADES Y NÚMEROS UNIDADES Las unidades tienden a homogenizarse conforme al Sistema Internacional de Medidas (Sus siglas son: SI) que en nuestro país se encuentra reglamentado en el llamado Sistema Métrico Legal Argentino (Sus siglas son: SIMELA) siendo el Organismo rector el INTI – Instituto Nacional de Tecnología Industrial del que sugerimos visitar su interesante página www.inti.gov.ar. No obstante es usual utilizar otras unidades comunes, las cuales se pueden se pueden convertir entre ellas mediante un coeficiente apropiado y hay gran variedad de paginas de Internet y programas que simplifican la tarea como por ejemplo www.convertworld.com. UNIDADES FUNDAMENTALES DEL SI Cantidad física Longitud Masa Tiempo Temperatura Cantidad de Sustancia Corriente eléctrica Intensidad Luminosa

Nombre de la unidad metro kilogramo segundo kelvin mol ampere candela

Símbolo m kg s K mol A cd

UNIDADES DERIVADAS DEL SI Magnitud física Área Volumen Densidad Fuerza Presión Energía Carga Eléctrica Diferencia de Potencial Eléctrico

Nombre de la unidad metro cuadrado metro cúbico kilogramo por metro cúbico newton pascal joule coulomb volt

Símbolo m2 m3 kg/m3 N Pa J c V

Definición

kg.m/s2 N/m2 kg.m2/s2 A.s J/A.s

Otras unidades alternativas usadas en forma habitual:

Longitud

SI m

Unidad Alternativa decímetro (dm) 1m = 10 dm

Masa

kg

Temperatura

K

Área

m2

Gramo (g) 1kg = 1000g grados Celsius (°C) K = °C + 273,16 ° C = K – 273,16 dm2 1 m2 = 100 dm2

Volúmen

m3

dm3 1 m3 = 1000 dm3 litro (L) 1 dm3 = 1 L 1 m3 = 1000 L

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Unidad Alternativa centímetro (cm) 1dm = 10 cm 1m = 100 cm

cm2 1dm2 = 100 cm2 1 m2 = 10000 cm2 cm3 1dm3 = 1000 cm3 1m3 = 1000000 cm3 mililitro (mL) 1cm3 = 1 mL 1 lt = 1000 mL 1m3 = 1000000 mL

MÚLTIPLOS DEL SI PREFIJO EXA

SIMBOLO E

FACTOR 1018

PETA

P 1015

TERA

T 1012

GIGA

G 109

MEGA

M 106

KILO

k 103

HECTO

h 102

DECA

da 10

SUBMÚLTIPLOS DEL SISTEMA SI PREFIJO

SIMBOLO

FACTOR

deci

d 10-1

centi

c 10-2

mili

m 10-3

micro

µ ( mu griega) 10-6

nano

n 10-9

pico

p 10-12

femto

f 10-15

atto

a 10-18

Veremos en el desarrollo de los distintos temas comentarios sobre unidades alternativas específicas y sus correspondientes equivalencias CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y REDONDEOS Se denominan cifras significativas de un número que expresa una medición, a las cifras dígitas exactas, aparte de los ceros necesarios para situar el lugar decimal. Por ejemplo: 45,3 tiene 3 cifras significativas 8,25780 tiene 6 cifras significativas 0,0041 = 4,1.10-3 tiene 2 cifras significativas 0,004100= 4,100. 10-3 tiene 4 cifras significativas Los números que se relacionan con enumeraciones o conteos, en lugar de mediciones, son exactos naturalmente y tienen un número ilimitado de cifras significativas salvo una información al respecto. Por ejemplo, el número 236.000.000 puede tener 3, 4 ó hasta 9 cifras significativas. Si se sabe que tiene 4 cifras significativas el número se puede escribir: Sugerimos prestar especial atención sobre este punto que entendemos es muy importante. En Química trabajamos con números que van desde muy pequeños hasta muy grandes por ejemplo: 5

Masa del protón: 1,672621637 x 10-27 kg escribamos esta masa de otra forma: 0,000000000000000000000000001672621637 kg Como se ve es imprescindible utilizar la forma exponencial para números tan pequeños. Veamos un número muy grande: El número de Avogadro: 6,02214179x1023, escrito de otra forma: 602.214.179.000.000.000.000.000 Como se ve un número que excede todo lo que comúnmente hemos imaginado, y sin embargo, aún ese número tan grande de unidades pequeñas puede resultar en una masa muy pequeña. Por ejemplo: la masa del número de Avogadro (o mol) de protones: 6,02214179x1023 x 1,672621637 x 10-27 kg = 1,009442289x10-3 kg = 1,009442289 g Surge de estos números tan particulares la necesidad de redondearlos para que sea menor el número de cifras significativas de los mismos, pero este es un proceso en el que no está ausente la posibilidad de cometer grandes errores. Analicemos redondear a 5, 4 y 3 cifras significativas la masa del número de Avogadro de protones: Número Redondeo 1 Redondeo 2 Redondeo 3 1,009442289 g 1,0094 g 1,009 g 1,00 g Error % 0,004 0,044 0,931 Como vemos el error va aumentando conforme voy reduciendo el número de cifras significativas. ¿Hablar de un error de 0,004%, 0,044 % o 0,931 % es hablar de un error pequeño?, bueno… depende, no tenemos que perder de vista que en la Ingeniería los números tienen mucha importancia, por ejemplo, si se está proyectando un puente de 4000 metros de longitud, veamos cuantos metros de diferencia hay en cada caso: Error % Diferencia de Longitud en metros

0,004

0,044

0,931

+/- 0,16

+/- 1,76

+/- 37,24

Es común escuchar en clase: ¿Profesor cuantos decimales debemos considerar para hacer los cálculos? La pregunta procedente es: ¿Profesor con que error máximo debemos hacer los cálculos? Veamos dos ejemplos interesantes: Supongamos que el valor numérico de un resultado es 0,1425: Número Redondeo 1 Redondeo 2 Redondeo 3 0,1425 0,142 0,14 0,1 Error % 0,35 1,75 29,82 Se ve claramente en este ejemplo que al redondear sin tener en cuenta el error puede llevar a resultados insólitamente incorrectos. Supongamos ahora que el resultado es 1,1425: Número Redondeo 1 Redondeo 2 Redondeo 3 1,1425 1,142 1,14 1,1 Error % 0,04 0,22 3,72 Vemos que al hacer el cálculo con un número más grande y con mayor número de cifras significativas disminuye el error. Podríamos dar muchos ejemplos semejantes, pero pretendemos que se tome conciencia de que los números importan y se deben redondear con criterio, teniendo siempre presente el error que resulta del redondeo.

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1 – SISTEMAS MATERIALES Puntos importantes a tener en cuenta para encarar el tema:

-Materia

-Estados de agregación de la materia. -Cambios de Estado de Agregación

-Energía

-Ecuación de Einstein

-Propiedades Extensivas

-Masa, Peso, Capacidad calorífica, Volumen, etc.

-Propiedades Intensivas

-Densidad, Peso Específico, Calor específico, color, Índice de reflexión de la luz, Dureza, Tensión Superficial, etc.

-Fase -Sistemas Heterogéneos

-Métodos de Separación de Fases

-Sistemas homogéneos

-Solución -Sustancia Compuesta -Sustancia Simple

-Métodos de Fraccionamiento -Transformación Física -Transformación Química

-Sistemas inhomogéneos -Elemento

-Símbolos de los Elementos

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Indicar sí son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones, fundamentando cada respuesta: 1) El peso específico de 20 g de aluminio a 10º C es mayor que el correspondiente a 5g de aluminio a igual temperatura. 2) Para separar el cloruro de potasio existente en una solución acuosa de dicha sustancia no puede usarse la filtración. 3) Las propiedades intensivas de las soluciones dependen de su composición. 4) Un cambio físico es una modificación debida a una causa externa a la sustancia que se modifica, su efecto desaparece cuando la causa cesa, por lo tanto no altera la composición o estructura molecular de la sustancia. 5) Un cambio sufrido por la materia que produce la desaparición de una o varias sustancias y aparición de otra u otras sustancias se llama cambio químico. Las sustancias que lo sufren se transforman en otras sustancias de composición diferente. 6) Una sustancia compuesta es un sistema heterogéneo ya que está formado por varios elementos. 7) Los métodos de fraccionamiento permiten separar los componentes de soluciones. EJERCICIOS SOBRE SISTEMAS MATERIALES 1.1.- Buscar la correspondencia entre los términos de la columna izquierda con los de la columna derecha: 1) Sustancia Pura 2) Compuesto 3) Solución 4) Fase 5) Suspensión 6) Destilación 7) Filtración

1 con ... 2 con ... 3 con ... 4 con ... 5 con ... 6 con ... 7 con ...

a) Método de separación de fases b) Método de fraccionamiento c) No es fraccionable d) Una mezcla homogénea e) Contiene siempre iguales elementos en proporción constante f) Sistema heterogéneo g) Iguales valores de las propiedades intensivas (en iguales condiciones) en toda su extensión

1.2.- Como en el ejercicio 1.1 busque la correspondencia: 1) Masa 2) Densidad 3) Propiedad química 4) Fenómeno físico 5) Una propiedad intensiva

1 con ... 2 con ... 3 con ... 4 con ... 5 con ...

6) Volumen

6 con ...

a) Punto de Fusión b) Formación de una solución c) Formación de una sal d) Una propiedad extensiva e) Cociente constante entre una fuerza aplicada a un cuerpo y su aceleración f) Una propiedad intensiva

1.3.- Indicar cuales de las siguientes propiedades son intensivas: a) volumen, b) volumen específico, c) densidad, d) peso específico, e) resistencia eléctrica f) resistividad g) dureza h) coeficiente de dilatación i) temperatura de fusión j) cantidad de calor. 1.4.- Determinar cuál será la densidad del cobre (Cu) sabiendo que una esfera de este metal, de 43 cm de diámetro tiene una masa de 371 Kg. (Vesfera = 4/3.π.r3). 1.5.- En un recipiente graduado (probeta) se vierte agua líquida hasta que la marca leída es de 25 cm 3. Se coloca en su interior un bloque de grafito (el grafito es una de las formas (variedad alotrópica) en que se presente el elemento carbono (C) en la naturaleza). La masa del bloque es de 13,5 g y el nivel del agua sube hasta llegar a 31 cm3. Calcular la densidad del grafito. 1.6.- Las siguientes propiedades fueron determinadas para un trozo de Hierro (Fe), indicar cuáles de ellas son extensivas y cuáles intensivas. Justificar. Masa = 40 g Densidad = 7,8 g/cm3 Color: Grisáceo brillante Punto de Fusión = 1.5350C Volumen: 5,13 cm3 Se oxida en presencia de aire húmedo. Este proceso se llama corrosión. Insoluble en agua. 1.7.- Puede existir un sistema heterogéneo formado por una sola sustancia. Justifique la respuesta. 8

1.8.- Teniendo en cuenta su composición, que diferencia fundamental existe entre un sistema homogéneo como la sustancia agua en fase líquida y otro constituido por una solución acuosa de cloruro de sodio (Sal común). 1.9.- Indicar si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones, justificando cada respuesta: a) El peso específico de 20 g de aluminio a 100C es mayor que el correspondiente a 5 g de aluminio a igual temperatura. b) Para separar el cloruro de potasio existente en una solución acuosa de dicha sustancia, no puede usarse la filtración. c) Las propiedades intensivas de las soluciones dependen de su composición. d) Los métodos de fraccionamiento permiten separar los componentes de soluciones. e) Una sustancia compuesta es un sistema heterogéneo ya que está formado por varios elementos. 1.10.- Indique que son las propiedades intensivas y extensivas, dé ejemplos de cada una de ellas y escriba las unidades correspondientes. 1.11.- Distinga entre las siguientes transformaciones de la materia, las que se clasifican como físicas y como químicas: a) Combustión de una vela. b) Destilación de agua c) Fusión del cobre d) Imantación del hierro 1.12.- Indique cuáles de los siguientes sistemas son homogéneos y cuáles son heterogéneos. En los sistemas heterogéneos indique cuántas y cuáles son las fases que lo componen. a) Agua líquida b) Hielo y agua líquida c) Un trozo de hielo d) Tres trozos de hielo e) Granito f) Agua líquida y plomo g) Tinta China h) Alcohol etílico líquido i) Leche j) Solución de sal en agua k) Oxido de mercurio sólido (HgO (s)) 1.13.- a) ¿El gasoil automotor es una mezcla, una sustancia o una solución? ¿Por qué? 1.14.- De los siguientes sistemas homogéneos, indique cúáles son soluciones y cuáles son sustancias: a) Agua potable e) Estaño sólido b) Benceno (C6H6 ) f) Sulfato de potasio (K2SO4 ) c) Bicarbonato de sodio (NaHCO3) g) Alcohol Común d) Aire filtrado h) Nafta 1.15.- “Todo sistema gaseoso es homogéneo”. Diga cuáles de los siguientes sistemas contradice el enunciado anterior: a) Una nube en el aire. b) Humo de una chimenea en el aire. c) Atmósfera al nivel del mar. 1.16.- Se tiene un sistema formado por trozos de KBr sólido, Pt sólido, solución acuosa de KBr, solución acuosa de azúcar, vapor de agua y aire (formado por N2 y O2). a) Cuántas fases lo forman? b)Cuáles son esas fases y qué sustancias forman el sistema en cada fase? c) Cuáles son simples y cuáles compuestas? 1.17.- Se tiene el siguiente sistema material: 1 tachuela de cobre, dos trozos irregulares de cobre, solución acuosa de cloruro de sodio, solución acuosa de azúcar, gas nitrógeno y gas hidrógeno. a) ¿Cuántas fases lo forman? b) ¿Cuáles son esas fases y qué sustancias forman el sistema en cada fase? c) ¿Cuáles son simples y cuáles compuestas? 1.18.- Se tiene un sistema formado por tres trozos de Cu sólido, Au sólido, solución acuosa de K 2SO4, alcohol, vapor de agua y aire (formado por N2 y O2).a) ¿Cuántas fases lo forman? b) ¿Cuáles son esas fases y qué sustancias forman el sistema en cada fase? c) ¿Cuáles son simples y cuáles compuestas? 9

1.19.- Las siguientes proposiciones se refieren a un sistema formado por 3 trozos de hielo flotando en agua salada. Indicar las proposiciones correctas justificando su elección: 1) Es un sistema homogéneo. 2) El sistema tiene dos interfases. 3) El sistema tiene tres fases sólidas y una líquida. 4) El sistema tiene dos componentes. 5) Los componentes se pueden separar por filtración. 1.20.- Se dispone del siguiente sistema 7 g de hielo; 93 g de agua salada al 10%, 12,6 g de sal en exceso depositada en el fondo y 22,4 g de hierro: a) cuáles sustancias son simples y cuáles compuestas; b) Señalar el número de fases del sistema; c) como separaría cada componente; d) hallar la composición centesimal. 1.21.- En el siguiente sistema indicar: clase, (homogéneo, inhomogéneo o heterogéneo), número de fases, número de componentes y cuáles son sustancias simples y cuales son compuestas: a) Un recipiente cerrado con agua, hielo y vapor de agua. 1.22.- Un sistema material está constituido por dos tachuelas y tres clavos de hierro, una granalla de zinc, hielo, solución diluida de cloruro de calcio, vapor de agua y aire (formado por gas nitrógeno, gas oxígeno y dióxido de carbono). Caracterice cada fase del sistema y en cada una discrimine las sustancias simples y compuestas. 1.23.- Si se tiene una suspensión de carbón en polvo en una solución acuosa de nitrato de potasio (KNO3 . Indique: a) Si el sistema es homogéneo o heterogéneo. b) Cuantas fases lo componen y cuáles son esas fases. c) Qué sustancias forman el sistema y cuáles de ellas son simples y cuáles compuestas. d) En caso de ser posible, como fraccionaría el sistema.

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2 – ESTRUCTURA ATÓMICA Puntos importantes a tener en cuenta para encarar el tema: PARTE A: -Estructura atómica Básica

-Número Atómico -Número de Masa

-Electrón -Protón -Neutrón -Isótopo

-Isótopos estables -Isótopos inestables

-Masa Atómica Absoluta -Masa Atómica Promedio -Unidad de masa atómica -Masa Atómica Relativa (Ar) (Peso atómico) -Masa molecular relativa (Mr) (Peso molecular) -Número de Avogadro -Mol -Masa molar atómica -Masa molar molecular -Fórmula Mínima -Fórmula Molecular PARTE B -La física clásica y el modelo de Rutherford. -Radiaciones electromagnéticas, Propiedades de las ondas. -Efecto fotoeléctrico -Espectros de Emisión continuos y discontinuos -Modelo actual. -Teoría de De Broglie -Principio de incertidumbre de Heinsenberg -Ecuación de Schröedinger -Teoría cuántica -Números cuánticos

-Orbital

-Teoría de Planck. -Modelo de Bohr

-Número cuántico Principal -Número cuántico secundario o azimutal -Número cuántico magnético. -Número cuántico de Spin

-Orden de llenado de los orbitales. -Regla de Hund -Principio de exclusión de Pauli.

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CONSTANTES FUNDAMENTALES A UTILIZAR EN ESTE CAPÍTULO Velocidad de la Luz en el vacío: Constante de Planck: Carga del electrón: Masa del electrón (me): Masa del neutrón (mN):

Masa del protón (mP): Unidad de masa atómica: Número de Avogadro (N):

299.792.458 m.s-1 (Valor exacto) 2,99792458 x 108m.s -1 6,6261 x 10 -34J.s 1,6022 x 10 -19 C 9,1094 x 10 -31 kg 0,00054856 uma 1,6749 x 10 -27 kg 1,008665 uma 1,6726 x 10 -27 kg 1,007276 uma 1,66054 x 10 -27 kg 6,0221 x 10 23

TABLA PERIÓDICA DE ELEMENTOS Como anexo de esta guía encontrará una tabla periódica, no obstante le sugerimos adquirir una y además encontrará infinidad de ellas en Internet. Le recomendamos ver las tablas de las siguientes direcciones: http://www.ptable.com/ http://www.mcgraw-hill.es/bcv/tabla_periodica/mc.html

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Parte A. Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas fundamentando las respuestas. a.

En toda transformación química realizada en un sistema materialmente aislado la masa total del sistema no se mantiene constante.

b.

La ley de conservación de los elementos tiene validez en transformaciones químicas y nucleares.

c.

No todos los compuestos conocidos obedecen a la Ley de Proust.

d.

La teoría atómica de Dalton se sigue aceptando en todas sus afirmaciones.

e.

La estructura atómica aceptada hoy está basada en las ideas de Rutherford.

f.

El número de protones existente en el núcleo de un átomo es característico del elemento correspondiente.

g.

La masa promedio de un átomo está fundamentalmente concentrada en su núcleo.

h.

La masa promedio de un átomo de oxígeno es 16 g.

i.

Siendo la masa promedio de un átomo de nitrógeno 2,325 x 10 -23 g en 14 g. de nitrógeno hay 6,02 x 1023 átomos.

j.

La masa atómica relativa de un elemento es un número que indica cuántas veces es mayor la masa promedio de los átomos del mismo que la unidad de masa atómica.

k.

La unidad de masa atómica es equivalente a 1,67 x 1024 gramos.

l.

Un número de moléculas igual a 12,04 x 1023 constituye 2 moles de moléculas.

m. La masa atómica relativa de azufre (S) es 32 por lo tanto en 32 gramos de S hay 1 átomo. n.

44 gramos de dióxido de carbono (CO2) constituyen 1 mol de moléculas de dicha sustancia.

o.

En 1,8 gramos de agua hay 0,602 x 1023 átomos de hidrógeno.

p.

En 17 gramos de amoníaco (NH3) hay 6,02 x 1023 átomos de hidrógeno.

q.

En 0,2 moles de moléculas de amoníaco hay una masa de 3,4 gramos.

r.

En 16 gramos de metano (CH4) hay 4 moles de átomos de hidrógeno.

s.

El volumen molar a 20º C del Cadmio (Cd) es 12,99 ml mol-1 (Arcd = 112,40, densidad a 20º C de Cd = 8,65 g ml-1). (El Cd es un sólido a 20º C).

EJERCICIOS PARTE A 2.1.- Un átomo tiene un radio atómico aproximado de 0,15 nm y un núcleo típico tiene un radio aproximado de – 1,5.10 6 nm. a) Comparar el tamaño del núcleo con el de átomo. b) Calcular el porcentaje de volumen ocupado por un núcleo respecto del volumen total del átomo, suponiendo a ambos esféricos. Datos: Volumen de la esfera = 4/3π r3 (nm (nanometro)=10-9m) R: a) Vat = 1x1015 Vn b) 1x10-13 % 2.2.- La explosión de 20 Kg de trinitrotolueno (TNT C7H6N306) libera una energía de 2,6 . 108 J(Joule). Calcular la variación de masa del sistema luego de la explosión. Esta variación de masa es significativa con respecto a la masa inicial de TNT? Dato: C (velocidad de la luz) = 3,00 . 108 m/s R: m=2,888x10-9 Kg 2.3.- La bomba atómica que se detonó sobre la ciudad de Hiroshima tuvo una potencia equivalente a 20000 toneladas de TNT. ¿Cuál habrá sido la variación de masa en la bomba atómica? R: m=0,00288 Kg = 2,888g 2.4.- Al llevarse a cabo los ensayos de la bomba H (bomba de Hidrógeno), se tomó como unidad de medida de su potencia el Megaton, equivalente a 1.000.000 de toneladas de TNT, se han ensayado bombas de hasta 15 megatones. En este último caso, ¿cuál será la variación de masa? R: m= 2,1667 Kg

2.5.- Elegir de la siguiente lista los símbolos que representan 13

a) Grupos de isótopos del mismo elemento. b) Átomos con el mismo número de neutrones. c) Cuatro juegos diferentes de átomos con el mismo número de masa. I)

12 7N

II)

13

5B

III) 137N IV)

14

6C

V) 147N VI) 157N VII)

16

7N

VIII)

16 8O

IX)

17

7N

X) 179F XI) 1810Ne

2.6.- Completar la siguiente tabla: SIMBOLO

Z

A

13 6C

6

13

N0 de Protones 6

N0 de Electrones 6

N0 de Neutrones 7

Carga Eléctrica 0

6

0

20

0

5 20 11

23

0

32 216S

56

24

92 90 24 31 30 244

+2 143

+6

146

+3

12

0

15

63

0 +2

4+ 94Pu

2.7.- Calcular el número de átomos de cada especie que constituyen una molécula de: a) Acido Sulfúrico (H2SO4) b) Etanol (C2H5OH) c) Sacarosa (C12H22O11) 2.8.- Un adulto normal tiene en sangre 4,8 x 106 eritrocitos por mm3, siendo su volumen sanguíneo de 5 Litros. Cuantos eritrocitos tiene en sangre?. Cuántas docenas de eritrocitos?. Cuántos moles de eritrocitos? ¿En cuantos litros de sangre habrá un mol de eritrocitos? R: 2,4x1013 eritrocitos; 2x1012 docenas de eritrocitos; 3,985x10-11 moles de eritrocitos; 1,254x1011 litros de sangre. 2.9.- Cuántos moles de azufre (S) hay en un mol de Sulfuro de Hierro (pirita) (FeS 2)? Cuantos átomos de hierro (Fe) hay?. Cuántos átomos de azufre (S) hay? R: 2 moles de S; 6,02x1023 átomos de Fe; 1,204x1024 átomos de S. 2.10.- En una masa de carbonato ácido de sodio, llamado comúnmente bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ) utilizado como antiácido estomacal, hay 2,71 . 1024 átomos de oxigeno (O). Cuántos moles de NaHCO3 hay en dicha masa? R: 1,5 moles de NaHCO3 2.11.- A partir de las masas atómicas relativas, calcular la masa molecular relativa de: a) Acido nítrico (HNO3) b) Hidróxido de sodio (NaOH) c) Acido ortofosfórico (H3PO4 ) d) Sulfato de Sodio (Na2SO4 ) e) Sulfato férrico (Fe2(SO4)3) 2.12.- Una onza troy de oro (Londres) pesa 31,104 g y el 9 de diciembre de 2009 se cotizó en $ 4345.83 (u$s1143.- la onza troy) a) Calcular el valor del oro (Au) presente en un anillo de 3,0 gr de masa. b) Cual será el valor monetario de 1 mol de átomos de Au. Dato: ArAu = 197,0 R: a) $ 419,16; b) $ 27625,3/mol de Au. 2.13.- Dados los valores de densidad a 25°C de las siguientes sustancias: a) Hierro (Fe): 7,86 g/cm3 14

b) Cobre (Cu): 8,92 g/cm3 c) Cloroformo (Cl3CH): 1,50 g/cm3 d) Acetona (C3H6O): 0,792 g/cm3 e) Oxígeno (O2): 1,31x10-3 g/cm3 Calcular el volumen molar de las mismas R: a) 7,10 cm3/mol; b) 7,12 cm3/mol; c) 79,57 cm3/mol; d) 73,23 cm3/mol; e) 24427,48 cm3/mol (24,42748 dm3/mol) 2.14.- a) Determinar cuántos átomos conforman una molécula constituido por un solo elemento, sabiendo que su masa molecular relativa es igual a 48 y que cada átomo constituyente pesa 2,66.10-23g. b) Cuál será la masa atómica relativa del elemento en cuestión? c) Cuál será la sustancia aludida en este problema? R: a) 3 átomos; b) 16; c) O3 (ozono) 2.15.- Se desconoce la atomicidad de las moléculas de un elemento X, pero se conoce su masa molecular relativa (Mrx=256) y se sabe que un átomo de X tiene una masa de 5,32.10-23g. Calcular la atomicidad de X. R: a) Atomocidad = 8. Fórmula: X8 2.16.- Alrededor del 75% del peso corporal humano está constituido por agua; para una persona de 65 kg,, calcular: a) Cuántos moles de moléculas de agua conforman su organismo. b) Cuántas moléculas de agua. c) Cuántos átomos de hidrógeno. R:) a) 2708,33 moles; b) 1,6309x1027 moléculas de agua y c) 3,2619 x 1027 átomos de hidrógeno 2.17.- Una solución de sal (NaCl) en agua tiene una masa de 1,54 kg y contiene 3,3% m/m de sal. Calcular la masa de sal y de agua presentes en dicha solución. Indicar cuantos y cuáles son los componentes y cuantas las fases. R: mNaCl = 50,82 g; mH2O = 1489,18 g; Componentes: NaCl y H2O: 1 Fase 2.18.- El 40% m/m de la sustancia trióxido de azufre (SO3) es S. a) ¿Cuántos kg de S pueden extraerse de 350 kilos de ese compuesto? b) ¿Qué masa de O, expresada en gramos, puede obtenerse a partir de dicha cantidad de óxido? R: a) 140 Kg de S; b) 210 Kg de O 2.19.- 1 mol de agua a 20 °C ocupa un volumen de 18 cm3. Considerar un vaso cuya masa es 150 g, en el que se vierten 100cm3 de agua líquida a dicha temperatura. Aparte se tiene un cubito de hielo de 2,50 cm de arista, y se sabe que 1 mol de agua sólida a 0 °C ocupa un volumen de 19,6 cm 3. a) Cuántos moles de agua líquida hay en el vaso? b) Cuántos moles de agua hay en el cubito de hielo? c) Cuántas moléculas de agua hay en el ¿vaso luego de agregar el cubito de hielo? d) Si cada molécula de agua pesara 18,0 g, podría una persona levantar el vaso?. Para un cálculo estimativo como este, ¿influye la masa del vaso? e) Cuál es la masa del sistema luego de agregar el cubito de hielo al vaso? R: a) 5,555 moles de H2O(l); b) 0,797 moles de H2O(s); c) 3,825x1024 moléculas H2O; d) no influye; e) 264,34 g. 2.20.- Un mol de moléculas de cloro gaseoso (Cl2) tiene una masa de 71 g. Cuál es la masa de 1 átomo de Cloro (Cl). R: 5,897x10-23 g. 2.21.- Una muestra de calcio (Ca) metálico puro que pesaba 1,35 g fue convertida cuantitativamente en 1,89 g de óxido de calcio (CaO) puro. Si se toma la masa atómica relativa del oxigeno como 16,0. ¿Cuál es la masa atómica relativa del calcio? R: ArCa = 40 2.22.- ¿Qué masa de NH3 tiene el mismo número de átomos de hidrógeno que 16 g de N2H4 ? R: 11,33 g

2.23.- Indique si la siguiente proposición es cierta o falsa justificando su respuesta: "El número de átomos de Fe contenidos en 240 g de Fe2O3 es mayor que el número de átomos de oxígeno contenidos en 174 g de Fe3O4.

15

R: Falso, el número de átomos de Fe será igual o menor a los del oxígeno dependiendo del número de cifras significativas utilizadas. *2.24.- Una muestra de 1,5276 g de CdCl2 se convirtió a cadmio metálico y productos libres de cadmio mediante un proceso electrolítico. El peso del cadmio metálico fue de 0,9367 g. Si se toma el peso atómico del cloro como 35,453 ¿cuál será el peso atómico del cadmio a partir de este experimento? Solución: En la reacción, a partir del CdCl2 se obtiene Cd, y aunque el problema no lo dice debemos suponer que el rendimiento de la misma es del 100%. Para 1,5276 g del compuesto, entonces: Hay 0,9367 g de Cd

En 1,5276 g de CdCl2

Hay (1,5276 – 0,9367) 0,5909 g de Cl Como conocemos la masa atómica relativa del cloro, podemos calcular la masa de cloro presente en un mol de cloruro de cadmio. Por cada mol de CdCl2 hay dos moles de atomos de Cl, por lo que, en términos de masa: Por cada mol de CdCl2 : 35,453 x 2 = 70,906 g de Cl. De acuerdo con la ley de las Proporciones Constantes, cualesquiera sea el tamaño de la muestra la relación de masas debe mantenerRse para un compuesto definido, por lo que la proporción entre las masas de cloro y cadmio permiten escribir:

mCl 0,5909 g Cl 70,906 g Cl De donde: x = 112,4 g de Cd. Como la atomicidad del cadmio en el  cte.   mCd 0,9367 g Cd x g Cd compuesto es 1, entonces el valor encontrado coincide numéricamente con la masa atómica relativa del mismo, por lo que: P.A.R. Cd = 112,40. *2.25.- La fórmula mínima de un óxido de un metal es M 2O3. Se sabe que dicho óxido contiene 68,4 % del metal. ¿Cuál es la masa atómica relativa de dicho metal?. R: 51,95 **2.26.- R y T se combinan para dar R2T3 y RT2. Si 0,15 moles de cada uno de dichos compuestos tienen una masa de 15,9 y 9,3 g respectivamente, ¿cuál es el peso atómico de cada uno de los elementos? R: AT = 18 y AR = 26 PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS PARTE A 2.27.- La abundancia relativa del isótopo 10 del Boro es del 19,7%. El resto está formado por otro isótopo. ¿Cuántos neutrones posee un átomo de Boro de éste último isótopo? Justifique. AB = 10,811 R: 6 *2.28.- Un mineral de taconita consta de 35% de Fe3O4 y el resto son impurezas silíceas. ¿Cuántas toneladas de mineral se deberán procesar para recuperar una tonelada de Fe metálico si la recuperación es del 100%? R: 3,95 t. **2.29.- El polímero tetrafluoroetileno se representa bajo la fórmula (C 2F4)x en donde x es un número grande. El material se preparó por encadenamiento de C2F4 generado sobre una masa de azufre. Se encontró que el producto final contiene 0,012% de S. Cuál es el valor de x si cada molécula polimérica contiene dos átomos de azufre?. R: x = 5333 **2.30.- Una muestra de poliestireno que se ha preparado calentando estireno con peróxido de tribromobenzoilo en ausencia de aire tiene la fórmula Br3C6H3(C8H8)n. El número n varía con las condiciones de preparación. Se encontró que una muestra de poliestireno preparada de esta manera contiene 10,46 % de bromo. ¿Cuál es el valor de n? R: n = 19

*2.31.- La masa molecular relativa de una sustancia simple es 124; si la masa de un átomo es 5,149x10 -23 g, ¿cuál es su atomicidad? R: atomicidad = 4 16

**2.32.- Un análisis típico de vidrio Pirex da 12,9 % de B2O3; 2,2 % de Al2O3; 3,8 % de Na2O; 0,4 % de K2O y el resto SiO2. Supóngase que los porcentajes de los óxidos suman 100 %. ¿Cuál es la relación entre los átomos de silicio y los del boro en el vidrio? Solución: Calculamos primero las masas moleculares de los óxidos que nos interesan. Para el SiO 2, entonces: MMSiO2 = Mat.Si + Mat.O x 2 = 28 + 16 x 2 = 60 g/mol. Para el B2O3: MM B2O3 = Mat. B x 2 + Mat. O X 3 = 10,8 x 2 + 16 x 3 = 69,6 g/mol. Tenemos el porcentaje en masa del óxido de boro, pero no así del dióxido de silicio. Como vamos a necesitarlo, lo calculamos a partir de los datos. %SiO2 = 100% - (%12,9% de B2O3 + 2,2% de Al2O3 + 3,8% de Na2O + 0,4% de K2O) = 80,7%. Entonces podemos calcular ahora en número de moles de átomos de Boro y de Silicio presentes por cada 100 g de la muestra con sencillas reglas de tres simple. Para el Silicio: Por cada 60 g de SiO2 (1 mol) ------------------------- hay 1 mol de átomos de Si. En 80,7 g -----------------------------------------------------x  1,345 moles de átomos de Si.

Para el Boro: Por cada 69,6 g de B2O3 (1 mol) ------------------------ hay 2 moles de atomos de B. en 12,9 g -----------------------------------------------------x  0,37 moles de átomos de B. Podemos calcular ahora lo pedido. La proporción entre los átomos de Si y los de B será:

átgr Si 1,345   3,63 átgr B 0,37 **2.33.- A una empresa que proporciona agua se han agregado 0,10 partes por billón (ppb) de cloroformo (CHCl 3). ¿Cuántas moléculas de cloroformo estarán contenidas en una gota de 0,05 mL de esta agua?. R: 2,52x107 moléculas de cloroformo. EJERCICIOS SOBRE FORMULA MÍNIMA Y MOLECULAR 2.34.- Calcule cual es el porcentaje en masa de cada elemento en las siguientes sustancias: a) CO2 b) H2O c) HCl d) H2SO4 e) NaOH f) C2H6O g) Na2CO3 2.35.- Al analizar un compuesto orgánico se encontraron los siguientes datos: 47,37 % de carbono y 10,59 % de hidrógeno. Se supone que el resto es oxígeno. ¿Cuáles la fórmula mínima del compuesto? 2.36.- Procura completar los espacios vacíos del siguiente cuadro sobre sustancias orgánicas: Fórmula mínima

Fórmula Molecular

Mr

masa de muestra

16 CH2O

C m (g)

H %

m (g)

180

60

240

40

O %

m (g)

%

450 g 56

C3H7O 390 g

23,08

5,13

71,79

2.37.- 2,89 g de un óxido de osmio (Os) contienen 2,16 g de osmio. ¿Cuál es su fórmula mínima? R: OsO 2.38.- Un compuesto tiene 71,5 % en peso de mercurio (Hg) y 28,5 % de bromo (Br). Obtenga su fórmula mínima. 17

R: HgBr 2.39.- Si el porcentaje de C en un compuesto es del 75 % m/m y sólo contiene 1 átomo de C por molécula, ¿cuál es el valor de Mr de ese compuesto? R: 16 uma 2.40.- El cromo (Cr) forma tres diferentes óxidos, caracterizados por una composición porcentual de cromo de 52,0, 68,4 y 76,5 %. ¿Cuáles son sus fórmulas mínimas? R: CrO3, Cr2O3 y CrO, respectivamente. 2.41.- La aspirina contiene 60 % de carbono (C), 4,44 % de H y 35,56 % de O. Calcule su fórmula mínima. R: C9H8O4 2.42.- Cuando se calientan 2,103 g de un óxido de cobre en una corriente de hidrógeno se obtienen 0,476 g de agua. ¿Cuál es la fórmula mínima de este óxido de cobre? R: CuO 2.43.- Determine: a) La fórmula mínima o empírica de una sustancia constituida por 28,1% de S; 56,1 % de O; 12,3 % de N y el resto H. b) La fórmula molecular, sabiendo que su Mr es 228. R: NH4SO4. b) N2H8S2O8 EJERCICIOS PARTE B - ESTRUCTURA ELECTRÓNICA 2.44.- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada caso su respuesta: a) Cuando un electrón del átomo de hidrógeno cae del 2do nivel de energía al 1ro, la radiación resultante es de mayor longitud de onda que la obtenida cuando cae del 3er. al 2do. nivel energético. b) Una línea verde del espectro visible (λ=540nm) tiene mayor frecuencia y energía que una del ultravioleta (λ=200nm). c) Cuando el electrón gira en niveles permitidos emite energía. d) Cuando el electrón del átomo de hidrógeno pasa del nivel n=2 al n=3, emite energía. e) La longitud de onda de una radiación luminosa es directamente proporcional a la frecuencia en inversamente proporcional a su energía. f) Cuando el electrón del átomo de hidrógeno pasa del n=1 al n=2, absorbe energía. 2.45.- Escriba las configuraciones electrónicas condensada y desarrollada de los nucleidos y/o iones indicados a continuación, señalando además el número de electrones y neutrones que poseen: 13 52 28 39 +1 16 –2 235 6C 24Cr 14Si 19K 8O 92U 2.46.- Un átomo de un elemento E produce un anión que es iso-electrónico con el segundo gas noble de la Tabla Periódica. Cuál es la estructura electrónica de ese ión. 2.47.- Complete el siguiente cuadro: Tabla Periódica Elemento

Z

A

Mg

12

24

Nro. p+

P K

39

19

Nro n

Nro. e-

17

15

Estructura

1s22s22p63s23p64s1

18

G

P

Números cuánticos del último electrón n l m spin

3 – TABLA PERIÓDICA -Tabla Periódica

-Propiedades Periódicas

-Grupos de la Tabla Periódica. -Períodos de la Tabla Periódica. -Elementos Representativos -Elementos Inertes -Elementos de Transición -Elementos de Transición Interna -Radio atómico -Radio iónico -Potencial de ionización -Afinidad electrónica -Electronegatividad -Estados de oxidación de los elementos

19

Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas fundamentando las respuestas:

a) La clasificación actual de los elementos sigue manteniéndose de acuerdo con el enunciado original de Mendeleiev.

b) La ubicación de los elementos en la tabla periódica original hubo de ser modificada por razones relacionadas con las propiedades de los elementos.

c) El número de orden de los elementos en la tabla periódica coincide con el número de protones que tiene su núcleo.

d) En la clasificación periódica de los elementos solo existen analogías en vertical. e) El hidrogeno es un elemento que no tiene ubicación precisa en la tabla periódica. f) La estructura electrónica de los átomos permite justificar la ubicación de los elementos en la tabla periódica.

g) En un periodo de la clasificación periódica se mantiene constante la estructura electrónica externa h) La estructura electrónica externa es una propiedad periódica. i) Un elemento tiene estructura electrónica externa 3s23p5 es un elemento de transición. j) El elemento de Z = 17 esta en el 3er. periodo, grupo VII principal ó 17. k) La estructura electrónica interna es la misma para igual periodo de la tabla. l) Un elemento tiene estructura electrónica externa tipo ns2 (n- 1) d2 es un elemento de transición interna. m) Los elementos nobles se caracterizan por tener orbítales completos. n) Elementos de transición son aquellos que van cubriendo orbítales f. o) La primera energía de ionización es una propiedad periódica y aumenta de arriba hacia abajo en los grupos principales de la tabla periódica de los elementos.

p) Un elemento del grupo V principal tiene un valor bajo de la electronegatividad. q) Un elemento radioactivo que sea emisor beta se transforma en otro elemento que está ubicado atrás de él en la tabla periódica.

r) A través de un periodo de la tabla periódica de los elementos se produce un aumento del radio atómico lo mismo que sucede de arriba hacia abajo en un grupo.

s) El primer elemento de un grupo de la tabla periódica tiene propiedades diferentes con respecto a sus compañeros de grupo.

t) La semejanza de radio atómico produce semejanza en las propiedades de los elementos. 3.1.- Identificar el grupo y su clasificación en la tabla Periódica, de cada uno de los elementos cuya estructura es: a) ns2 np3 b) ns1 c) ns2 (n -1)d10 ns2 np6 3.2.- Un átomo A tiene 20 protones y 20 neutrones en su núcleo. Un átomo R tiene un número de masa igual a 65 y 35 neutrones en su núcleo. A que Grupo y Período pertenecen A y R? 3.3.- Indicar si los elementos 26 A, 31R, 60D y 86E, son representativos, de transición o transición interna.

3.4.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: 20

a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 b) [Kr] 5s14d10 c) [Xe] 6s2 4f14 5d6 d) [Kr] 5s2 4d10 5p6 e) [Kr] 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p2 f) [Rn] 7s2 Indicar a que grupo y período de la Tabla Periódica pertenecen. 3.5.- Dados los siguientes elementos: a) Estaño; b) Argón; c) Cloro; d) Plomo. Asignar a cada uno de ellos uno de los siguientes radios atómicos: I) 0,095 nm II) 0,099 nm III) 0,141 nm IV) 0,175 nm 3.6.- Comparar y ordenar los radios atómicos de los elementos A, M y R. A (CEE 5s2) M (CEE 4s2 4p5) R (CEE 7s1) 3.7.- Dados los siguientes nucleidos: 24 X 32 Y 48 Z 12 16 20 ° ° Determinar: N Atómico, N de masa, N° de neutrones, protones y electrones, estructura electrónica, grupo y período a que pertenece, tendencia a perder o ganar electrones. 3.8.- La combinación de números cuánticos del último electrón de un átomo es n=3; l=2; m=2; s=-1/2. Responda justificando sus respuestas. a.- ¿Cuál es el número atómico? b.- ¿Será un buen conductor eléctrico y/o térmico? c.- ¿En qué período se encuentra? R: a.- Z = 25; b.- Es conductor eléctrico y/o térmico por su ubicación en la tabla; c.- El 4º 3.9.- ¿Cuál es el elemento cuyo átomo tendría una configuración electrónica de menor energía (estado basal) que satisfaga todos los criterios enunciados a continuación? : Tres niveles completamente llenos; uno o más electrones en un total de once subniveles y 27 orbitales, y un nivel de valencia (electrones de valencia) que consta de dos orbitales llenos además de dos electrones no apareados. Justifique su respuesta sino será descartada. R: Te 3.10.- Se tiene un elemento cuyo anión divalente tiene una configuración electrónica de valencia de 4s 2 4p6 . Indicar cuántos neutrones posee el átomo de isótopo 82 de ese elemento. Para dicho átomo neutro ¿cuál es su eei, su eee y cuáles los números cuánticos de su último electrón. R: 48 neutrones; eei = 18Ar ó 18Ar 3d10 ; eee = 4s2 3d10 4p4 ó 4s2 4p4 ; n = 4 , l = 1, m = -1, s = + ½. 3.11.- Escriba las notaciones para las configuraciones electrónicas del estado fundamental de los siguientes iones: Sc 3+ y I-. R:cee Sc3+ = 18Ar ; cee I- = 54Xe] 3.12.- Indicar cuáles de las siguientes estructuras electrónicas corresponden a átomos en su estado fundamental. ¿Cuáles átomos están en estados excitados y cuáles tienen estructuras electrónicas incorrectas?. Justifique: a) 1s2 2p2 b) 1s2 2s2 2p6 3s1 c) 1s2 2s2 2p2 3d1 d) 1s2 2s4 2p2 e) 1s1 2s1 f) [Ne] 3s2 3p4 3d1 R: a) 1s2 2p2 : excitado b) 1s2 2s2 2p6 3s1 : estado fundamental c) 1s2 2s2 2p2 3d1: excitado d) 1s2 2s4 2p2: estructura electrónica incorrecta e) 1s1 2s1: excitado f) [Ne] 3s2 3p4 3d1: excitado

21

4 – ENLACES QUÍMICOS Puntos importantes a tener en cuenta para encarar el tema: -Electrones de la estructura de un átomo que intervienen en los enlaces químicos. -Electronegatividad

-Diferencia de Electronegatividad

-Simbología de Lewis -Tipos de Unión

-Iónica -Covalente

-Covalente normal o pura -Covalente dativa -Covalente Polar -Polaridad de Uniones -Sustancias polares o no polares

-Unión Metálica -Uniones Intermoleculares

-Unión Puente Hidrógeno

22

Señalar Verdadero (V) o Falso (F), según corresponda: 1. Los enlaces químicos se producen cuando dos o más electrones están asociados con dos o más átomos. 2. Cuando dos átomos interactúan pueden hacerlo por compartición de electrones, por ganancia o pérdida de electrones. 3. El enlace metálico se establece entre elementos de baja electronegatividad. 4. El enlace covalente se establece entre enlaces no metálicos, por ganancia y pérdida de electrones. 5. Si aplicamos solo la diferencia de electronegatividad al HF, en enlace esperado sería “iónico”, aún cuando el compuesto es covalente. 6. Para clasificar un tipo de enlace debemos aplicar la diferencia de electronegatividades, el criterio metal y no metal (según corresponda al tipo de enlace), y el criterio de propiedades físicas. 7. El enlace metálico se presenta en los metales puros y en las aleaciones; por ejemplo el cobre y acero aleados, respectivamente. 8. A diferencia de un enlace covalente normal, de un enlace covalente coordinado no se completa un octeto. 9. Un enlace polar se forma entre dos atomos diferentes, incluso en casos en los que la diferencia de electronegatividad sea cero. 10. Generalmente un elemento muy electronegativo tiene poca tendencia a donar los electrones del enlace covalente coordinado. 11. El oxígeno, al formar sus compuestos, cumple con la regla del octeto. 12. Todos los átomos que llegan a enlazarse, cumplen con la regla del octeto. 13. El hidrógeno al formar sus compuestos, llega a la configuración de un gas noble (He), por lo tanto cumple con la regla del octeto. Solución: 1. (V) 2. (V) 3. (V) 4. (F) El enlace covalente se produce por compartición de electrones entre átomos de alta electronegatividad (no metales) 5. (V) Veamos la regla general:

El compuesto HF es covalente, a pesar que ∆EN = 1,9 > 1,7 . Debido a su unión no metálica y que forma moléculas. 6. (V) Para definir de forma precisa el tipo de enlace (covalente o iónico) se debe tomar en cuenta: la diferencia de electronegatividades (∆EN) – Criterio metal y no metal – Propiedades. 7. (V) El enlace metálico se presenta en: 

Metales puros: Cu, Fe, Ag, etc.



Aleaciones: acero y bronce 23

Debido al equilibrio eléctrico (cationes – e- iones) 8. (F) La regla del octeto no se restringe por el tipo de enlace, se cumple tanto en el normal como en el dativo. 9. (V) El enlace es polar cuando los átomos unidos sean diferentes, ya que esto genera compartición no equitativa de electrones, aún cuando los átomos tengan igual electronegatividad (∆EN = 0). Ejemplo: El enlace: C – S es polar (∆EN = 0) 10. (V) La donación de electrones en el enlace coordinado depende de la E.N. del átomo, por lo que sí es muy grande la tendencia es menor. 11. (V) 12. (F) Todos los átomos al enlazarse alcanzan cierta estabilidad, pero no todos llegan a cumplir el octeto. 13. (F) El átomo de hidrógeno (Z = 1) al enlazarse por covalencia adquiere la configuración del helio (Z = 2). Pero este solo alcanza 2 electrones, es decir no cumple la regla del octeto EJERCICIOS SOBRE UNIONES QUÍMICAS 3.1.- Escribir la fórmula desarrollada y la notación de Lewis de las siguientes sustancias: H2 O2 N2 H2O NaCl SO2

SO3 Cl2O

NaF

Cl2O3

CaCl2

CO2 HCl

NH3

Cl2O5

*3.2.- Escribir la fórmula desarrollada y la notación de Lewis de las siguientes sustancias, explicitando las uniones: Cl2O7 y Al(NO3)3. Nómbrelas en forma tradicional. Solución: Para el Cl2O7:

O

O O

O

Cl

O

Cl

O O

O O

Cl

Cl

O

O

O O Óxido perclórico: Dos uniones covalentes simples entre el oxígeno central y los átomos de cloro, y seis uniones dativas entre los átomos de cloro y los oxígenos restantes. Para el Al(NO3)3 : O

N

N

O

Al3+

N

O

Al3+

O

1-

1-

O N

N O

O

O

O

O

O

O

O

1-

1-

1-

1-

O N

O

O

O 24

O

O

Nitrato de aluminio: Por cada grupo nitrato: una unión covalente doble y otra covalente simple entre el nitrógeno y los átomos de oxígeno. La restante es dativa. Entre cada grupo nitrato y el aluminio: uniones electrovalentes. 3.3.- Escribir la fórmula desarrollada y la notación de Lewis, mostrando las uniones existentes en las sustancias óxido de calcio (CaO) y ácido sulfuroso (H2SO3). 3.4.- Escribir la fórmula desarrollada y la notación de Lewis de las siguientes sustancias, mostrar las uniones existentes en las sustancias óxido nítrico (N2O5) y carbonato de calcio (CaCO3). 3.5.- Escribir la fórmula desarrollada y la notación de Lewis, mostrando y calificando las uniones existentes en las sustancias ortofosfato de sodio (Na3PO4) e hidróxido de calcio (Ca(OH)2). 3.6.- Escribir la fórmula desarrollada y la notación de Lewis, mostrando las uniones existentes en las sustancias hidróxido de potasio (KOH) y ácido brómico (HBrO3). 3.7.- Utilizando notación de Lewis, mostrar y calificar las uniones existentes en las sustancias sulfato de potasio (K2SO4), y ácido bromoso (HBrO2). 3.8.- Utilizando notación de Lewis, mostrar y calificar las uniones existentes en la sustancia óxido arsénico (As2O5). **3.9.- Utilizando las notaciones de Lewis y la fórmula desarrollada, mostrar y calificar las uniones existentes en la sustancia ortofosfito ácido de sodio (Na2HPO3). 3.10.- Utilizando notación de Lewis y la fórmula desarrollada, mostrar y calificar las uniones existentes en las sustancias sulfato de sodio (Na2SO4) y ácido cloroso (HClO2). 3.11.- Utilizando notación de Lewis, mostrar y calificar las uniones existentes en la sustancia óxido perclórico (Cl2O7). 3.12.- Escribir según la notación de Lewis y la fórmula desarrollada de las siguientes sustancias, explicitando las uniones: ácido periódico (HIO4) y carbonato de sodio (Na2CO3). 3.13.- Escribir según la notación de Lewis y la fórmula desarrollada de las siguientes sustancias, explicitando las uniones: ácido sulfuroso (H2SO3) y sulfuro de potasio (K2S): 3.14.- Dibujar las estructuras de las siguientes sustancias utilizando la notación de Lewis y la desarrollada, explicitando los tipos de uniones de que se trata en cada caso: CH4 C2H4 C2H2 C3H8

25

5 – NOMENCLATURA Funciones químicas inorgánicas: -Óxidos

Óxidos Básicos Óxidos ácidos Óxidos Neutros Óxidos Anfóteros

-Hidruros -Hidróxidos -Ácidos

Oxoácidos Hidrácidos

-Sales

Sales Neutras Sales ácidas Sales básicas

Debe entenderse la nomenclatura como un medio para comunicarnos entre los químicos debido a la infinidad de sustancias existentes, las cuales, conforme a su gran número, no pueden designarse con un nombre propio sino en forma sistemática. Existe un sistema tradicional, y varios normalizados por IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). Hemos optado en esta guía por uno de estos, pero no se ha de considerar incorrecto que se aplique otro de los sistemas.

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Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, fundamentando las respuestas:

a) Conocida la composición centesimal de una sustancia puede conocerse la fórmula mínima y molecular de la misma si también se conoce la masa atómica relativa de los elementos que la componen.

b) La sustancia propano de fórmula molecular C3H8 tiene fórmula mínima C1,5 H4 c) La fórmula mínima de una sustancia no representa a la molécula de la misma solo indica en qué relación se combinan los elementos que la forman en cuanto a número de moles de átomos de cada elemento que la constituyen.

d) En 44g. de la Sustancia dióxido de carbono (siendo su masa molecular relativa 44) hay 12 g. del elemento C y 12,04x1023 átomos de oxígeno. La fórmula molécular del dióxido de carbono es C O2.

e) Las sustancias que pertenecen a una determinada función química tienen propiedades comunes. f) Los elementos no metálicos forman óxidos ácidos. g) Todos los ácidos contienen oxígeno. h) Los óxidos básicos están formados por elementos no metálicos. i) Hay óxidos ácidos formados por elementos metálicos. j) En la sustancia Na Mn O4 el estado de oxidación del Mn es –7. k) Todos los óxidos contienen el ión 02- y todos los hidruros el H-. l) Las sales siempre se forman por reacción entre un ácido y un hidróxido. m) Las sales son sustancias formadas por aniones y cationes y constituyen moléculas. n) La sustancia tetraoxofosfato (V) de potasio tiene fórmula K5 PO4 es una sal neutra. o) Las sustancias llamadas sales pueden ser, de acuerdo a su fórmula, sales neutras, hidrógeno sales o hidróxido sales.

p) Las solucionesacuosas de hidróxidos contienen iones de metal. q) Un óxido es básico sí reacciona con un hidróxido. r) Los ácidos que contienen más de un hidrógeno ácido pueden originar sales ácidas ó hidrógeno sales. s) Un óxido ácido siempre reacciona con agua dando un oxoácido. t) Un óxido básico siempre reacciona con agua dando un hidróxido. u) Elementos metálicos pueden dar óxidos básicos y óxidos ácidos. v) Un óxido es ácido si reacciona con un óxido básico dando una sal. w) Si disolvemos CO2 en agua, la solución hace que el tornasol tome coloración azul.

27

5.1.- COMPLETE EL SIGUIENTE CUADRO ESCRIBIENDO LAS FORMULAS Y NOMBRANDO LAS SUSTANCIAS QUE SE FORMAN Elemento

Oxido

Nombre Ac

K (I)

Ej: K2O

Óxido de Potasio

Tipo B

X

Cl (III) S (IV) Ca (II) N (III) Fe (III) Br (V) Na (I) Cu (I) C (IV) N (V) P (III)

28

Ácido Anf

Hidróxido Acido KOH

Nombre Hidróxido de Potasio

5.2.- COMPLETE, AL IGUAL QUE EN EL EJRCICIO ANTERIOR EL SIGUIENTE CUADRO Elemento

Oxido

Nombre Ac

Tipo B

Cl (VII) S (VI) Ni (III) N (V) Co (II) I (III) Li (I) Cu (II) Si (IV) As (V) Se (IV)

29

Ácido Anf

Hidróxido Acido

Nombre

5.3.- COMPLETE EL SIGUIENTE CUADRO ESCRIBIENDO LAS FORMULAS Y NOMBRANDO LAS SUSTANCIAS QUE SE FORMAN

1

K1+

2

Mg2+

3

NH41+

4

Al3+

5

Cu

1+

6

Fe3+

7

Ca2+

8

Zn2+

9

Cr3+

A

B

C

D

E

F

G

H

I

S2-

ClO41-

SO42-

SeO32-

HS1-

CO32-

NO31-

HSO31-

HCO31-

Ej: CuHS Hidrogenosulfuro de Cobre

30

5.4.- COMPLETE LA TABLA SIGUIENTE ESCRIBIENDO LA FÓRMULA RESULTANTE EN LAS CELDAS DE INTERSECCIÓN

Amonio

Sodio I

Magnesio II

Niquel III

Trioxosulfato (IV) Hidrógeno sulfuro dioxonitrato (III)

Ej: Mg(NO2)2

Fluoruro dioxoclorato (III) hidrógenotrioxcarbonato (IV) Trioxosilicato (IV) tetraoxomanganato (VII)

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Cromo III

Cinc II

Cobre I

Plomo IV

5.5.- COMPLETE LA TABLA SIGUIENTE ESCRIBIENDO LA FÓRMULA RESULTANTE EN LAS CELDAS DE INTERSECCIÓN

Bario II

Potasio I

Calcio II

Plomo II

Tetraoxosulfato (VI) Hidrógeno sulfuro Trioxonitrato (V)

Ej: Ca(NO3)2

Bromuro trioxoclorato (V) hidrógenotrioxosulfato (IV) Tetraoxofosfato (V) tetraoxomanganato (VII)

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Hierro II

Hierro III

Cinc II

Plomo IV

6 - ESTEQUIOMETRÍA Puntos importantes a tener en cuenta para encarar el tema:

-Principio de conservación de la masa -Estequiometría

¿Cómo equilibrar una reacción? Reactivo Limitante Pureza de Reactivos Rendimiento de una reacción

33

1) Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, fundamentando las respuestas. a) Los reactivos de una reacción química son sustancias actuantes de la misma. b) Los productos de una reacción química aumentan su masa en el transcurso de ella. c) Siempre debe usarse una ecuación química que no esté igualada. d) Todas las ecuaciones químicas pueden ser igualadas por el método llamado del ión – electrón. e) Las reacciones de neutralización se producen con cambios en el estado de oxidación de algunos elementos. f) Una reacción indicada por la ecuación:

2YZ (ag )  M 2 L (ag )  Y2 L (s)  2ZM (ag ) es de doble descomposición y de precipitación. g) La reacción NH 4HS(s)  N H3 (g) +SH2 (g) es una descomposición completa. h) La ecuación 2 Fe O (s) +

1 O 2 (g)  Fe2O3 (s) representa la síntesis del Fe2 O3 (s). 2

i) La ecuación K(s) + H2O (e)  K O H (ag) +

1 H2 (g) representa una reacción de desplazamiento. 2

j) Si el S pasa a S2- se oxida. k) Las sustancias al reaccionar lo hacen siempre en una relación de masas determinada que se llama relación estequiométrica, l) Siempre que se produce una reacción química se consumen totalmente los reactivos. m) El llamado reactivo limitante en una reacción química se consume totalmente en la misma. EJERCICIOS DE ESTEQUIMETRIA Aclaración importante: Como se sabe la estequiometría está fundamentada en la Ley de Conservación de laMasa de Lavoi-sier, por lo que el paso primero al encarar un problema es verificar que la reacción se encuentre equilibrada, y en caso que no lo esté, proceder a equilibrarla. Por otra parte las reacciones muchas veces son incompletas, es decir al cabo de las mismas hay una formación de productos inferior al calculado idealmente, esto implica entonces que hay que hablar de rendimiento de la reacción. En los ejercicios que siguen, salvo que se indique expresamente, se debe considerar el rendimiento como 100 %. 6.1.- Calcular la masa de oxígeno necesaria para la combustión completa de 1 Kg de metano (CH 4). Determinar también la cantidad de CO2 y de agua formada. CH4 + O2  CO2 + H2O R: 4000 g de O2; 2750g de CO2; 2250 g H2O 6.2.- El LiOH sólidose emplea en los vuelos espaciales para eliminar el CO2 que se exhala de la respiración, mediante la reacción : LiOH + CO2  LiHCO3 Que masa de CO2 gaseoso puede absorber 1 Kg de LiOH. R:1833,33 g

6.3.- El peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) se descompone en determinadas condiciones según: 34

2 H2O2 (l)  2 H20 (l) + O2 Lo cuál explica su empleo como agente desinfectante, decolorante y blanqueador. Si se produce la descomposición de 17,0 g de peróxido de hidrógeno: a) ¿Cuántos moles de agua se forman? b) ¿Qué volumen de oxígeno medido en CNPT se obtiene? R: a) 0,5 mol; b) 0,25mol / 5,6 lt *6.4.- Se supone que una cierta cantidad de NH4CO2NH2(s), introducida en un recipiente de 2l a 50 ºC se descompone totalmente según: NH4CO2NH2(s)  2 NH3(g) + CO2(g) y la presión resultante es de 1,59 atm. Calcule las presiones parciales de la mezcla gaseosa y la masa sólida introducida. R: a) pNH4 = 1,06 atm pCO2 = 0,53 atm b) 3,12 g *6.5.- Dada la reacción: MnO2(s) + 4 HCl(ac) -------> MnCl2(ac) + Cl2(g) + 2 H2O(l) que tiene un rendimiento del 80 %, se quiere obtener 10,8 dm 3 de gas cloro medido en CNPT. Determinar: a) la masa que debe reaccionar de una materia prima que contiene 95,0 % de MnO 2; b) la masa de HCl (pureza: 37,0 %) si se agrega un 20,0 % en exceso sobre el valor estequiométrico. Solución: Veamos la información:

masas molares (g) Moles masas estequio. (g) volumen gas (CNTP)

MnO2(s) + 4 HCl(ac)  MnCl2(ac) + Cl2(g) + 2 H2O(l) 87 36,5 126 71 1 4 1 1 87 146 126 71 -----------22,4 dm3

18 2 36 -----

En este problema aparece el concepto de rendimiento. Lo más común es que en cualquier proceso existan pérdidas debido a distintos factores, la proporción entre lo que se obtiene y lo que se debería obtener en condiciones ideales, expresada porcentualmente es lo que se denomina rendimiento. Expresado matemáticamente:



valor real  100 (1) valor teórico

a) Queremos obtener 10,8 dm3 de cloro gaseoso, pero como el rendimiento de la reacción es del 80%, primero tenemos que averiguar cuál es el volumen de gas sin la pérdida, es decir, el valor teórico (v t). Despejando de la expresión (1):

vt 

vR



 100  vt 

10,8 dm3  100  13,5 dm3 80

A partir de los datos obtenidos de la reacción, podemos plantear entonces la regla de tres que nos permita encontrar la masa de MnO2 necesaria: Para obtener 22,4 dm3 (teórico)de Cl2 (g)------------------------- deben reaccionar 87 g de MnO2 Para obtener 13,5 dm3 ------------------------------------------------ X de donde x 

13,5  87  52,4 g de MnO2 22,4

Pero el bióxido de manganeso no es 100% puro; posee un 5% de impurezas. ¿Qué masa del MnO 2 al 95% de pureza habrá que colocar? La pureza de un compuesto también se puede expresar como una proporción en términos de porcentaje, y matemáticamente puede escribirse como:

P

masa reaccionante  100 (2) masa total

Para este problema tenemos la masa reaccionante (52,4 g) de bióxido de manganeso; necesitamos la masa total del sólido impuro. Despejando de la expresión (2) y calculando:

mt 

52,4 g  100  55,19 g 95 35

Se necesitan entonces 55,19 g de MnO2.

b) Comencemos calculando la masa de HCl necesaria para obtener el volumen pedido de gas cloro. Vamos a valernos nuevamente de los datos obtenidos de la estequiometría de la reacción. Para obtener 22,4 dm3 de Cl2 (g) en CNTP ------------------------se necesitan 146 g de HCl (puro) Para obtener 13,5 dm3 de Cl2 (teórico) -------------------------------------x De donde x 

13,5 146  87,99 g de HCl 22,4

Como pide colocar un 20% de exceso, entonces: masa de HCl (puro) a agregar

m HCl 

87,99  120  105,588 g 100

Como el ácido se encuentra disuelto de manera con una pureza del 37%, podemos calcular la masa real de ácido clorhídrico impuro a colocar, utilizando nuevamente la ecuación (2):

m HClt 

105,588  100  285,37 g 37

Se deben agregar entonces, 285,37 g de HCl de 37% de pureza. 6.6.- El Na2CO3 reacciona con el HCl para producir NaCl, H2O y CO2. Calcular: a) Los gramos de NaCl que se pueden preparar a partir de 1Kg de Na2CO3 y 700 g de HCl. b) El número de moles y la masa de CO2 producidos. c) La masa de H2O obtenida y el número de moléculas. d) La cantidad de HCl que ha reaccionado (en g y mol) R: a) 1103.77 g ; b) 415.09 g / 9,43 mol ; c) 169,74 g / 5.679 x 1024 d) 688,6 g / 18,86 mol 6.7.- Se hace saltar una chispa en una mezcla que contiene 50g de hidrógeno y 50g de oxígeno para formar agua de acuerdo a la siguiente ecuación: 2 H2 + O2  2 H2O Calcular: a) ¿Cuántos moles de agua se forman? b) ¿Qué masa de agua se forma? c) ¿Cuántos moles de oxígeno reaccionan? d) ¿Cuántas moléculas de agua se forman? R: a) 3,125 mol; b) 56.25 g , c) 1,5625 mol d) 1,88 x 1024 6.8.- El NH3 reacciona con el oxígeno para producir NO y H2O con la siguiente ecuación química : 4 NH3 + 5 O2  4 NO + 6 H2O Si se parte de 34 g de NH3 y 16 g de O2, calcular: a) ¿Qué reactivo está en exceso estequiométrico? b) ¿Cuántos moles de O2 se consumen? c) ¿Cuántos g y moles de NO se producen? d) ¿Cuántos moles y moléculas de H2O se producen? R: a) NH3 ; b) 0,5 mol ; c)12 g / 0,4 mol ; d) 0,6 mol / 3,6 x 10 23 6.9.- Dada la siguiente reacción: Na2SO3 + H2SO4 --> SO2 + H2O + Na2SO4 Si se ponen en contacto 455 g de H2SO4 al 25 % de pureza con 80 g de Na2SO3 y reaccionan con un rendimiento del 90%, indicar: ¿Cuántos moles de agua se forman en la reacción?. R: 0,507 moles 6.10.- Dada la ecuación no balanceada: HBr + H2SO4 --> Br2 + SO2 + H2O Se hacen reaccionar 1,3 moles de HBr con 110 g de H2SO4 (pureza = 80%). Si el rendimiento de la reacción es del 90 %, calcular la masa de Br2 obtenida. R: 93,6 g 36

6.11.- Se desea preparar 10,0 g de CrCl3 según el método representado por la siguiente ecuación no balanceada: K2Cr2O7 + HCl  CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O a) ¿Cuántos gramos de K2Cr2O7 son necesarios si el rendimiento de la reacción es del 80%, y la pureza de la droga es del 75%?. b) ¿Qué masa de KCl se obtiene?. R: a) 15,46 g b) 4,7 g 6.12.- Se quiere sintetizar 1980 Kg de dióxido de carbono a partir de las sustancias simples correspondientes. Si se parte de un carbón con 80% de pureza y gas puro, calcule la masa de sustancia sólida y los moles de gas necesarios. R: La masa de sustancia sólida necesaria es de 675 kg. y los kilomoles de gas necesarios son 45. *6.13.- Se hace reaccionar 15 g de AgNO3 (pureza: 80%) con 6 g de NaCl (pureza: 85%). Se obtienen 8 g de AgCl y además NaNO3. a) ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? b) ¿Qué masa de NaNO3 se obtiene? R: a) 79 % b) 4,743 g 6.14.- Se descomponen 34 g de clorato de potasio de 95% de pureza, según la siguiente reacción: KClO3  KCl + O2 (no igualada) Considerando un rendimiento del 90%, calcule los moles de gas que se forman. R: 0,356 moles **6.15.- Al reaccionar 460,0 g de KBiO3 puro con 121,0 g de Mn(NO3)2 puro y la cantidad de HNO3 necesaria, se obtienen como resultado de la reacción a los productos Bi(NO3)3, KMnO4, KNO3 y 2,00 moles de agua. a) ¿Qué sustancia se halla en exceso? b) Calcular los moles de HNO3 necesarios para que tenga lugar la reacción. c) ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? d) ¿Qué masa total de productos se forma? Solución: A partir del enunciado del problema, podemos escribir la reacción química equilibrada, y ver la información que nos brinda: 5KBiO3 + 2Mn(NO3)2 + 14HNO3  5Bi(NO3)3 + 2KMnO4 + 3KNO3 + 7H2O masas molec. coef. esteq. masas invol.

296 g

179 g

63

395 g

158 g

101 g

18 g

5 1480 g

2 358 g

14 882 g

5 1975 g

2 316 g

3 303 g

7 126 g

a) Para determinar el reactivo que se encuentra en exceso podemos recurrir al cálculo de una proporción entre la masa puesta a reaccionar y la que le corresponde a ese compuesto por estequiometría. A ese valor lo llamaremos n, y aquel que tenga el n más alto será el que esté en exceso.

n KBiO3 

460 g  0,311 1480 g

n Mn ( NO3 ) 2 

121 g  0,337 358 g

Por lo que el reactivo en exceso es el Mn(NO3)2 b) A partir de los datos aportados por la reacción equilibrada, utilizando el reactivo limitante podemos calcular cuántos moles de HNO3 se necesitan con una sencilla regla de tres: Para 1480 g de KBiO3 -------------------------- se necesitan 14 moles de HNO3 Para 460 g de ese compuesto --------------------------------------------- x De donde x = 4,35 moles de HNO3 c) como sabemos que se forman 2 moles de agua, vamos a calcular cuántos deberían haberse formado al 100% de rendimiento: Con 1480 g de KBiO3 ----------------------------se forman 7 moles de agua. con 460 g de KBiO3 -------------------------------------------------------- x De donde x = 2,176 moles de agua. Conociendo esto podemos calcular el rendimiento como: 37



2 moles valor real  100  91,9%  100    2,176 moles valor teórico

d) La masa debe conservarse, por lo que en una reacción al 100% la suma de las masas de los productos debe ser igual a la suma de las masas de los reactivos que reaccionan, como en esta reacción el rendimiento es del 91,9%, entonces calculemos la masa de los reactivos: Para el Mn(NO3)2: 1480 g de KBiO3 ------------------------------------------- reaccionan con 358 g de Mn(NO3)2 460 g de ese compuesto ---------------------------------------------reaccionan con x: x = 111,27 g de Mn(NO3)2 Para el HNO3: 1 mol de HNO3 ------------------------------63 g 4,35 moles de HNO3 ---------------------------- x: x = 274,05 g de HNO3 La masa de los reactivos reaccionantes es entonces: 460g de KBiO3 + 111,27 g de Mn(NO3)2 + 274,05 g de HNO3 = 845,25 g. La masa de los productos (mP) resultará entonces:

masa productos 

masa reactivos 845,25  91,9  776,78 g  91,9%  m P  100 100

Por lo que, la masa de los productos es de 776,78 g. 6.16.- El F2 reacciona con el Fe para dar FeF3. Si se añaden 40 g de F2 a 120 g de Fe, ¿Qué masa y qué número de moléculas de FeF3 se formará y qué masa del reactante en exceso queda al final de la reacción? R: Masa de FeF3 = 79,16 g; número de moléculas de FeF3 = 4,226x1023 u.e.; masa Fe en exceso =80,84g 6.17.- Luego de completarse la reacción del Ca3P2 con agua, según la reacción : Ca3P2 + H2O  PH3 + Ca(OH)2 se obtuvieron 0,100 moles de moléculas de fosfina gaseosa y sobraron 1,80 g de agua. Calcular: a) Las masas iniciales de cada reactivo b) El volumen de fosfina obtenido, medido a 20 0C y 2 Atm R: a) 9,1 g de Ca3P2 / 7,2 g H2O b) 1,2 lt 6.18.- Un recipiente de 5,0 litros contiene una cierta masa de NO (g) que ejerce una presión de 6 atm a una temperatura de 32C. Otro recipiente de 15 litros contiene O2 (g) que ejerce una presión de 4 atm.a 32C. Cuando ambos recipientes se ponen en contacto se produce la siguiente reacción: (despreciar el volumen de la conexión entre ambos recipientes) 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) Suponiendo que la reacción se completa. Calcular: a) ¿Cuántos gramos y moles de NO2 se producen?. 38

b) ¿Cuál es la presión total dentro del recipiente una vez completada la reacción, si la temperatura es de32 C ?. R:a) 55.2 g / 1.2 mol ; b) 3,75 atm 6.19.- Se colocan en un reactor 350 g de una muestra que contiene FeO, y suficiente cantidad de CO (g) para llevar a cabo la reacción, y se obtienen 250 g de Fe. La reacción que se produce es la siguiente: FeO + CO (g) ------ Fe + CO2 (g) Calcular: a) % de FeO en la muestra. b) volumen de CO (g) utilizado si fué medido a 35 C y 1000 hPa de presión. R: a) 91,8% ; b) 114,3 lt Problemas complementarios de Estequiometría: *6.20.- Industrialmente se puede preparar el dióxido de azufre (gaseoso), por oxidación de sulfuro de cinc (sustancia constituyente de un mineral llamado blenda), de acuerdo a la reacción: ZnS (s) + O2 (g)  ZnO + SO2 (g) Si pretendemos obtener 33,6 dm3 de dióxido de azufre medido en CNPT, calcular: a) La masa de sulfuro de cinc que debe emplearse b) El volumen de oxígeno medido en CNPT c) La cantidad de óxido de cinc, en moles, que se obtendrá d) La masa de blenda a utilizar (sabiendo que el mineral tiene una riqueza del 73% de sulfuro de cinc) e) La masa de ácido sulfúrico que podría obtenerse, por oxidación con oxígeno de ese volúmen de dióxido de azufre a trióxido de azufre y posterior reacción de éste con el agua para dar el ácido. R: a) 146,25 g ; b) 50,4 lt ; c) 1,5 mol ; d) 200,34 g ; e) 147 g 6.21.- El nitruro de magnesio reacciona con agua de acuerdo a la siguiente ecuación: Mg3N2 + H2O  NH3 + Mg(OH)2 Balancear la ecuación y luego determinar cual es el reactivo limitante en cada uno de los casos siguientes: a) 10,0g de nitruro de magnesio + 60,0 g de agua b) 10,0g de nitruro de magnesio + 10,0 g de agua c) 10,1g de nitruro de magnesio + 10,8 g de agua R: a) Mg3N2 ; b) H2O ; c) equimolecular 6.22.- Se hicieron reaccionar 17,0 g de amoníaco con suficiente cantidad de óxido de cobre (II), según: NH3 (g) + CuO (s)  N2 (g) + H2O (l) + Cu (s) Balancear la ecuación y luego calcular: a) La masa de óxido de cobre (II) que reaccionó b) El número de moles de agua que se formaron. c) El volumen de nitrógeno gaseoso obtenido medido en CNPT. R: a) 119,25 g ; b) 1,5mol : c) 11.2 lt **6.23.- Se preparó una mezcla de reacción para la combustión de SO2 abriendo una llave que conectaba dos cámaras separadas, una con un volumen de 2,125 litros a 0,750 atm con SO2 y la otra con un volumen de 1,500 litros llena a 0,500 atm con O2; los dos gases estaban a 80 ºC. Si la mezcla se pasó sobre un catalizador (sustancia que no interviene en la reacción pero que permite que ésta ocurra) para la formación de SO3 y entonces se la regresó a los dos recipientes conectados originales, ¿cuáles son las fracciones molares en la mezcla final y cuál fue la presión total final? Se supone a los efectos didácticos que la reacción de conversión del SO 2 tiene un rendimiento del 100%, (En la práctica, en esta reacción que es una de las más estudiadas pues es parte de la producción del ácido sulfúrico, una de las sustancias industriales más importantes, no es posible lograr rendimiento 100%, pero a los efectos didácticos se lo considera así para este ejercicio). La temperatura es en todo momento constante. R: X SO3= 0,945; X SO2= 0,054 y PF = 0,45 atm *6.24.- En una caldera se quema gas natural, es decir metano (CH4) de acuerdo a: metano + oxígeno ------------> dióxido de carbono + agua. Suponiendo que se haya quemado 1,008 metros cúbicos de metano ( CNPT ), se desea saber: a).- ¿Qué masa de aire (22,2 % masa de oxígeno y 77,8 % masa nitrógeno) se necesitará si se usa 28 % de exceso de oxígeno ? b).- Nº de moles de metano reaccionantes y Nº de moléculas de agua formadas? c).- Si dicha masa de anhídrido carbónico se envía a un cilindro de almacenaje de 500 l detectándose una temperatura de 93 ºC ¿Cuál debería ser la presión interna mínima que debería soportar el cilindro? 39

Solución: La reacción equilibrada es, entonces:

CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2(g) + 2H2O (g) a) Partiendo del dato del volumen de metano (1,008 m 3 = 1008 l) en CNTP a quemar completamente, podemos calcular, con ayuda de la Ecuación General de Estado los moles de ese gas que reaccionan:

P  V  n  R  T  nCH4 

1 atm.  1008 l  45 moles atm.  l 0,082  273K K  mol

El oxígeno necesario es entonces: Para 1 mol de CH4 -----------------se necesitan 64 g de O2 (masa de un mol) Para 45 moles de CH4 -------------------------------------------serán necesarios x: De donde x = 2880 g de O2 Como se debe agregar un exceso del 28 :

mO2 

2880  128%  3686,4 g de O2 100

El oxígeno se encuentra presente en el aire en un 22,22%, por lo que entonces, la cantidad de aire necesaria será:

maire 

3686,4 100  16605,40 g 22,2

Se necesitan entonces 16605,40 g de aire. b) Los moles de metano reaccionantes fueron calculados en el paso anterior, así que ahora calcularemos las moléculas de agua que se formaron: Al quemar 1 mol de CH4 --------- se forman 12,04 x 1023 moléculas de agua (dos moles) al quemar 45 moles -------------------------------------------------x: De donde x= 5,418 x 1025 moléculas de agua Conocemos el volumen del recipiente ( V = 500 l) y la temperatura ( t = 93 ºC  366 K); y como la relación del CO2 es mol a mol con la del CH4, también sabemos que se almacenarán 45 moles del dióxido, por lo que podemos calcular la presión dentro del recipiente con la Ecuación General de Estado:

n  R T P  P V

atm.  l  366 K K  mol  2,7 atm. 500 l

45 moles  0,082

La presión interna es, entonces de 2,7 atm. *6.25.- Se hacen reaccionar 1,00 tonelada de cobre metálico con 5,00 toneladas de ácido nítrico de pureza 40 %, para dar nitrato cúprico, monóxido de nitrógeno gaseoso (NO), y agua (l). a) Calcule el volumen de gas que se formará a 25ºC y 1 atm. Justifique sus cálculos. La ecuación no está balanceada. R: 194.055 lt 6.26.- Dada la siguiente reacción: SiO2 (s) + 3 C(s)  SiC(s) + 2 CO(g) . Si con un rendimiento de reacción del 80% se producen 800 g de SiC, calcular: a) Masa de SiO2 necesario si la pureza del mismo es de 90 % m/m b) Moles, gramos y átomos de C necesarios c) Con el mismo rendimiento de reacción, ¿Qué volumen de CO se obtendría si es medido a 60 0C y 900 hPa de presión? R: a) 1666,7 g ; b) 75 mol ; c) 900 gr / 4,515 x 1025 ; d) 1229,4 lt 6.27.- Dada la siguiente reacción: 2 MgSO4 (s) + C (s)  2 MgO + CO2 (g) + 2 SO2 (g) Con un rendimiento de reacción de 80% se obtiene 600 g de MgO. Calcular: a) Gramos de MgSO4 colocados en el reactor. b) Con el mismo rendimiento de reacción cuantos moles de CO2 se obtuvieron R: a) 2238,8 g; b)7,44 mol

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6.28.- El procedimiento de reducción directa para obtener Hierro esponja, a partir de su mineral (llamado Hematita), se hace mediante la siguiente reacción: Fe2O3 (s) + 3 CO (g)  2 Fe (s) + 3 CO2 (g) Si se parte de un mineral de hierro de un 45% de concentración, y una eficiencia de la reacción del 94%, calcular: a) Cual será la masa del mineral que será necesario emplear por tonelada de Hierro esponja obtenido. b) Cual será el volumen de CO medido a 1300 hPa y 60 0C que hará falta para dicho fin. R: a) 3377,2 Kg; b) 606316 lt ó 616,316 m3 6.29.- Dada la siguiente reacción:

2 Co2O3 + 4 H2SO4  4 CoSO4 + 4 H2O + O2 (g)

Se colocan 600 g de una muestra que contiene 90% de Co2O3 y 0,4 litros de una solución de H2SO4 al 98 %(m/m) y  = 1,84 g/ml. Calcular: a) gramos y moles de CoSO4 producidos. b) volumen de O2 (g) obtenido medido a 60C y 950 mm de Hg de presión. R: a) 1009,9 g / 6,52 mol; b) 35.6 lt 6.30.- Dada la siguiente reacción: 2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C  6 CaSiO3 + 4 P + 10 CO (g) Se colocan 3 Kg de Ca3(PO4)2 con 25 moles de SiO2 y C en exceso. Si el rendimiento de la reacción es de 80%. Calcular: a) masa de P obtenida. b) con el mismo rendimiento que volumen de CO (g) se obtiene si es medido a 65 C y 1200 hPa de presión. R: a) 413,33 g ; b) 780 lt 6.31.- Se hacen reaccionar 636 g de CuO (75% de pureza) con 121 g de NH 3, según la ecuación no balanceada: NH3 N2 + H2O + Cu Calcular su rendimiento si se obtienen 9,64x1023 moléculas de N2. R: 80 %

CuO +

*6.32.- Un proceso industrial de gran importancia es la fabricación de NH 3 (g) por síntesis. Se lleva a cabo en condiciones especiales de presión y temperatura, lográndose un rendimiento del 12%. Se realiza en presencia de un catalizador que aumente la velocidad de la reacción, sin modificar el rendimiento. Calcular qué masa de NH 3 se obtiene si reaccionan 1040 moles de H2 (g) con 50 kg de N2 (g) al 75% de pureza. R: masa de NH3 = 1,41444 Kg 6.33.- Se parte de 20 g de hierro de pureza 60 % y 30 g de ácido sulfúrico de pureza 80 % para obtener sulfato (VI) de hierro (II) y gas hidrógeno. ¿Qué masa de sal se obtiene? R: 32,645 g de sal.

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7 – EL ESTADO GASEOSO Puntos importantes a tener en cuenta para encarar el tema: -Teoría cinético-molecular de los gases -Variables de estado de un gas:

-Gas Ideal: -Leyes de los Gases Ideales:

Presión Volumen

Volumen Molar Volumen Molar Normal

Temperatura Número de moles Condiciones que debe reunir un gas para comportarse idealmente. Ley de Boyle Ley de Charles Escala de Temperatura Absoluta Ecuación de Estado

-Desviaciones del comportamiento Gases Reales -Licuación de gases. -Difusión de gases.

Ecuación de Van der Waals

Condiciones Críticas de un gas. Diferencia entre Gas y Vapor Ley de Graham.

UNIDADES Las variables de estado de un gas, aparte del número de moles, son la temperatura, la presión y el volumen. Nos vamos a referir a estas unidades utilizando las formas usuales de las mismas. Temperatura La unidad habitual que se usa para indicar la temperatura son los grados Celsius ( 0C). La escala fue hecha en función de la temperatura de fusión y ebullición del agua a presión atmosférica normal. En base a lo que seguramente ha visto referente a la Ley de Charles, debemos utilizar la escala absoluta de temperatura o kelvin (K), la cuál tiene el mismo módulo que la escala Celsius, pero su origen ó 0 K se encuentra a -273,16 0C. Para transformar una temperatura en escala Celsius en temperatura en escala absoluta, se procede de la siguiente forma: T (K) = t 0C + 273,16 por Ej: 200C = (20 + 273,16) K = 293,16 K Para realizar el proceso inverso, debemos restar del la T (K) 273,16 Por Ej: 593 K = (593 – 273,16) 0C = 319,84 0C Volumen La unidad de volumen conforme al Sistema Internacional es el dm3. No obstante es común utilizar la unidad equivalente, el litro (l). A continuación se detallan equivalencias de unidades de volumen: 1 dm3 ≡ 1000 cm3 ≡ 1x10-3 m3 1 L ≡ 1000 mL Presión La presión es igual Fuerza/superficie. La unidad en el Sistema Internacional es el Pascal (Pa) donde la unidad de fuerza es el Newton y la de superficie es el metro2. Entonces: Pa = N/m2 Lo usual es usar diversas unidades, como ser: Atmósfera (Atm), Torricelli (Torr), mmHg, Hectopascal (hPa), Milibar, mmH2O. Veamos las equivalencias: 1atm ≡ 760 Torr ≡ 760 mm Hg ≡ 1013,25 hPa ≡ 1013,25 mBar ≡ 10336 mmH 2O

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Constante R La constante R esta expresada en unidades de Energía/mol.K. Veamos distintas formas de expresar la constante: R = 0,08205 L.atm/mol.K R = 1,98 Cal/mol.K R = 8,314 Joule/mol.K R = 62,3637 mmHg.L/mol.K

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Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas fundamentando las respuestas. a)

Las transformaciones isobáricas de los gases ideales están regidas por la 1ra ley de Gay Lussac.

b) Si el volumen de una masa gaseosa a 0º C es V0, su volumen será 2 V0 si su temperatura se lleva a 546ºC mantenida a presión cte. c)

La ley de Boyle se cumple para gases reales a cualquier temperatura y cualquier presión.

d) Si una masa gaseosa ejerce una presión P0 a OºC y se la somete a una transformación isocórica, aumentándose su temperatura hasta los 546ºC su presión será 0,5 P0. e) f)

Las tres variables de estado de un gas pueden ser variadas arbitrariamente. En un conjunto de moléculas gaseosas la velocidad es un valor constante a una determinada temperatura.

g)

La energía cinética media de todas las moléculas gaseosas es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

h)

Para que un gas pueda ser licuado debe ser presionado estando a una temperatura superior a la temperatura crítica correspondiente.

i)

En un recipiente hay 2g de gas nitrógeno y 2g de gas metano el número de moléculas de cada gas es el mismo ya que es igual la masa.

j)

Una mezcla de 0,1mol de SH2 (g) y 0,2 mol de O2(g) ocupa un volumen de 6 litros a 27ºC. Se produce una reacción en la que se forma H2O(g) y SO2(g) a 127ºC, la presión pasa de 1,23 atm. a 1,37 atm.

k)

Se recogen sobre agua 40 litros de O2(g) a 20ºC - la PO 2 es de 720mm de Hg, PH 2 O (v) es 18mm de Hg, el número. de moléculas de gas oxigeno es mayor que el de moléculas de agua.

l) La ecuación general de los gases tiene absoluta validez para cualquier temperatura y cualquier presión. m) El hidrogeno sulfuro de amonio se descompone según:

NH 4 HSs   NH 3 g   SH 2 g  Si a 25ºC la Ptotal es 0,25 atm la PSH 2 es 0,125atm n) Las fuerzas atractivas intermoleculares reducen el valor de la presión ejercida por un conjunto de moléculas gaseosas. 2

-2

o) La constante a de van der Waals para el CO2 es 3,60 atm.12 mol-2 la del SO 2 6,7atm . 1 . mol la atracción entre moléculas de CO2 es mayor que la existente entre las de SO2.

p)

El efecto de las fuerza atractivas intermoleculares y el volumen realmente ocupado por las moléculas gaseosas

se hace notar más al aumentar la presión.

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EJERCICIOS SOBRE ESTADO GASEOSO 7.1.- Un recipiente de 5 litros de capacidad contiene 1 gramo de hidrógeno a la temperatura de 24 ºC. Calcular: a) la presión gaseosa en atmósferas; y b) la masa de hidrógeno que se ha dejado salir cuando la presión es de 780 mm de Hg y la temperatura ha disminuido a 19 ºC. R: a) 2,4354 atm. b) 0,5714 g 7.2.- Un tubo electrónico al vacío se sello durante su fabricación a 1,2 x 10-5 mmHg a la temperatura de 270C. Si su volumen es de 100 cm3. Calcúlese el número de moléculas del gas que permanecen en el tubo. R: 3,83X1013 moléculas 7.3.- Un globo contiene 5 gramos de un gas que ocupa un volumen de 2,5 litros a 1,2 atm y 25C. El globo se eleva hasta una altura donde la temperatura es –15C y la presión 360 mm de Hg. Calcular: a) Volumen final del globo b) Mr del gas R: a) 5,48 lt. b) Mr = 40,7 *7.4.- El cuerpo humano produce unos 960 g de CO2 por día. Si la cabina de un astronauta tiene un volumen de 7600 l y la presión parcial del CO2 debe mantenerse por debajo de 4,1 Torr, siendo la temperatura de la cabina de 27 ºC, ¿qué masa de CO2 debe eliminarse durante el primer día de viaje?. Supóngase que la presión parcial inicial del CO 2 es cero. R: 886,7g 7.5.- Un recipiente de volumen X contiene 12 g de un gas A que ejerce una presión de 2 atm a 67C. Este recipiente se conecta con otro de volumen 7,8 litros y en el cual previamente se hizo vacío. El gas se distribuye entre ambos y cuando se alcanza el equilibrio la presión en el sistema es de 0,7 atm. Si la temperatura permanece constante, calcular: (considere despreciable el volumen de la conexión entre los dos recipientes) a) volumen del recipiente X. b) masa molecular relativa del gas A. R: a) 4,2 litros b) Mr = 39,8 7.6.- En un recipiente de 10,0 dm3 hay 0,50 moles de moléculas de oxígeno (O2). La temperatura es 1200 K. Calcular en atm y en hPa la presión a la que está sometido el gas. R: 4,92 atm y 4,96 x 103 hPa 7.7.- ¿Que volumen ocupa un mol de gas ideal cuando está sometido a una presión de 5,5 atm y la temperatura es de 25 °C? ¿Qué volumen ocupará en CNPT? R: 4,44 dm3 y 22,4 dm3 7.8.- En un sistema cerrado, con tapa móvil, cuyo volumen es 0,452 dm3, hay un gas a una presión de 628,1 hPa y temperatura de 87 °C. a) ¿cuál es su volumen a 1 atm y 0°C ? b) ¿cuántos moles de gas hay en el sistema ? c) ¿cuál es el volumen molar del gas en ambas condiciones ? R: a) 0,212 dm3 b) 9,5 x 10-3 c) 47,6 dm3 , 22,4 dm3 7.9.- Un cilindro de 100 cm2 de base y 1 m de altura contiene gas oxígeno a una presión de 10 atm y 25 °C. Se produce una pequeña fisura en el tanque, con la consiguiente pérdida de gas. Determinar: a) ¿qué volumen de gas queda en el tanque? b) ¿qué masa de oxígeno se perdió? Datos: Presión atmosférica normal R: a) 10dm3 b) 117,8 g 7.10.- Los aviones a reacción son una fuente importante de contaminación atmosférica. Se calcula que por cada hora de vuelo se producirán unas 66 toneladas de CO2 (dióxido de carbono). ¿Qué volumen de CO2 gaseoso medidos a 4,1 x 10-1 atm y 627°C corresponde esta cantidad? a.- 1,5 x 106 litros b.- 1,9 x 108 litros c.- 2,7 x 108 litros d.- 4,2 x 108 litros e.- 2,1 x 1011 litros 45

R: c) 7.11.- En un recipiente de 10 m3 se encuentra encerrado un gas ideal a 250°C. La presión medida es 6 atm. Este recipiente se conecta a otro de 5 m3, inicialmente al vacío. Calcule la temperatura que debería observarse si se mantuviera la presión constante. R: 511,5 0C 7.12.- Un tanque de hierro contiene He a una presión de 136 atm y 25 °C de temperatura. Suponiendo que dicho tanque se encuentra en un edificio que se incendia, determinar si explotará antes de fundirse. La presión que soporta el recipiente es de 500 atm. Dato :PF de hierro = 1535°C. R: Explota antes de fundirse 7.13.- Calcular la masa molecular relativa de un gas cuando su densidad a 100 ºC y 700 torr es de 2,39 g/L. R: 79,37 7.14.- Calcule la densidad del gas etano, C2H6 , a 1090 hpa y 25ºC. ¿Cuántos átomos hay en un mol de este gas? R: 1,32 g.l-1 y 4,816x1024 átomos. 7.15.- Si 200 cm3 de un gas pesan 0,268 g en C.N.P.T. ¿Cuál es la masa molecular relativa? R: Mr=30 7.16.- Calcular la Mr del óxido nitroso sabiendo que a 80°C y 1000 mm de Hg de presión tiene una densidad de 2 g/litro. R: Mr=44 7.17- Se determina la densidad de un gas YZ2 a 900 mmHg y 15°C dando como resultado 1,63 g/l. Determinar cúantos moles de YZ2 se hallan contenidos en 60 g del compuesto y qué volumen ocupa esta masa en las condiciones mencionadas. R: n=1,85 moles V=36,8 dm3 7.18.- Una mezcla gaseosa contiene 16 g de H2, 12g de He y 16g de CH4. Calcular la presión parcial de cada componente si la presión total es de 24 atm. R: pH2 = 16 atm pHe = 6 atm pCH4 = 2 atm 7.19.- Dos bulbos de vidrio, A y B, de 500 y 200 cm3 de volumen, respectivamente, se conectan a través de una llave. Si A contiene nitrógeno gaseoso a una presión de 500 hPa mientras que B contiene O2 a 1000 hPa de presión, ¿cuál será la presión final luego de abierta la llave, a temperatura constante?. R: 642,85 hPa 7.20.- En un recipiente de 90 litros se encuentran mezclados gas oxígeno y gas argón. La presión parcial de oxígeno es de 3,00 atm. Si hay doble cantidad de moles de argón que de oxígeno y de argón existen 120 g, calcule la temperatura en grados Centígrados de la mezcla gaseosa. R: 1922,1 ºC 7.21.- En un recipiente de 500 litros, inicialmente al vacío, se colocan 12 moles de gas nitrógeno, 200 gramos de gas argón y 1,806 x 1024 moléculas de gas oxígeno. Si la temperatura es 127 ºC y se supone comportamiento ideal, calcule la presión en el recipiente. R: 1,312 atm 7.22.- Un cilindro rígido de 5 litros contiene 0,1 moles de argón a 25 ºC y 372 torr. Si se calienta el cilindro a 34ºC y se bombean (introducen) 2,8 g de nitrógeno ¿Cuál es la presión parcial del argón en la mezcla de gases final? R: 382,65 mmHg *7.23.- Un tanque con gas de alumbrado, cerrado con agua a 40 ºC y presión de 1 atm., contiene 200 m 3 de gas. La temperatura disminuye a 20 ºC y la presión aumenta a 800 mm de Hg. ¿Cuál será el volumen de gas “seco” en estas condiciones? Datos:pv H2O (40 ºC) = 55,3 mm de Hg; pv H2O (20 ºC) =17,5 mm de Hg R: 168,6 m3

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7.24.- Un recipiente cuyo volumen es de 30 dm3 contiene un gas”A” a la presión de 90 kPa y a la temperatura de 25 ºC. Calcular la masa de un gas “B” (MB = 32) que debe agregarse para que la presión en el recipiente aumente un 50 % a volumen y temperatura constantes (30 dm 3 y 25ºC). ¿Cuál será la fracción molar de cada gas en la mezcla final? R: a) masa de B = 17,47 g; b) A = 0,66 y B = 0,33 7.25.- En un recipiente de volumen fijo de 10 litros hay 80 gramos de un gas A. Se introducen en el recipiente 40 litros de CO2 (g) medidos a 57C y 0,95 atm. de presión. La mezcla se calienta hasta 81C. Cuando se alcanza el equilibrio la presión dentro del recipiente es de 9 atm. Calcular: (no hay reacción química entre los gases) a) Mr del gas A b) Presión del CO2 dentro del recipiente. R: a) Mr = 47,17 b) pCO2 =4,07 atm 7.26.- En un recipiente de volumen fijo de 25 litros se introducen 0,8 moles de H2 (g) y 66 g de CO2 (g). ¿Qué masa de CH4 (g) habrá que agregar al recipiente para que la presión dentro del mismo sea de 9 atm, si la mezcla se calienta hasta 50C?. (Considere que no hay reacción química entre los gases). R: 99,14 gr 7.27.- En un recipiente de volumen fijo de 15 litros, que soporta una presión máxima de 7 atm. a 72 C. a) ¿Podrá introducirse en él una mezcla de 63 g de N2 (g) y 35 g de C2H4 (g) y calentar la mezcla hasta 72 C sin que el recipiente explote (suponga que no hay reacción química entre los gases). b) ¿Cuántos g de N2 (g) deberán agregarse o quitarse de la mezcla para alcanzar la presión máxima que soporta el recipiente a 72 C? R:a) Sí (Pt = 6,6 atm) b) 5,94 gr 7.28.- Un recipiente A de volumen fijo de 4,5 litros contiene N2 (g) que ejerce una presión de 1,2 atm a 30C. Otro recipiente B de volumen fijo de 1,5 litros contiene H2 (g) que ejerce una presión de 2,2 atm. a 20C. Ambos recipientes se conectan y los gases se distribuyen entre ambos. El sistema se calienta hasta 40C. Cuando se alcanza el equilibrio. Considerando despreciable al volumen de la conexión entre ambos recipientes y que no hay reacción química entre los gases, calcular: a) presión parcial de cada gas. b) masa de N2 y H2 en el sistema. R: a) pN2 = 0,93 atm p H2 = 0.59 atm b) N2 = 6,08 g H2 = 0,275 g 7.29.- Un recipiente de volumen fijo contiene 56 g de N2 (g) y una cierta masa de CO2 (g) que contiene 9,03 x 1023 átomos de oxigeno. A 63C la presión que ejerce la mezcla es de 5 atm. Considerando que no hay reacción química entre los gases, calcular: a) Volumen del recipiente. b) Presión parcial de cada gas. c) Si el recipiente soporta una presión máxima de 10 atm. a 200C ¿podrá calentarse la mezcla hasta esa temperatura sin que el recipiente explote? R: a) 15.15 lt b) pN2 = 3.64 atm pCO2 = 1.36 atm 7.30.- En un recipiente de 300 cm3 de capacidad se hace vacío y se introducen 100 cm3 de hidrógeno a una presión de 700 mm de Hg, 50 cm3 de oxígeno a una presión de 340 mm de Hg y 75 cm3 de helio a 200 mm de Hg. La temperatura es constante. a) ¿Cuál es la presión total, en atmósferas, del sistema? b) ¿Cuál es la presión parcial, expresada en atmósferas, de cada gas, en la mezcla gaseosa? R: a) 0,448 atm b) 0,307 atm para el H2, 0,075 atm para el O2, 0,066 atm para el He *7.31.- Existen dos recipientes con gases: en el A, que posee un volumen de 200 litros, la presión es de 0,8 atm y la temperatura 100°C. En el B, de 300 litros, la presión es de 0,5 atm, medida a 120°C. Se conectan los dos recipientes y se lleva la presión a 0,6 atm. Si los gases se comportan como ideales. ¿cuál será la temperatura que marcará el termómetro al conectarlos? R: 370,3 K

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7.32.- En un recipiente de 1000 litros, inicialmente al vacío, se colocan 10 moles de gas hidrógeno, 8 gramos de gas helio y 2,408 x 1024 moléculas de gas oxígeno. La temperatura de la mezcla es 27°C, se supone comportamiento ideal y no existe reacción química entre los gases. Calcule la presión a que se halla sometido el recipiente. R: 0,394 atm EJERCICIOS SOBRE DIFUSIÓN DE GASES 7.33.- La velocidad de efusión de un gas desconocido a través de una placa porosa, es 3,32 veces menor que la velocidad de efusión del He a través de la misma placa, cuando ambos gases están a igual presión y temperatura. ¿Cuál es la masa molecular relativa del gas desconocido? R: 44 7.34.- 105 s demoró la efusión de CO2 a través de un tapón poroso, y 126 s debieron transcurrir para que el mismo número de moles de un gas desconocido escapara bajo las mismas condiciones. Calcule la masa molecular relativa de ese gas. R: Aprox. 63

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8 – EL ESTADO LÍQUIDO Y EL ESTADO SÓLIDO Puntos importantes a tener en cuenta para encarar el tema: -Fuerzas intermoleculares

Unión Puente Hidrógeno Fuerzas ión – dipolo Fuerzas dipolo-dipolo Fuerzas de dispersión de London -Propiedades de los líquidos Viscosidad Tensión superficial Presión de Vapor Temperatura de ebullición -Diagrama de Fases de un componente Punto triple Punto crítico Áreas de estado Presión de vapor de sólidos -Variación de entalpía asociada a cambios físicos. Entalpía latente de fusión, sublimación y vaporización. Calor Sensible -Sólidos Amorfos -Sólidos cristalinos Sólidos covalentes atómicos Sólidos Moleculares Sólidos Iónicos Sólidos Metálicos -Redes cristalinas y propiedades derivadas de los sólidos.

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Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas fundamentando las respuestas: a)

La presión de vapor de un líquido es una propiedad extensiva.

b)

En el estado líquido hay un mayor acercamiento de las molèculas que en el estado gaseoso.

c)

el calor de vaporizaciòn de un líquido es una medida de las fuerzas intermoleculares existentes en el líquido.

d)

La estructura de los liquidos esta bien determinada como lo esta la de los gases y solidos.

e)

Una molecula liquida existente en la superfisie del liquido soporta una fuerza que tiende a llevarla al seno del mismo.

f)

La curva de presión de vapor de un líquido puede continuar a temperaturas superiores a la temperatura crítica del mismo.

g)

La presión de vapor de agua y benceno a 26º C tiene los valores 25,2 mm de Hg y 100 mm de Hg. respectivamente, las fuerzas intermoleculares en el agua son màs intensas que en el benceno.

h)

La sustancia simple argon dá al solidificar un cristal iònico.

i)

La temperatura de fusion de todas las sustancias disminuye cuando la presión externa aumenta.

j)

La temperatura correspondiente al punto triple de una sustancia coincide con el punto de fusin de la misma.

k)

Los puntos que constituyen las curvas que aparecen en los diagramas de fases de un solo componente representan la coexistencia de dos fases.

l)

Cualquier sustancia al estado solido puede pasar directamente al estado gaseoso si se la calienta estando a la presión atmosferica normal.

m)

A grandes altitudes se necesita mas tiempo para cocer los alimentos.

n)

Las temperaturas extremas de una curva de presión de vapor de un liquido en funcion de la temperatura son la temperatura de congelacion y la temperatura de ebullicion de la sustancia considerada.

o)

Una sustancia en el estado correspondiente al punto triple, esta a una temperatura y presión bien determinada

p)

Si se tiene un sistema formado por H 2O 1 y H 2 O g  , y en equilibrio, su T º y presión de vapor son determinadas.

q)

Todos los sòlidos cristalinos son anisòtropos.

r)

Los sòlidos cristalinos tienen fusion neta mientras los amorfos funden luego de pasar por un estado pastoso. 50

s)

Las caracteristicas de las particulas que ocupan los nodos de un cristal determinan sus propiedades.

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EJERCICIOS SOBRE PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS 8.1.- Cuantas calorías se requieren para calentar desde 15 oC hasta 65oC: a) 1 gramo de Agua, b) 5 gramos de vidrio Pyrex, c) 20 gramos de Platino. La capacidad calorífica específica del Agua es 1 cal/g.o, la del vidrio Pirex 0,2 cal/g. o y la del Platino 0,032 cal/g.o. R: a) 50 cal; b) 50 cal; c) 32 cal 8.2.- Una muestra de 45 g. de una aleación se calentó hasta 90 oC. y se la dejó caer en un matraz que contenía 82 g. de agua a 23,50 0C. La temperatura del agua aumentó hasta 26,25 oC. ¿Cuál es el calor específico de la aleación? R: 0,079 cal/g 8.3.- Calcule la cantidad de calor necesaria para transformar un mol de benceno (C 6H6) de -10oC hasta convertirloen vapor a la temperatura normal de ebullición, todo ello a p=1 atm. Hacer el mismo cálculo para un mol de agua y comparar los resultados: Datos: t0fusión

t0vap

Ce (s)

Ce(l)

∆Hofusión

∆Hovap

Benceno

5,4oC

80,1oC

0,30 Cal/og

0,41 Cal/og

30 Cal/g

94,3 Cal/g

Agua

0oC

100oC

0,6 Cal/og

1 Cal/og

80 Cal/g

540 Cal/g

R: Benceno: 12444,67 cal

Agua: 13068 cal

8.4.- Determine la temperatura resultante cuando se mezcla 1 Kg de Hielo a 0oC con 9 Kg de agua líquida a 50o. R: 37 0C 8.5.- En cada grupo de sustancias y en base a las fuerzas intermoleculares, asigne el punto de ebullición a presión normal que corresponde a cada una de ellas. a) Ne, Ar, Kr: -246 0C, -186 0C, -152 0C b) NH3, H2O, HF: -33 0C, 20 0C, 100 0C 8.6.- Dada la temperatura a la que todos los líquidos siguientes tienen una presión de vapor de 100 Torr, prediga el orden creciente de temperatura de ebullición: butano (C4H10) -44,20C, 1-butanol (C4H9OH) 70,1 0C, Eter dietílico (C4H10O) -11,5 0C. 8.7.- A partir de los datos de presión de vapor del Cl2O7 trace la curva de presión de vapor y determine su temperatura de ebullición a 125 Torr. t (0C) Pvap (Torr)

-24 5,0

-13 10

-2 20

10 30

29 100

45 200

62 400

79 760

8.8.- Durante el proceso de de envasado de un medicamento en un laboratorio, en la sala donde se lleva a cabo el procedimiento se necesita mantener una humedad relativa ambiente constante del 40%. En un día donde la temperatura es de 20 0C, cuál será la presión de vapor del agua en la sala. 8.9.- En un ensayo en el laboratorio, en un cilindro de 20 dm3 de volumen se coloca u vaso de precipitado con 20 g de agua. Posteriormente se hace vacío a una temperatura ambiente de 25 0C. ¿Se evaporara la totalidad del agua? ¿Cuál será la presión de vapor del agua en el recipiente? Datos de presión de vapor para el agua t (0C) Pvap (Torr)

-10 2,1

0 4,6

20 17,5

30 31,8

52

50 92.5

70 234

90 526

95 634

100 760

101 788

EJERCICIOS SOBRE EL DIAGRAMA DE FASES DE UNA SUSTANCIA 8.10.- En base a los datos siguientes, dibuje el diagrama de fases del agua. Punto Triple: t=0,0098 0C p= 0,00603 atm Temperatura de Congelación Normal: 0 0C Temperatura de ebullición Normal: 100 0C Punto Crítico: t=374 0C p= 218 atm 8.11.- En base a los datos siguientes, dibuje el diagrama de fases del CO2. Punto Triple: t= -56,40C p= 5,11 atm Temperatura de Sublimación Normal: -78,5 0 Punto Crítico: t=31 0C p= 73 atm 8.12.- ¿En que fase existe el CO2 a la presión de 1,25 atm y a una temperatura de: a) -90 0C, b) -60 0C, c) 0 0C? 8.13.- Mencione las fases que se observarán si una muestra de CO2 a 10 atm, se lo calienta desde -800C hasta 20 0C. Repita la misma transformación pero a 6 atm. 8.14.- Utilizando el diagrama de fases del agua, describa todos los cambios de fase que pudieran ocurrir en cada uno de los siguientes casos: a) Originalmente el vapor de agua a 0,005 atm y a -0,5 0C, se comprime lentamente a temperatura constante hasta 20 atm. b) Originalmente el agua a 100 0C y 0,5 atm se enfría lentamente a la misma presión hasta -10 0C. EJERCICIOS SOBRE SÓLIDOS 8.15.- Clasifique cada una de las sustancias sólidas siguientes como sólido molecular, iónico, covalente o metálico: Sustancia Punto de Fusión Punto de Ebullición Conductor Eléctrico 0 o C C Sólido Líquido MoF6 17,5 (a 460 Torr) 35 No no BN 3000 (Sublima) -No no Se8 217 684 Malo malo Pt 1769 3827 Sí sí RbI 642 1300 No Sí 8.16.- Clasifique cada una de las sustancias sólidas siguientes como sólido molecular, iónico, covalente o metálico: Sustancia Punto de Fusión Punto de Ebullición Conductor Eléctrico 0 o C C Sólido Líquido CeCl3 848 1727 No Sí Ti 1675 3260 Sí Sí TiCl4 -25 136 No No NO3F -175 -45,9 No No B 2300 2550 No No

53

PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS *8.17.- A la temperatura de ebullición normal de una sustancia “A”, otra sustancia “B” tiene una presión de vapor de 40 kPa. Indicar cuál de los líquidos tiene mayor fuerza de atracción entre sus moléculas. Justifique *8.18.- Los puntos de ebullición a la presión de una atmósfera del benceno y del tolueno son 80,1ºC y 110,6 ºC respectivamente. Compare, cualitativamente, sus presiones de vapor a la misma temperatura, justificando su respuesta. 8.19.- Calcule el factor de acomodamiento o factor de empaquetamiento y el número de coordinación para una red espacial de un cristal cristalizado en una red cúbica simple. Solución: El factor de acomodamiento (Fac) es una medida de la eficiencia en el aprovechamiento del espacio en una red cristalina. Si suponemos cada átomo como una esfera, dicho factor puede calcularse como:

Fac 

volumen ocupado por átomos volumen del cristal elemental

Una red cristalina cúbica simple tiene sus átomos ordenados de manera que puede trazarse un cubo imaginario uniendo los centros de ocho átomos vecinos. Vista de frente podríamos mostrarla como se ve en la imagen de la derecha: Figura 1: cristal cúbico simple

Si tomamos un cubo elemental, vemos que se puede trazar un cubo imaginario uniendo los centros geométricos de las esferas que representan a los átomos, la imagen de la izquierda ilustra bastante bien esta idea.

Nótese que por cada vértice del cubo tenemos un átomo, por lo que dentro del cubo, por cada vértice tenemos 1/8 de átomo. La distancia entre centros de los átomos vecinos es de un diámetro (2R, siendo R el radio atómico del elemento involucrado)por lo que cada arista del cubo mide 2R. El esquema de la derecha trata de ilustrar esta idea.

54

Teniendo en cuenta esto podemos calcular el factor de acomodamiento: Si entra 1/8 de átomo por vértice, y el cubo tiene 8 vértices en total, podemos entonces inferir que dentro del cubo hay 1/8 x 8 = 1 átomo, cuyo volumen (no olvide que lo asemejamos a una esfera) es : Vát . 

4  R3 . 3

Mientras que el volumen del cubo es VT = (2R)3 Reemplazamos en la expresión que permite calcular el factor de acomodamiento y tenemos:

Fac.

4  R3  3 3  0,5236 8R

El número de coordinación es el valor que indica cuántos átomos vecinos tiene cualquier átomo en la red. Si lo que tenemos son cubos elementales, puede verse de acuerdo con el dibujo que este número se puede obtener simplemente contando. Para este caso, puede apreciarse que el número de coordinación (N) es: N=6

**8.20.- Calcule el factor de acomodamiento y el número de coordinación para una red espacial de un cristal cristalizado en una red cúbica centrada en las caras.

El esquema muestra un átomo de la red, nótese que es vecino con otros seis.

*8.21.- Calcule el factor de acomodamiento y el número de coordinación para una red espacial de un cristal cristalizado en una red cúbica centrada en el cuerpo. Solución: Un cristal cúbico centrado en el cuerpo tiene, por cada cubo elemental, un átomo en cada vértice y otro más en el centro geométrico del mismo. Visto en corte, un cubo elemental de este tipo de cristal sería como se muestra en la figura de la derecha. Espacialmente, la red se puede representar como muestra el esquema de la izquierda, mientras que debajo se muestra un corte donde se han “recortado” los pedazos de átomos que caen fuera de ese cubo imaginario.

Se puede ver que por cada cubo elemental entran: un átomo central + 1/8 de átomo por vértice x 8 vértices: total: 2 átomos. El volumen ocupado por los átomos es entonces: Vát .  2 

4 8  R3   R3 . 3 3

Para conocer el volumen del cubo debemos conocer su arista. Sería conveniente tenerla en función del radio atómico, por lo que recurriremos a la geometría: El esquema de la derecha muestra el cubo elemental de la red cristalina. La diagonal que une los vértices a y d mide 4 veces el radio Ratómico (diámetro del átomo central + 2 radios de los átomos centrados en los vértices involucrados), y como el triángulo abd es rectángulo en b, podemos escribir (teorema de Pitágoras) que: d 4 R 2  L2  D 2 (1)

Por otro lado, la diagonal D de la cara, aplicando el mismo teorema, puede escribirse como:

L

D 2  L2  L2  2L2 (2)

4R

Reemplazando en (1) por el equivalente a D2 de la expresión (2):

D c

55

L a

b

4 R 2  3L2  L  4 R 3

4R 

3

Como el volumen del cubo es: VC = L3  VC 

33

Ahora podemos calcular el factor de empaquetamiento:

Fac.

8  R3  3 3  0,6802 64R 27

El factor de empaquetamiento es entonces de: Fac. = 0,68. Si se construye un reticulado similar al realizado en el ejercicio 1, de podrá encontrar que el número de coordinación para esta estructura es 8.

56

9 – SOLUCIONES Y PROPIEDADES COLIGATIVAS Puntos importantes a tener en cuenta para encarar el tema: -Tipos de Soluciones

Sólido – Líquido Gas – Líquido Líquido – Líquido Sólido – Sólido

-Solubilidad

Solución saturada Solución no saturada Solución sobresaturada Curvas de Solubilidad

-Concentración de las soluciones

Unidades Físicas

% masa/masa % masa/volumen

Unidades Químicas

Fracción molar Concentración Molar (Molaridad) Concentración Normal (Normalidad) Concentración molal (Molalidad)

Puntos importantes a tener en cuenta para encarar el tema: -Propiedades coligativas

Ley de Rault. Ascenso ebulloscópico Descenso crioscópico Osmosis y presión osmótica Propiedades coligativas en soluciones de Electrolítos, Factor i de Van’t Hoff. Grado de disociación α

57

Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas fundamentando las respuestas: 1 Las propiedades de las disoluciones solo dependen de la naturaleza del soluto. 2.- La Molaridad de una solución es siempre igual a la molalidad de la misma. 3.- En soluciones muy diluidas la molalidad es prácticamente igual a la Molaridad de la misma. 4.- Siempre la solubilidad de cualquier soluto en cualquier solvente aumenta al aumentar la temperatura. 5.- Una solución sobresaturada es un sistema en equilibrio y heterógeneo.

EJERCICIOS TEÓRICOS

1. Relaciones las 2 columnas: a) Gelatina

( ) aerosol líquido

b) Crema batida

( ) aerosol sólido

c) Smog

( ) gel

d) Aceite disperso en agua

( ) emulsión

e) Aire húmedo

(

) espuma líquida

2. Con respecto a los coloides, califique como verdadero (V) o falso (F) I. Las partículas en los coloides se encuentras dispersas y no sedimentan al dejarlas en reposo II. Las partículas coloidales no dispersan la luz III. Las partículas coloidales presentan movimiento browniano. IV. Un ejemplo de coloide es la gelatina

3. De los enunciados siguientes ¿Cuáles son correctos? I. Toda dispersión es un sistema coloidal II. Un sistema coloidal es un sistema microheterogéneo. III. Las coloides se usan en la industria cerámica, de calzado, jaleas, adhesivos, etc.. IV. Las partículas coloidales presentan el efecto Tyndall. V. La reflexión de la luz ocasionada por las partículas coloidales se conoce como movimiento Browniano.

58

4. Completar el siguiente cuadro:

Partículas Dispersas

Medio Dispersante

Gas

Líquido

Nombre

Crema de afeitar

Sólido

Espuma sólida

Líquido

Aerosol líquido

Líquido

Emulsión

Sólido

Líquido

Sólido

Gas

Ejemplo

Leche

Humo

5. ¿Cuál de las siguientes proposiciones es falsa? a) Los coloides se encuentran en la sangre y el protoplasma b) Existen coloides indeseables como el humo y el smog. c) Los coloides se usan en pinturas y plásticos d) Las partículas coloidales a diferencias de las partículas de una solución son lo suficiente grandes para reflejar la luz (efecto Tyndall) e) Las partículas coloidales no pueden separarse por una ultra centrífuga

6. Relaciones las 2 columnas: a) Fenómeno óptico en dispersión coloidal

( ) Aerosol

b) Movimiento de partículas coloidales

( ) Efecto Tyndall

c) Mezclas homogéneas

( ) espuma sólida

d) Humo

( ) Movimiento Browniano

e) Esponja

( ) solución

59

7. Para las tres soluciones que se mencionan, indique el tipo de solución según la naturaleza del soluto: Iónico (I) o Molecular (M) I. Agua de mar filtrada II. Alcohol yodado III. Agua azucarada

8. Determine si las proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F) I. Las partículas de soluto en una solución, pueden ser átomos, iones o moléculas II. Ciertas soluciones presentan efecto Tyndall III. Todas las mezclas gaseosas son soluciones

9. Determine si las proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F) I. Una solución de azúcar en agua es una solución iónica II. Una solución molecular es mal conductor de la corriente III. El nicrom es una aleación de Ni, Cr, Fe; por lo tanto, es una solución ternaria.

EJERCICIOS SOBRE SOLUBILIDAD 9.1.- En base a los datos de la tabla siguiente, grafica la solubilidad vs. temperatura. Temperatura 0 C 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100

KClO3 3,3 5,0 7,4 10,5 14 19,3 24,5 31,5 38,5 48,0 57,0

Solubilidad (gst/100gagua) Na2SO4.2H2O Na2SO4 5,0 9,0 19,4 40,8 48,8 48,8 46,7 45,3 43,7 42,5

60

NaCl 35,7 35,8 36 36,3 36,6 37 37,3 37,8 38,4 39 39,8

9.2.- En el cuadro siguiente, en base a los datos que hallarás en el libro de aula, indica como insoluble (I) o soluble (S) las sales que se forman con los iones indicados. De paso nombra las sales que se forman. Aniones Cl-

Br-

I-

SO42-

CO32-

HCO3-

PO33-

OH-

S2-

Na+ Ca2+

Cationes

NH4+ Mg2+ K+ Ag+ Ba2+ Pb2+

9.3.- La solubilidad de una sal en agua es a 70 ºC de 40 g st / 100 g sc y a 20 ºC de 22 g de soluto por 100 g de solución. Calcule la masa de sal que se cristaliza cuando se enfrían 900 g de solución saturada desde 70 ºC a 20 ºC. Solución: Se enfrían 900 g de solución saturada a 70ºC hasta 20ºC; por lo que como la solubilidad de esa sal disminuye con la temperatura, parte de la sal precipitará al enfriarse. A 70ºC, la solución saturada contiene 40 g de soluto/ 100 g de solución, por lo que, para 900 g:

40 g St. x g St 40  900  x  360 g St. , y por lo tanto, hay 540 g de H2O. 100 g Sc. 900 g Sc. 100

Al enfriar, la solubilidad disminuye, y la nueva solubilidad es de 22 g de soluto por cada 100 g de solución, pero al precipitar parte de la sal, la masa de la solución no es una constante (si empezamos con 900 g a 70ºC, a 20ºC parte de la sal habrá salido de la solución), pero lo que se mantiene constante tanto a 20 como a 70ºC es la masa de agua, por lo que, calculemos la masa de sal que retendrán los 540 g de agua a 20ªC: Como la solubilidad a 20ºC es de 22 g de soluto/100 g de solución, esto nos permite inferir que es de 22 g de soluto/78 g de agua. A esa temperatura, entonces: 78 g de agua retienen ----------------------- 22 g de soluto. 540 g de agua, retienen ------------------------------------ x

x

540  22  152,3 g St. 78

La diferencia entre lo que retiene la solución saturada a 70ºC menos lo que retiene la saturada a 20ºC, es lo que precipita: Precipitan: 360 g – 152,3 g = 207,7 g de sal 9.4.- La solubilidad de una sal en agua es 30 g sal / 100 g de agua a 70 0C y 20 g de sal /100 de agua a 200 C. Calcule la masa de sal que cristalizará cuando se enfríen 650 g de solución saturada desde 70 0C hasta 200 C. R: 50 g 9.5.- La solubilidad de una sal en agua a 70C es 60 g sal/100 g de agua. A 25C la solubilidad es 20 g sal/100 g de agua. Calcular la masa de sal que cristaliza cuando se enfrían 3000 kg de solución saturada desde 70C a 25C. R: 750 kg

61

9.6.- La solubilidad de una sal en agua a 60C es 35 g sal/100 g de agua. A 20C la solubilidad es de 15 g sal/100 g agua. Calcular: ¿qué masa de sal cristaliza cuando se enfrían 5000 g de solución saturada de 60C a 20C? R: 740,7 g 9.7.- La solubilidad de una sal a 80 0C es de 85 g de sal / 100 g de H2O. Cuanta agua habrá que evaporar a 80 0C de 5000 Kg de solución para obtener 300 kg de la sal sólida. R: 352,94 Kg 9.8.- El nitrato (V) de amonio es una sal muy soluble en el agua, tal como se deduce de su tabla de solubilidades. En un proceso industrial se prepara una solución en un tanque provisto de calefacción y montado sobre una balanza. Se cargan en el tanque 700 kg de agua y 3800 kg de nitrato (V) de amonio a 80 0C, manteniendo durante un período la temperatura constante, el peso de la mezcla disminuye 200 Kg. Se filtra todo el contenido del tanque y se encuentra que son retenidos por los filtros 900 kg de nitrato (V) de amonio cristalizado. Procure responder lo siguiente: a) ¿Porqué disminuye el peso del contenido del tanque? b) ¿Cuál es la solubilidad del nitrato (V) de amonio a 80 0C? c) ¿La mezcla inicial estaba saturada, no saturada o sobresaturada? d) ¿Si pretendiera que se cristalizaran la mitad de la masa inicial del nitrato (V) de amonio, cuanto tendría que disminuir la masa del contenido del tanque? e) ¿Cuál es la concentración expresada en % m/m de la solución saturada?

Temp. 0C Solubilidad gNH4NO3/100gH2O

0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

118

151

192

242

297

352

421

499

5??80

712

871

SOLUCIONES– CONVERSIÓN – DILUCIÓN Fórmulas y definiciones importantes Abreviaturas: Soluto  ST Solvente  SV Solución  SN Número de moles (n) = masa de sustancia (m) /masa molar de la sustancia (M) 9a) Molaridad = número de molesST / litroSC  nST / volSC (litros) b) Molalidad = número de molesST / kilogramosSV  nST / masaSV (kg) c) Fracción molar = nST / (nST + nSV) d) % masa / masa = masaST / masaSC . 100 e) % masa / volumen = masaST / VolumenSC . 100 9.9.- Calcular la molaridad, la molalidad, y el % en volumen de una solución de ácido sulfúrico 50 % en peso y d=1,40 g/cm3. Solución: a) Para la molaridad, debemos expresar la concentración en moles de soluto/volumen de solución (en l), por lo que, como la solución de H2SO4 tiene una concentración de 50% m/m: Por cada 100 g de solución hay --------------- 50 g de H2SO4Como el mol de ácido 98 g/mol  como en número de moles presente es: n 

m 50 g  por cada 100 g de solución hay: n   0,51 moles g mol 98 mol

Considerando que la densidad de la solución es de 1,40 g/cm3, se puede obtener el volumen como:



100 g m m  V  V   71,43 cm 3 g V  1,40 cm 3 62

Por lo que por cada 100 g de solución al 50% m/m tenemos: 0,51 moles de H 2SO4 y 71,43 cm3 (0,07143 l) de solución. La cuenta de la molaridad ahora es sencilla:

M 

0,51 moles moles soluto  7,14 M  M  0,07143 l volumen (l ) solución

b) Como la molalidad expresa la concentración de la solución en moles de soluto/masa de solvente (en kg), se puede calcular directamente con los datos que se tienen. O,51 moles de H2SO4 Por cada 100 g de solución hay: 50 g (0,050 kg) de solvente Entonces la molalidad (m) de la solución es: m 

0,51moles  10,2 molal 0,050 kg

c) Conociendo que por cada 100 g de solución, el volumen es de 71,43 cm 3 (obtenido en el punto (a)), se puede calcular la concentración en % m/V como:

%m

V



50 g H 2 SO4  100  % m V  70% 71,43 cm 3 Sc.

63

9.10.- Completar la tabla precedente, teniendo en cuenta las siguientes aclaraciones: Todas las soluciones son acuosas i = soluto de la solución Xi= Fracción molar del soluto solución mi = molalidad del soluto Las celdas con cruces no admiten cálculo.

Soluto (1)

Masa de soluto

masa de H2O

CH3COOH (Ac. Acético) KNO3

5,00 g

95,0g

C12H22O11 (Sacarosa) H2SO4

54,0 g 34,875 g

Al2(SO3)3

22,8 g

Masa de solución

1,00 lt 36,0 g

---x----

NaHCO3

8,80 g

----x----

NaCl NH3

30 g

Densidad de la solución

% de i

Mi Mol/lt

mi mol/kg

Xi

---x----

---x---

---x----

---x---

1,120 g/ml

69,8 ml

----x-----

HCl 32 g

Volumen de la solución

Mi=Molaridad del soluto en la

1,007 g/ml

250 g

H3PO4

% i = % masa/masa

----x-----

100 ml

1,34 g/ml

300 ml

----x----

---x---

150ml

1,18g/ml

38%

250 ml

---x----

---x---

20 ml

1,19 g/ml

100 ml

1,08 g/ml

70 g

0,982 g/ml

64

2,5 M

Respuesta 9.10:

Soluto (1) CH3COOH (Ac. Acético) KNO3

Masa de soluto 5,00 g

masa de H2O

Volumen de la solución 99,3mL

Densidad de la solución 1,007 g/mL

% de i

95,0g

Masa de solución 100 g

mi mol/kg

Xi

5%

Mi Mol/lu 0,839M

0,877m

0,0155

250 g

870g

1120 g

1,00 L

1,120 g/mL

22,32 %

2,475M

2,845m

0,0487

C12H22O11 (Sacarosa) H2SO4

54,0 g

36,0 g

90 g

69,8 mL

1,289 g/mL

60%

2,262M

4,386m

0,0732

34,875 g

99,125g

134 g

100 mL

1,34 g/mL

26,03%

3,56M

3,59m

0,061

Al2(SO3)3

22,8 g

---x----

---x---

300 mL

----x----

---x---

0,258M

---x----

---x---

HCl

67,26g

109,74 g

177 g

150mL

1,18g/mL

38%

12,28M

16,79m

0,232

H3PO4

32 g

----x----

----x----

250 mL

---x----

---x---

1,306M

---x----

---x---

NaHCO3

8,80 g

15 g

23,8 g

20 mL

1,19 g/mL

36,97%

5,24M

6,98m

0,112

NaCl

146,25 kg

933,70 kg

108 g

1 m3

1,08 g/mL

13,54%

2,5 M

2,7m

0,046

NH3

30 g

70 g

100 g

101,83 mL

0,982 g/mL

30 %

17,33M

25,21m

0,312

65

9.11.- Calcular la masa de HCl necesaria para producir 250 litros de una solución 2M. ¿ Qué volumen de solución de NaOH 1,5M deberá utilizarse para neutralizar la solución anterior?. R: 18,25 kg y 333,33 litros 9.12.- Se prepara una solución 25% (m/m) de H2SO4. Determinar la M sabiendo que su densidad es de 1,35 g/cm3. R: 3,44 M 9.13.- Que volumen de solución de H2SO4 0,25M se necesita para neutralizar las siguientes soluciones: a) 200 ml de solución de KOH 0,15 M b) 35 ml de solución 0,75 m de NaOH de densidad 1,08 g/ml R: a) 60 ml, b): 55,05 ml, 9.14.- Se quiere preparar un litro de solución 0,01 M de cada uno de los solutos especificados, que volumen será necesario utilizar en cada caso: a) solución de HCl 2,5 M b) solución de Na2CO3 8% masa/masa y densidad 1,15 g/ml c) solución de H2SO4 98% masa/masa y densidad 1,84 g/ml R: a) 4 ml, b): 11,52 ml, c): 0.54 ml 9.15.- Una solución acuosa etiquetada como al 35 % de HClO4 tiene una densidad de 1,251 g/cm3. ¿Cuál es la concentración molar y la molalidad de la solución? R: a) 4,36 M; b) 5,36 m 9.16.- La densidad del ácido nítrico (HNO3) al 40 % es 1,25 g/cm3. Calcular su molaridad y molalidad. R: a) 7,94 M; b) 10,6 m *9.17.-Calcular el volumen de ácido sulfúrico concentrado de d=1,84 g/ml y 98 % en peso que se necesita para preparar 500 ml de ácido 1,5 M. R: 40,76 cm3 9.18.- Determine la concentración final si se mezclan 100 ml de solución de HCl 35% m/m (d=1,14g/ml) y 100 ml de HCl 3M (d= 1,05 g/ml). Exprese el resultado en molaridad. La densidad de la solución resultante es 1,10 g/ml. Solución: Datos: 100 ml de Sc. de HCl 35% m/m ( = 1,14 g/cm3) + 100 ml de Sc. de HCl 3M ( = 1,05 g/cm3) ; la densidad de la solución resultante es: f = 1,10 g/cm3. Para calcular la molaridad de la solución resultante necesitamos entonces calcular el número total de moles de ácido y el volumen final de la mezcla. Comenzaremos por los moles de ácido: Solución 1: La masa de la solución 1 puede calcularse a partir de la densidad: como

m1  1,14



m  m    V por lo que: V

g  100 cm 3  114 g cm 3

De allí puede extraerse la masa de HCl presente, y por lo tanto los moles: En 100 g de Sc--------------------- 35 g de HCl En 114 g de Sc. ----------------------- x = 39,9 g de HCl. Como n 

39,9 g m  1,1 moles  n g mol 36,5 mol

Solución 2 : Análogamente puede calcularse la masa y el número de moles presentes en la solución 2: Para la masa: m2

 1,05 g

cm

66

3

 100cm 3  105 g

Y como M 

n  n  3M  0,1l  0,3 moles V l 

Para la mezcla, el número total de moles de HCl es: 1,1 moles de la solución 1 mas 0,3 moles de la solución 2:

1,4 moles De los cálculos anteriores se puede obtener la masa total de la solución como la suma de las masas de la solución 1 más la masa de la solución 2: o sea: mt  219 g Como lo que necesitamos parta calcular la molaridad es el volumen final de la solución, conociendo la densidad y la masa total la podemos calcular como:

V

219 g  199,1cm 3 1,10 g 3 cm

Podemos calcular ahora la molaridad de la solución final:

M 

n HCl  V l 

 M 

1,4 moles  7M 0,199l

9.19.-¿Qué masa de yodo(I2) se necesita disolver en 20,5 g de benceno(C 6H6) para que la solución resultante sea 4 % m/m en yodo?. R: 0,854 g de yodo. 9.20.- Calcule el volumen de ácido sulfúrico 98%m/m y d=1,84 kg/dm 3 necesario para preparar 6 litros de solución 1 M de dicho ácido. R: Se necesitan 326 ml de H2SO4(c) 9.21.- Una solución acuosa contiene 15 g de azúcar C12H22O11 en 0,120 dm3 de solución. La densidad de esta solución es 1047,0 g/dm3. Calcular: a) la molaridad; b) la molalidad; c) el % m/m. R: a) 0,365 M; b) 0,396 m; c) 11,94 %. 9.22.- Un paciente que padece de úlcera estomacal puede presentar una concentración de HCl en su jugo gástrico de 80 x 10-3 molar. Suponiendo que su estomago recibe 3 litros diarios de jugo gástrico.¿ Que cantidad de medicina conteniendo 2,6 g de Al (OH)3 por 100 cm3 debe consumir diariamente para neutralizar el ácido?. R: 240 cm3 Problemas complementarios sobre concentración de soluciones *9.23.- a) Determine el volumen de ácido nítrico diluido (densidad 1,11 g/cm 3, 19,0% en peso de HNO3) que puede prepararse diluyendo con agua 50 cm3 del ácido concentrado (densidad 1,42 g/cm3; 69,8% en peso de HNO3). b) Calcule la concentración molar y la molalidad del ácido diluido. Solución: Partiendo de 50 ml de solución de HNO 3 concentrada (c = 1,42 g/cm3 y concentración 69,8 % m/m) ; hay que preparar otra, de d = 1,11 g/cm3 y concentración 19% m/m. Lo primero que tenemos que saber entonces, es qué masa de HNO3 y de agua tenemos en la solución concentrada: a) Como debemos partir de 50 ml de esta solución, utilizando la densidad calculamos la masa de solución concentrada en ese volumen:

g m   V  mc  1,42

67

cm 3

 50 cm 3  71 g Scc 

Por lo que, en esa concentración, por cada 100 g de solución Como queremos una solución de concentración 19% m/m, podemos calcular la masa de solución que podemos preparar 49,56 g de HNO3

En 71 g se solución concentrada de HNO3 hay:

21,44 g de H2O

con una sencilla regla de tres simple: 19 g de HNO3 ------------ 100 g de la solución 49,56 g de HNO3----------------------------------------- X de donde x = 260,84 g de solución Como la densidad de la solución resultante es de 1,11 g/cm 3, podemos obtener el volumen de la misma:



260,84 g m m  234,95 cm 3 V   V  V  1,11 g 3 cm

b) Para la concentración molar, necesitamos conocer los moles de ácido presentes en esos 234,95 cm 3 de solución; como conocemos la masa (49,56 g de HNO3), podemos calcular el número de moles como:

49,56 g m n  0,786 moles g mol 63 mol 0,786 moles  3,348 M y la molaridad es, entonces: M  0,23495 l n

Para la molalidad, necesitamos los moles de ácido presentes (0,786 moles) y la masa en kg de solvente, que podemos calcular mediante una sencilla resta: masa de solvente (mSv): masa de solución – masa de HNO3.

mSv  260,84 g  49,56 g  211,28 g Con ese dato, calculemos la molalidad:

m

moles soluto 0,786 moles  m  3,72 m masa solventekg  0,21128kg

*9.24.- Calcular la Molaridad de una solución de CaCl2 (δ =1,18 g/cm3) al 20 % en peso. R: 2,12M *9.25.- Se necesitan 50 g de solución de BaCl2 al 12% m/m. ¿Qué cantidad de gramos de BaCl2.2H2O y de agua deben pesarse? R: Deben pesarse 42,963 g de agua y 7,037 g de BaCl2.2H2O 9.26.- En un recipiente que contiene 15 litros de una solución de HCl se agregan 120 g de Al de pureza 90%. Reaccionan ambos reactivos en forma completa. La reacción que se produce es la siguiente: 2 Al + 6 HCl  2 AlCl3 + 3 H2 (g) Calcular: a) Molaridad de la solución de HCl b) Volumen de H2 (g) producido medido a 90 C y 1,5 atm. de presión. R: a) 0.8 Molar, b): 119,06 lt 9.27.- La solubilidad de una sal en agua a 70 C es 40 g de sal/ 100 g de agua. A 20C la Solubilidad es 8 g sal/100 g de agua. Calcular: a) Masa de sal que cristaliza cuando se enfrían 5 kg de solución saturada desde 70C hasta 20C. b) % (m/m) de la solución a 20C. R: a). 1142,85 g , Rb): 7,41% 68

9.28.- Dada la siguiente reacción: 2 NaHCO3 + H2SO4  Na2SO4 + 2 CO2 (g) + 2 H2O Si se obtienen 140 litros de CO2 (g) medidos a 34C y 0,9 atm de presión. Calcular: a) ¿cuántos ml de solución de H2SO4 2 M serán necesarios?. b) ¿qué masa de una muestra que contiene 95% de NaHCO3 será necesaria? R: a): 1250 ml; b) 442,1 g

Definiciones y fórmulas importantes: Propiedades coligativas “Son propiedades físicas de las soluciones que dependen de la concentración del soluto y no de la identidad del mismo”. Así soluciones de distintos solutos a la misma concentración dan idénticos valores de las propiedades coligativas. Características que deben reunir las soluciones: -Soluciones diluidas. -Soluto fijo (no volátil). a) Disminución de la presión de vapor del solvente en la solución: Δp = p0sv . x ST Donde: Δp : Disminución de la presión de vapor del solvente P0sv : Presión de vapor del solvente puro x ST : fracción molar del soluto b) Ascenso ebulloscópico (Aumento de la temperatura de ebullición de la solución respecto a la del solvente puro) Δteb = tebSC – tebSV = i.Keb.m Donde Δteb : ascenso ebulloscópico tebSC : temperatura de ebullición del solvente en la solución tebSV : temperatura de ebullición del solvente i : factor Van’t Hoff  i =1 cuando se trata de sustancias moleculares no ionizables. i > 1 cuando se trata de sustancias iónicas. Keb: Cte. Ebulloscópica. Depende del solvente utilizado, por ejemplo la del agua es 0.512 kg / mol . 0C m: molalidad de la solución c) Descenso crioscópico: Disminución de la temperatura de congelamiento del solvente en la solución con respecto a la del solvente puro. Δtc = tcSV – tcSC = i.Kc.m Donde: Δtc: Descenso crioscópico. tcSC: temperatura de congelamiento del solvente en la solución tcSV: temperatura de congelamiento del solvente i : factor Van’t Hoff  i =1 cuando se trata de sustancias moleculares no ionizables. i > 1 cuando se trata de sustancias iónicas. Kc: Cte. Crioscópica. Depende del solvente utilizado, por ejemplo la del agua es 1.86 kg / mol x 0C m: molalidad de la solución d) Osmosis: Π = i.M.K.T Donde: Π: Presión Osmótica i : factor Van’t Hoff  i =1 cuando el soluto se trata de una sustancia molecular no ionizable. i > 1 cuando el soluto se trata de una sustancia iónica. 69

M: Molaridad de la solución (Por tratarse de soluciones diluidas m tiende a ser muy semejante numéricamente a M, por lo que bien puede usarse molalidad en la fórmula) K: Cte. Osmótica (0.0827 lt.atm / mol. K) T: Temperatura absoluta (en grados K)

Identifica las siguientes afirmaciones como verdaderas, señalándolas con una V, o como falsas, señalándolas con una F. Justifica tus respuestas en el caso de las afirmaciones falsas. 1.- La solubilidad de un gas en un líquido a temperatura constante es directamente proporcional a la presión parcial del gas. 2.- La presión de vapor de un solvente aumenta al agregarse un soluto manteniendo la temperatura constante. 3.- La Ley de Rault se cumple para solutos iónicos o covalentes. 4.- La glicerina puede considerarse un buen conductor de la corriente eléctrica. 5.- El yoduro de potasio (KI) disuelto en acetona se comporta como un electrólito, ya que con disolvente forman una disolución polar. 6.- Una disolución de cloruro de aluminio debería producir una disminución del punto de congelación tres veces menor que una de cloruro de sodio (NaCl) . 7.- Si tenemos en el laboratorio dos concentraciones de cloruro de sodio, una 0,5 m, y otra 2,5 m, se espera que la segunda presente una disminución de presión mayor. II. Selección única Selecciona la alternativa que responde correctamente a los planteamientos formulados. 1 Al agregar sal en el presión de vapor, respectivamente: a. aumenta y disminuye.

agua

de

cocción de

los tallarines, el punto de ebullición y la

b. disminuye y aumenta. c. aumenta y no se modifica. d. disminuye y no se modifica. e. no se modifica y aumenta. La presión osmótica está dada por Y=CRT debido a que en una solución diluida un soluto dentro de la solución se comporta como un gas en un recipiente. Al aumentar la concentración de una solución se cumple las siguientes propiedades: a. Disminuye el punto de ebullición y aumenta la presión osmótica b. Disminuye la presión de vapor y aumenta la presión osmótica c. Aumenta su punto de fusión y su punto de ebullición. d. Hay descenso crioscópico y descenso ebulloscópico e. Aumenta la presión osmótica y disminuye el punto de ebullición f. La presión de vapor permanece constante y aumenta el volumen RESPUESTA: b)

70

EJERCICIOS 9.29.- Una solución acuosa de urea tiene un punto de congelación del solvente en la solución de – 0,52 °C. Predecir la presión osmótica de la misma a 37 °C. Considerar que la molaridad y la molalidad son iguales. Solución: El punto de congelación de la solución de urea es de – 0,52 ºC , lo que supone un descenso crioscópico respecto del agua pura de: t c  t f  t f  0º C   0,52º C  0,52º C . Sv



Sc.



Siendo tfSv= temperatura de congelación del solvente puro, y tfSc = temperatura de congelación del solvente en la solución. Como el descenso crioscópico se puede calcular como: t c  K c  m donde Kc = constante crioscópica del solvente (en este caso, agua), y m representa a la molalidad de la solución. De allí podemos calcular la molalidad de la solución como:

m

t c 0,52 º C   0,28 m º C kg Kc 1,86 mol

Como en este caso la molaridad (M) y la molalidad (m) coinciden numéricamente, podemos decir que la concentración de la solución es también 0,28 M. Para calcular la presión osmótica () recurriremos entonces a la expresión que la vincula con esta concentración: La presión osmótica puede calcularse como:

n RT o lo que es lo mismo:  37 ºC  M R T V atm  l  0,28 M  0,082  310K  7,1 atm. K  mol  37 ºC 

De donde:  37 º C

9.30.- Una solución acuosa contiene 80 g de sacarosa (C12H22O11) en 250 gr. de agua. Calcular el punto de congelación del solvente en la solución y el de ebullición de la solución. Datos: KcH2O = 1.86 0C. kg/mol, Masas Atómicas Relativas: C = 12 O = 16 H=1 KebH2O = 0.512 0C. kg/mol R: Tc = -1,74 0C Teb: = 100.512 0C 9.31.- Una solución acuosa de una sustancia no electrolítica hierve a 100,0102 0C a la presión de 1 atm. Cuál será su punto de congelamiento y la presión osmótica de la misma a 25 0C. Considerar m = M. Datos: KcH2O = 1.86 0Cx kg/ mol KebH2O = 0.512 0Cx kg/mol R= 0.0827 lt x atm /mol x K. R: Tc = -0,039 0C Presión Osmótica = 0,49 atm 9.32.- El etanodiol (C2O2H6), también llamado etilenglicol, es un excelente refrigerante para radiadores. En uno de ellos se coloca 1 kg de etanodiol y 4 kg de agua. La presión de la bomba de agua es tal que el agua pura hierve a 120 0C. ¿Cuáles serán las temperaturas de ebullición de la solución y congelación del agua del radiador? Datos: KcH2O = 1.86 0C x kg / mol KebH2O = 0.512 0C x kg / mol Masas Atómicas Relativas: C = 12 O = 16 H=1 R: Tc = -7,5 0C Teb = 122.06 0C 9.33- Determinar el punto de solidificación del agua en una solución al 10% m/m de CH3OH (alcohol metílico) en agua. Dato: Kc = 1,86 °C x kg / mol R: -6,44 ºC 9.34.- ¿Cuál es el peso molecular de un soluto molecular no volátil, si se encuentra que su solución acuosa al 1,68 % m/m hierve a 0,026 ºC más que el agua pura a la misma presión atmosférica? R: 336,5 9.35.- ¿Cuántos litros del anticongelante etilenglicol CH2OHCH2OH se tendrían que agregar al radiador de un auto que contiene 3,50 L de agua, si la temperatura invernal más baja en la región es - 20 ºC. Calcule el punto de ebullición de 71

esta mezcla agua-etilenglicol. La densidad del etilenglicol es de 1,11 g/ml. (Kc = 1,86 ºC x kg / mol ; Ke = 0,512 ºC x kg / mol). R: a) 2,1 l; b) 105,5 ºC 9.36.- Al disolver 18,04 g de manitol en 100 g de agua, la presión de vapor de esta última descendió de 17,535 a 17,226 mm Hg. Calcular el peso molecular del manitol. R: 181 9.37.- La masa molecular relativa de un compuesto orgánico es 70. Calcular el punto de ebullición de una solución acuosa que contiene 4 g del compuesto disueltos en 80 g de agua. Kc = 1,86 ºC x kg / mol ; Ke = 0,512 ºC x kg / mol R: T = 100,366 ºC 9.38.- Calcule las temperaturas de ebullición, de congelación del solvente y la presión osmótica a 20 0 C de las siguientes soluciones de idéntica concentración 1 molal. Considerar m=M. a) Urea (CON2H4) (Sustancia no iónica. b) NaCl factor i = 2 c) CaCl2 factor i = 3 R: a) Tc = -1.86 0C Teb = 100,512 0C Presión Osmótica = 24,23 atm b) Tc = -3,72 0C Teb = 101,024 0C Presión Osmótica = 48.46 atm c) Tc = -5,58 0C Teb = 101,536 0C Presión Osmótica = 72,69 atm Problemas Complementarios sobre Propiedades Coligativas: 9.39.- A 25 ºC, las disoluciones A y B tienen presiones osmóticas de 2,4 atm y 4,6 atm respectivamente. ¿Cuál es la presión osmótica de una disolución preparada mezclando volúmenes iguales de A y B a la misma temperatura? (Suponga volúmenes aditivos) Kc = 1,86 ºC.kg/mol ; Ke = 0,512 ºC.kg/mol. Solución: A 25ºC, la presión osmótica de la solución A es:  A  2,4 atm. y la de la solución B:  B  4,6 atm. , se solicita averiguar la presión osmótica de una mezcla de volúmenes iguales de ambas soluciones manteniendo la temperatura. Al suponer volúmenes aditivos, podemos decir en un principio que al mezclar ambas soluciones:

V A  VB  2 V Podemos plantear además:

 A VA  nA  R  TA (1) Para B:  B VB  nB  R  TB (2) Y para la mezcla final:  Sc.  2V  n A  nB  R  TSc. (3) Para A:

De (1) despejamos el número de moles nA: De (2), despejamos nB: nB 

nA 

 A  VA R  TA

 B  VB R  TB

Reemplazando en (3), y simplificando convenientemente:  Sc.  2 V   A   B   Por lo que, nos queda:  Sc. 

A  B 2

Por lo que la presión osmótica de la solución es de:

 Sc. 

2,4  4,6  3,5 atm. 2

72

V  R T R T

**9.40.- Se prepara una solución disolviendo 3 g de cloruro de sodio y 3 gramos de cloruro de potasio en 2 kg de agua. ¿A qué temperatura congelará el solvente de la solución? Solución: Calculemos en un primer paso, las masas moleculares relativas de los compuestos involucrados; haciendo uso de la Tabla Periódica, obtenemos: MMRNaCl=58,5 Para el NaCl, el número de moles presentes es: n 

MMRKCl=74,5

masa ( g ) 3g  n NaCl   0,0513moles MMR 58,5 g / mol

Como esta sal se disocia totalmente al disolverse según la reacción: NaCl  Na+ + ClEl número total de moles aportados por esta sal es de: 0,0513 x 2 = 0,1026 moles. Análogamente podemos calcular los moles presentes de KCl:

nNaCl 

3g  0,0403moles 74,5

Como esta sal se disocia totalmente al disolverse según la reacción: KCl  K+ + ClEl número total de moles aportados por esta sal es de: 0,0403 x 2 = 0,0806moles. Por lo que, el número total de moles disueltos es de: 0,0805 + 0,1026 = 0,1831 moles Como necesitamos calcular el descenso crioscópico, debemos conocer la molalidad de la solución; con los datos obtenidos:

m

moles soluto 0,1831 moles m  0,091 mol / kg  0,091m masa solvente(kg ) 2 kg Por lo que, la temperatura de congelación de la solución será:

TSc  0º C  K c  m  TSc  0,186  0,091   0,17º C *9.41.- Una solución acuosa contiene 1,8 g de glucosa (C 6H12O6) y 3,42 g de sacarosa (C12H22O11) por 100 g de agua. Calcular: a) La temperatura de congelación del agua en la solución a presión de una atmósfera y b) su temperatura de ebullición normal R: a) – 0,37 ºC; b) 100,102 ºC *9.42.- ¿Cuál es el punto de congelación del agua de una solución acuosa 0,200 m de AB, suponiendo que AB se disocia en un 5,0 % en los iones A+ y B-? R: -0,391 ºC *9.42.- ¿Cuál es la presión osmótica a 25 ºC de una solución que contiene 1,0x10-3 moles/l de cada una de las sales totalmente solubles siguientes: NaClO4, Mg(ClO4)2 y Al(ClO4)3? R: 0,22 atm 9.43.- En una solución no electrolítica, el agua congela a –4,0°C. ¿A qué temperatura hervirá esa misma solución, si se le agrega 0,2 moles más de soluto?. Suponga que en la solución había 1 kg de agua. (Kc = 1,86 ºC x kg / mol ; Ke = 0,512 ºC x kg / mol) R: 101,2 ºC 9.44.- En el radiador de un auto se vertieron 9 litros de agua y añadieron 2 litros de alcohol metílico, CH3OH, ( = 0,8 g/ml). Hecho esto; ¿ a qué temperatura mínima se puede dejar el coche al aire libre sin que el agua en el radiador se congele?. (Kc = 1,86 ºC x kg / mol ; Ke = 0,512 ºC x kg / mol . Considerar la densidad del H2O = 1 g/ml). R: Tc = -10,333 ºC 73

10 -TERMOQUÍMICA Puntos importantes para encarar el estudio del tema: -Energía

Formas de Energía

Energía cinética Energía potencial Energía química Energía térmica

-Conservación de la energía

Primera Ley de la Termodinámica

-Funciones de Estado

Energía Interna Entalpía

-Funciones de Trayectoria

Calor Trabajo

-Transformaciones a Volumen cte. y a Presión cte. -Capacidades caloríficas específicas Presión y a Volumen cte.

-Variación de entalpía asociado reacciones químicas.

Calor de Reacción Calor de Formación Calor de Combustión

-Poder calorífico de un combustible -Leyes de la termoquímica.

Ley de Lavoisier y Laplace. Ley de Hess.

UNIDADES La unidad fundamental en termoquímica corresponde a Energía. En el Sistema Internacional de Medidas (SI) la unidad de energía es el Joule. Los usos y costumbres han impuesto el uso de de la Caloría (se define como la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 gr de agua entre 14,5 y 15,5 0C) y como en otros casos gradualmente se está evolucionando hacia el uso del Joule. De todos modos se puede pasar de caloría a joule mediante la siguiente equivalencia:

1 caloría ≡ 4,184 Joule Es usual cuando se trata de valores de energía altos usar la kilocaloría (1000 calorías) (kcal) y el kilojoule (1000 joule) (kJ), la equivalentes entre ambos:

1 kcal ≡ 4,184 kJ

74

Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas fundamentando las respuestas. a)

Hay distintas formas de energía convertibles unas en otras

b)

La relación entre masa y energía está establecida en la ecuación de Einstein.

e)

En las transformaciones químicas no se produce variación de la energía interna de un sistema.

d)

La energía interna de un sistema es una función de estado.

e)

El primer principio de la termodinámica puede expresarse  U = q - w.

f)

En las transformaciones a volumen constante si un sistema recibe calor disminuye su energía interna.

g)

Si un sistema recibe calor y realiza un trabajo puede disminuir su energía interna.

h)

Cuando hay un trabajo de volumen y el volumen final es mayor que el inicial el sistema realiza un trabajo sobre el medio y a ese trabajo se lo llama de expansión.

i)

En las transformaciones isobáricas la tº se mantiene constante.

j)

La capacidad calorífica de un sistema es un valor constante no importando el intervalo de temperatura considerado.

k)

El calor absorbido o liberado por un sistema a presión constante es igual a la variación de entalpía sufrida por el

1)

sistema.

La entalpía de un sistema es una propiedad intensiva y no es función de estado.

m) La entalpía de un sistema depende de su energía interna y del trabajo realizado o recibido por el sistema. n)

La reacción: A+ B  C + n kcal. , es reacción endotérmica y su AH es nkcal.

o)

La entalpía de un sistema se conoce en su valor absoluto.

p)

Todas las sustancias simples tienen entalpía igual a cero.

q)

A las sustancias compuestas se le atribuye un valor de su entalpía que es su calor de formación, éste es un valor constante cualquiera sea la temperatura y la presión.

r)

En las transformaciones exotérmicas hay disminución de entalpía en el sistema.

75

EJERCICIOS SOBRE TERMOQUÍMICA 10.1.- La reacción de aluminotermia es la siguiente: Al (s) + Fe2O3 (s) → Al2O3 (s) + Fe (s) La misma es utilizada para muchos fines, como ser la soldadura de vías de ferrocarril y uso militar en misiles aire-mar. Calcule: a) El calor de la reacción (hay que equilibrarla previamente por el método redox). b) La cantidad de calor liberada por Tonelada de Fe (s) obtenido. R: a) ΔH0R = - 847,6 kJ b) 7.594.982,1 kJ 10.2.- Partiendo del calor de formación del CO2(g) y de la ecuación termoquímica: C (grafito) + 2 N2O (g) → CO2 (g) + 2 N2 (g) ΔH°r = -558,1 kJ Calcule el calor de formación del N2O (g). R: ΔH0f N2O = 82,3 kJ/mol 10.3.- Calcule la variación de entalpía de las siguientes reacciones: a) CuS (s) + 2 O2 (g)  CuSO4 (s) b) 2 NH3 (g) + 3/2 O2 (g)  N2 (g) + 3 H2O (l) R: a) ΔH0R = - 721,4 kJ b) ΔH0R = -765 kJ 10.4.- Dadas las siguientes reacciones: 2 Na(s) + 2 HCl (g) = 2 NaCl (s) + H2 (g) H2 (g) + Cl2 (g) = 2 HCl(g) ¿Cuál será el ΔH°f del NaCl en kJ/mol? R: ΔH0f NaCl = - 410,9 kJ/mol

ΔHR = -637,2 kJ ΔHR = -184,6 kJ

10.5.- Calcular las variaciones de entalpía de las siguientes reacciones: a) N2H4 (l) + 2 H2O2 (l) → N2 (g) + 4 H2O (g) b) 2 LiBH4 (s) + KClO4 (s) → Li2O + B2O3(s) + KCl (s) + 4 H2 (g) c) 4HNO3 (l) +5 N2H4 (l) → 7 N2(g) + 12 H2O (g) R: a) ΔH0R = - 642,2 kJ; b) ΔH0R = -1502,1 kJ; c) ΔH0R = -2458,2 kJ 10.6.- Calcule la energía necesaria para preparar 3 kg de óxido de calcio a partir de la descomposición de carbonato cálcico en dióxido de carbono y óxido de calcio. R: 9541,1 kJ 10.7.- Dadas las entalpías estándar de formación (a 25o C) del CO2, -393,5 kJ/mol y del SO2, -296,9 kJ/mol y la de la combustión: CS2(l) + 3O2(g)  CO2(g) + 2SO2(g) ΔH0 = −1102,6kJ Calcule: a) La entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono a la temperatura dada y b) El calor que en condiciones estándar se debe aportar para la síntesis de 2,5 kg de disulfuro de carbono. (Ar: C= 12; S= 32). R: a) 115,3 Kj/mol 10.8.- Calcule la entalpía estándar de formación del hidróxido de calcio (sólido) a partir de los datos siguientes: H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2(s) Ca(s) +½ O2(g)  CaO(s) R: -986,6 Kj

ΔH0 = −285,8 kJ ΔH0 = −65,3 kJ ΔH0= −635,5 kJ

10.9.- Calcule la entalpía para la reacción siguiente: 2 Ca (s) + 2 C (grafito) + 3 O2 (g) → 2 CaCO3 (s), a partir de la información que se proporciona a continuación: 2 Ca (s) + O2 → 2 CaO (s) ΔHr = – 1271 kJ C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ΔHr = – 393,5 kJ CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s) ΔHr = – 178,3 kJ R: -2414,4 kJ 76

10.10.- Calcule la entalpía para la reacción siguiente: Sn (s) + Cl2 (g) → SnCl2 (s) A partir de la información que se proporciona a continuación: Sn (s) + 2 Cl2 (g) → SnCl4 (l) ΔHr = – 545,2 kJ SnCl2 (s) + Cl2 (g) → SnCl4 (l) ΔHr = – 195,4 kJ R: -349,8 kJ 10.11.- Calcule la entalpía de formación del etanol líquido (C2H5OH (l)) en condiciones patrones, en base a los siguientes datos: a) C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) b) C(grafito) + O2 (g) → CO2 (g) c) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) R: ΔH0f C2H5OH = -277,5 kJ 10.12.- En base a las siguientes reacciones: a) POCl3 (s) → ½ O2 (g) + 3/2 Cl2 (g) + P (blanco) b) ½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) → HCl (g) c) PCl5 (g) → P (blanco) + 5/2 Cl2 (g) d) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) Calcular el ΔH0R para la reacción: PCl5 (g) + H2O (g) → POCl3 (s) + 2 HCl (g) R: ΔH0R = -136,1 kJ

ΔH0 = -1366,9 kJ ΔH0 = -393,5 kJ ΔH0 = -285,8 kJ

ΔH0 = 592 kJ ΔH0= - 92,5 kJ ΔH0 = 399,1 kJ ΔH0 = -241,8 kJ

10.13.- Dados los siguientes calores de combustión a 25 ºC: C2H4(g) + 3 O2(g) = 2 CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH0 = -1410,9 kJ H2(g) + 1/2 O2 = H2O(l) ΔH0 = -285,8 kJ C2H6(g) + 7/2 O2(g) = 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ΔH0 = -1559,7 kJ Determinar el cambio térmico de la reacción: C2H4(g) + H2(g) = C2H6(g) a 25 ºC R: ΔH0R = -137 kJ 10.14.- Calcular el calor de formación del C8H18 (l) en base a las siguientes reacciones cuyas variaciones entalpía se consignan: a) C(s) + O2(g) → CO2(g) H0 = -393,5 kJ b) H2 (g) + ½ O2(g) → H2O(l) H0 = -285,8 kJ c) C8H18 (l) + 25/2 O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(l) H0 = -5450,4 kJ 0 R: ΔH f C8H18 = -269,8 kJ

de

10.15.- Calcular la entalpía de combustión del metano en condiciones estándar (298K y 1 atm) según la siguiente reacción: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) R: -890,3 kJ 10.16.- Dadas las entalpias de formación siguientes: CO2(g): -393,51 kJ/ mol; H2O(l): -285,8 kJ/ mol y C4H10 (g): -124,7 kJ/ mol: a) Escriba las reacciones de formación a las que se refieren estos datos y b) Calcule el calor de combustión del C4H10 (g). R: b)-2878,3 kJ 10.17.- Calcule la entalpía de formación en condiciones patrón del eteno (C 2H4), si su calor de combustión es de -1410,9 kJ/mol R: ΔH0f C2H4 = 52,3 kJ/mol 10.18.- Calcule la entalpía de formación del CO(g) en condiciones patrón, si su calor de combustión es de -283 kJ. R: ΔH0fCO = - 110,5 kJ 77

10.19.- La reacción de combustión del etano gaseoso (C2H6(g)) tiene una H de combustión de -1559,7 kJ/mol. Suponiendo que el 60% del calor es utilizable. ¿Cuántos litros de etano medidos en CNPT se deben quemar para obtener el calor suficiente para convertir 50 Kg de agua a 100C en vapor a 100 oC? R: 3152,8 litros 10.20.- Suponiendo que los reactivos y los productos de la reacción están en las condiciones estándar, cuál de las siguientes sustancias libera una mayor cantidad de calor por gramo durante su combustión: Eteno {C2H4 (g)}; Acetileno {C 2H2 (g)} R: Eteno: 50,39 kJ/g  Acetileno: 49,98 kJ 10.21.- En Brasil se usa la sustancia etanol, C 2H5OH, en lugar de nafta en motores de automóviles. Suponga que podemos considerar la nafta como sustancia pura C8H18 (en vez de solución como es en realidad). Calcule: Los ΔH para la combustión de 1 mol de etanol y 1 mol de nafta. Calcule el poder calorífico superior por gramo de cada sustancia. Las ecuaciones para una y otra combustión son: C2H5OH(l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 + 3 H2O (l) C8H18(l) + 12 ½ O2 (g) → 8 CO2 (g) + 9 H2O (l) R: a) ΔH0comb C2H5OH(l) = -1366,7 kJ/mol ΔH0comb C8H18 (l) = -5450,4 kJ/mol, b) C2H5OH (l) = 29,7 kJ/g C8H18 (l) = 47,8 kJ/g 10.22.- Uno de los primeros modelos del avión supersónico Concorde consumía 17.790 litros de combustible de aviación por hora a su velocidad de crucero de 2.200 Km/hora. La densidad del combustible era de 0,797 Kg/litro y el H de combustión es igual a -10.500 kcal/kg. Exprese el consumo de potencia en megawats (1MW = 10 6W = 106J/s). R: 173 MW 10.23.- Un criterio importante considerado en las reacciones de los combustibles para cohetes es su poder calorífico medido en kJ por gramo y por cm3 de reactivo. Las reacciones del ejercicio 5 han sido estudiadas para su uso en propelentes para cohetes. Calcular el poder calorífico (en este caso será el inferior) de dichas reacciones en ambas formas de expresión. Los datos de las densidades son: N2H4 (l) H2O2 (l) LiBH4 (s) KClO4(s) Densidades g/cm3 1,01 1,46 0,66 2,52 R: a) 6,42 kJ/g, 8,2 kJ/cm3; b) 8,25 kJ/g, 12,36 kJ/cm3; c) 5,96 kJ/g, 7,69 kJ/cm3;

HNO3 (l) 1,50

10.24.- El dirigible Hindenburg que resultara destruido durante las operaciones de aterrizaje en Nueva Jersey (EE.UU.) el 6 de mayo de 1937 al incendiarse el hidrógeno contenido en sus tanques de 1,4 x 10 8 litros de capacidad. Suponiendo que el desastre se produjo a 250C de temperatura, y que el Hidrógeno fue inyectado en los tanques a 0 0 C y 1 atm y que el agua formada en la combustión estuvo al estado líquido (H2O (l)) ¿Cuál habrá sido el calor desprendido en el accidente? R: El calor liberado fue de 1,787x109 kJ 10.25.- Se han estado realizando muchas experiencias para desarrollar métodos eficaces que permitan utilizar la energía solar como sistema de calefacción. Uno de estos métodos utiliza el sulfato de sodio decahidratado (Na2SO4.10H2O(s)) situado en un depósito cerrado en el tejado de una casa. El calor que se almacena proviene de la siguiente reacción endotérmica: Na2SO4.10H2O(s) → Na2SO4(s) + 10H2O(l) Esta reacción es reversible y está completamente desplazada hacia la derecha a temperaturas mayores de 32,4 o C. Por la noche, cuando la temperatura desciende por debajo de 32,4 oC la reacción se invierte totalmente hacia la izquierda. El calor liberado por el depósito se hace circular por toda la casa mediante ventiladores. Suponiendo que las reacciones químicas y las transferencias de calor se hagan con un rendimiento del 90 %, ¿Qué cantidad de calor proporcionaría durante la noche una carga de 322 kg de Na2SO4.10H2O(s) en el depósito? R: 72697,3 kJ

Tabla de Entalpías de formación a 298 K y 1 atm 78

Sustancia A B C

F H

K L N

O P S

Al2O3 (S) Al (s) B2O3 (s) C2H2 (g) (Acetileno) C2H4 (g) (Etileno) C2H5OH (l) (Etanol) C2H6 (g) (Etano) C3H8 (g) (Propano) C4H10 (g) (Butano) C6H14 (l) (Hexano) C6H6 (l) (Benceno) C8H18 (l) (Octano) CaCO3 (s) CaO (s) Cdiamante (s) Cgrafito (s) CH3COOH (l) (Ácido Acético) CH3OH (l) (Metanol) CH4 (g) (Metano) CHCl3 (l) (Tricloruro de Metileno) CO (g) CO2 (g) CS2 (ll) CuS (s) CuSO4 (s) Fe (s) Fe2O3 (S) H2 (g) H2O (g) H2O (l) H2O2 (l) HCl (g) HCOOH (l) (Ácido Fórmico) HF (g) HNO3 (l) KCl (s) KClO4 (s) Li2O (s) LiBH4 (s) N2H4 (l) NaCl (s) NH3 (g) Na2SO4.10H2O(s) Na2SO4(s) NO (g) O2 (g) O3 (g) P4 blanco (s) P4 rojo (s) SO2 (g) SO3 (g)

79

ΔH

o f

kJ/mol -1669,8 0 -1272,8 +226,8 +52,3 −277,7 −84,7 −103,8 −124,7 −167,2 +49 -269,8 −1 207,1 −635,5 +1,9 0 −487 −238,6 −74,8 −131,8 −110,5 −393,5 115,3 -48,5 -769,9 0 -822,2 0 −241,8 −285,8 -187,8 −92,3 −409,2 −268,6 -174,1 -436,7 -430,1 -598,7 -188 +50,6 −410,9 −46,2 -4324,2 -1384,5 +90,4 0 142,3 0 -17,5 −296,9 −395,2

11 – CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO Puntos importantes a tener en cuenta para encarar el tema: Velocidad de reacción

Representación gráfica

Factores que la modifican

Temperatura

Velocidad instantánea

Energìa de activación Concentraciòn de reactivos Catalizadores Reacciones completas y reversibles

Concepto de equilibrio

Equilibrio molecular Equilibrio iónico Equilibrio Homogéneo Equilibrio heterogéneo

Cociente de reacción Constante de Equilibrio Kc y Kp Modificación de equilibrio

Principio de Le Chatelier

80

CINÉTICA Indicar si son verdaderas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones, fundamentando las respuestas: a ) la velocidad de cualquier reacción química es mayor si los reactivos se pulverizan o se disuelven antes de la reacción. b ) un catalizador aumenta el rendimiento de una reacción química c ) a una dada temperatura la velocidad especifica de una reacción química es característica de la misma y aumenta al aumentar la temperatura. d ) si hacemos un gráfico de velocidad de reacción en función del tiempo, obtenemos una paralela al eje del tiempo para casi todas las reacciones químicas e ) en una reacción reversible un catalizador acelera la reacción directa y la inversa en igual grado f ) la expresión de la velocidad de reacción puede deducirse de la ecuación química correspondiente g ) siempre al duplicar la concentración de un reactivo se duplica la velocidad de reacción.

EQUILIBRIO QUÍMICO Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas fundamentando las respuestas: 1- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando la respuesta. a) Cualquier reacción química y en cualquier condición puede alcanzar un estado que llamamos de equilibrio químico. b) La constante de equilibrio tiene un valor único cualquiera sea la temperatura (para igual reacción) c) Para una reacción del tipo: A2 (g) + B2(g) ↔ 2AB(g) la constante Kc es igual a Kp a igual temperatura. d) El valor de la constante de equilibrio para una determinada reacción, realizada a igual temperatura, tiene un valor const ante independientemente del estado inicial. e) El sentido del cambio de una constante de equilibio, con la temperatura está en relación con que la reacción sea exotérmica ó endotérmica. f) Si un sistema está en equilibrio químico, siendo homogéneo gaseoso, la variación de la presión produce siempre un desplazamiento de dicho equilibrio (temperatura constante) g) Si un sistema está en equilibrio químico (temperatura constante), el aumento de la concentración de uno de los reactivos químicos provoca el aumento de la concentración de los demás reactivos. h) Si la constante de equilibrio para una determinada reacción, en determinadas condiciones, tiene un valor alto, esto indica que la reacción de izquierda a derecha se producirá preferentemente. i) Se dice que el equilibrio químico es dinámico, esto significa que una vez alcanzado el mismo, la reacción preferente es la que sigue produciéndose ininterrumpidamente. j) En un equilibrio heterogéneo en el que hay sólidos y gases el estado de equilibrio, a temperatura constante, se alcanza pa ra uandeterminada presión gaseosa. k) El equilibrio homogéneo gaseoso N2(g) + O2(g) ↔2NO (g) a 25 °C está muy desplazado hacia la izquierda, para determinar su constante pueden ser usados datos obtenidos por análisis directo del sistema una vez alcanzado dicho equilibrio.

81

l) En el cálculo de Kc pueden usarse datos de concentración molar sólo para soluciones diluidas. m) Conocidas la composición inicial de un sistema y su constante de equilibrio Kc para las condiciones dadas puede predecirse la dirección de la reacción. n) Las reacciones en las que se produce aumento en el número de moles gaseosos son favorecidas con los aumentos de presión. o) Para una dada reacción química el valor de ∆H usado en la ecuación de Van’t Hoff tiene igual valor cualquiera sea la temperatura. p) Las reacciones endotérmicas se ven favorecidas por los aumentos de temperatura.

82

EJERCICIOS SOBRE CINÉTICA QUÍMICA 11.1.- Considere la siguiente reacción en solución acuosa hipotética: A(ac)   B(ac) Se adicione a un matraz la cantidad de 0,065 moles de A en un volumen total de 100 ml. Se recopilaron los datos siguientes: Tiempo (Min) Moles de A

0 0,065

10 0,051

20 0,042

30 0,036

40 0,031

a) Calcule el número de moles de B en cada uno de los tiempos de la tabla, asumiendo que no existe moléculas de B en el tiempo 0. b) Realice un gráfico de cómo evolucionan las concentraciones de ambas sustancias en función del tiempo, en lo posible en papel milimetrado (Si sabe utilizar la planilla de cálculos, como por Ej Excel, procure realizar el gráfico mediante ese procedimiento). c) A t=10min y t=30min determine la velocidad instantánea de desaparición de A expresada en M/s. d) Determine entre t=10 min y t=30 min la velocidad promedio de desaparición de A y de aparición de B expresada en M/s. 11.2.- A un matraz de 1 litro se le adicionó 0,100 moles de A que reacciona para dar B, según la siguiente reacción: A(g)   B(g) . Se recolectaron los siguientes datos: Tiempo (S) Moles de A

0 0,100

40 0,067

80 0,045

120 0,030

160 0,020

a) Calcule el número de moles de B en cada uno de los tiempos de la tabla, asumiendo que no existe moléculas de B en el tiempo 0. b) Realice un gráfico de cómo evolucionan las concentraciones de ambas sustancias en función del tiempo, en lo posible en papel milimetrado (Si sabe utilizar la planilla de cálculos, como por Ej Excel, procure realizar el gráfico mediante ese procedimiento). c) Determine la velocidad promedio (Expresada en moles/s) de desaparición de A para cada intervalo de 40 s. d) ¿Qué información adicional será necesaria para calcular la velocidad en unidades de con-centración/s? 11.3.- Se midió la velocidad de desaparición del HCl por la siguiente reacción: CH3OH(ac) + HCl(ac)   CH3Cl(ac) + H2O(l) Se obtuvieron los siguientes datos: Tiempo (Min) [HCl] (M)

0 1,85

54 1,58

107 1,36

215 1,02

430 0,580

a) Calcule la velocidad promedio (en M/s) de desaparición de HCl para el intervalo de tiempo entre cada medición. b) Grafique [HCl] en función del tiempo, y determine las velocidades instantáneas en M/min y M/s a t=75 min y t= 250 min. EJERCICIOS COMPLEMETARIOS DE CINETICA QUÍMICA 11.4.- Consideremos la reacción:

M+N P

Realizada la reacción, para diferentes concentraciones de M y N a temperatura constante, se obtuvieron los siguientes valores de velocidad: Experiencia 1) 2) 3)

Velocidad Moles /l x s 2x10-6 18x10-6 18x10-6

Concentración en moles/l M N 10-2 10-3 10-2 3x10-3 -2 2x10 3x10-3 83

Deducir la ecuación cinética, orden parcial y orden total de la reacción, y efectúe el cálculo de la velocidad específica. Solución: Volcando en un cuadro los valores suministrados en los datos del problema: Velocidad (moles/s.l) Concentración (moles/l) Experiencia nº [M] [N] 1 2x10-6 10-2 10-3 2 18x10-6 10-2 3x10-3 -6 -2 3 18x10 2x10 3x10-3 Sabemos que la expresión que vincula la velocidad de reacción con las concentraciones de los compuestos involucrados, puede expresarse en forma general como:

v  k M  N  (a) m

n

Por lo que, particularizando para la experiencia (1):

v1  k M 1 N 1 (b) m

Y para la experiencia (2):

n

m n v2  k M 2 N 2 (c)

Por último, para la experiencia (3):

v3  k M 3 N 3 (d) m

n

Dividiendo miembro a miembro (c) : (b) y reemplazando por los datos:

v2 k M 2 N 2   v1 k M 1m N 1n m

n



    n

m

18 106 k 3 103 102   n m 2 106 k 103 102



De donde se obtienen como conclusiones: 1- Efectuando las cancelaciones del caso, se obtiene que: 3  9  de la reacción para N. 2- Dividiendo miembro a miembro (d) : (c): n

n  2 por lo que ese es el orden parcial

18 106 k 3 103  2 102  v3 k M 3 N 3   2m  1  m  0   n m m n 6  3  2 18 10 v2 k M 2 N 2 k 3 10  10  m

n

n

m

Por lo que el orden parcial de M es cero. 3- Si el orden parcial de M es cero, entonces la expresión general de la velocidad de reacción (a), tomará la forma particular:

v  k N 

2

De donde: k 

v

N 2



Tomando, por ejemplo, los datos de la experiencia (1): k 

2  106

10 

3 2

 2 l mol  s

Por lo que, la expresión de la velocidad de reacción para esta reacción en particular tema la forma:

v  2N  Y el orden total de la reacción es 2. 2

*11.5.- La tabla siguiente proporciona algunos datos experimentales a 200ºC de una reacción hipotética: X + 2Y + 3Z   3M. Estos son los datos: a).-Calcular la expresión de la ley de la velocidad de la reacción, indicando a).- el orden. b).- ¿Cuál es el valor [M]/t en el experimento V? c).- ¿Cuál es la velocidad de desaparición de Y en el experimento III? Solución: 84

Volcando los datos aportados por el problema en una tabla: Experiencia nº

Concentraciones iniciales Velocidad inicial [X] 0,10 0,10 0,10 0,20 0,40

I II III IV V

[Y] 0,010 0,020 0,020 0,020 0,010

[Z] 0,050 0,10 0,20 0,050 0,080

M   M    t  min . 

10 20 20 80 ¿?

La expresión general de la velocidad de reacción para esta serie de experiencias toma la forma:

v  k  X  Y  Z  (A) x

y

z

Procedemos al igual que en el problema anterior, particularizando la expresión general de la velocidad de reacción para cada una de las experiencias: x y z 10  k 0,10 0,010 0,050 (1)

Para la experiencia I: Para la experiencia II:

Para la experiencia III:

x y z 20  k 0,10 0,020 0,10 (2)

20  k 0,10 0,020 0,20 (3) x



y

x 

z

y 

z

Para la experiencia IV: 80  k 0,20 0,020 0,050 (4) Sólo nos resta trabajar algebraicamente este sistema. Si dividimos miembro a miembro (3) : (2):

20 k 0,10 0,020 0,20   Cancelando y haciendo las cuentas, obtenemos que: 20 k 0,10x 0,020 y 0,10z 2z  1  z  0 x

(4) : (3):

y

z

80 k 0,20 0.020 0,050   De las cancelaciones y cuentas, teniendo en cuenta que el valor de z es 20 k 0,10x 0,020y 0,20z x

y

z

cero nos queda: 0

 0,050  4  2x    x2  0,20  Haciendo (2) : (1) (tenga en cuenta que z =0):

20 k 0,10 0,020   De donde: 2  2 y  y  1 x y 10 k 0,10 0,010 x

y

 2 Y  (B) De donde se obtiene que el orden de

La expresión (a) queda particularizada entonces como: v  k X la reacción es 3.

Para responder a la pregunta (b), necesitamos conocer primero el valor de la constante, por lo que, de la expresión (B), despejando se obtiene:

k

v

X 2 Y 



Con los datos de la experiencia I, por ejemplo, nos queda: k 

Para la experiencia V, la velocidad inicial será:

10  k  105 0,102 0,010

molar M   105  0,40 2  0,010  160 min . t 85

Para calcular, por último, la velocidad de desaparición de Y, debemos calcular

Y  , por lo que, conociendo la t

estequiometría de la reacción X + 2Y + 3Z -----> 3M, se desprende que:

M  1 Y  1 M       Como conocemos el valor de para la experiencia III, podemos escribir: 2 t 3 t t molar Y  2    20  13,5 min . t 3

11.6.-. La tabla siguiente proporciona algunos datos experimentales a 200ºC de una reacción hipotética, A+B  C. Estos son los datos: Número de Concentrac. inic. M Duración Concentrac.final experimento [A] [B] experimento [A]f M I 0,1000 1,0 0,5 h 0,0975 II 0,1000 2,0 0,5 h 0,0900 III 0,0500 1,0 2,0 h 0,0450 Calcular la expresión de la ley de la velocidad de la reacción, indicando el orden y el valor de la constante de velocidad. EJERCICIOS SOBRE EQUILIBRIO QUIMICO 11.7.- Para los siguientes equilibrios plantee las constantes Kc y Kp: a) A2(s) + 2B (g)   2 AB (g) b) N2 (g) + 3 H2 (g)   2 NH3 (g)

c) H2 (g) + CO2 (g)   H2O (g) + CO (g) d) 2 SO2 (g) + O2 (g)   2 SO3 (g) e) H2 (g) + Br2 (g)   2 HBr (g)

11.8.- En un recipiente de 5 litros, se halla una mezcla en equilibrio a 50 ºC y presión total de 332,05 atm conteniendo N2(g), H2(g) y NH3(g); las presiones parciales son,respectivamente, 47,55 atm, 142,25 atm y 142,25 atm. Calcular: Kc para la reacción 2 NH3(g)   N2(g) + 3 H2(g) R: Kc = 9,63 11.9.- Las concentraciones de equilibrio de la reacción entre monóxido de carbono y cloro molecular para formar COCl 2 (g) a una temperatura de 74°C son: [CO] = 0.012 M, [Cl2] = 0.054 M, y [COCl2] = 0.14 M. Calcular las constantes de equilibrio Kc y Kp. R: Kc = 216,05 Kp =7,68 11.10.- Considerar el siguiente equilibrio a 295 K: NH4SH (s)   NH3 (g) + H2S (g) La presión parcial de cada gas es de 0.265 atm. Calcular Kp y Kc para la reacción. R: Kc= 1,199 x 10-4 Kp = 7,02 x 10-2 11.11.- En un recipiente previamente evacuado de capacidad 1 litro se introducen 3 moles de H 2(g) y 1 mol de I2(s). Se eleva la temperatura llevándola a 490 ºC. Se producirá entonces la reacción: H2(g) + I2(g)   2 HI(g) La constante Kc a esa temperatura vale 45,9. Calcule la composición del sistema en concentraciones molares una vez alcanzado el equilibrio. R: [H2] = 2,039M [I2] = 0,039 M [HI] = 1,878 M 11.12.- Considere la siguiente reacción en equilibrio: A(g)

 2 B(g) 

Con los siguientes datos, calcúlela constante de equilibrio (tanto Kp como Kc) para cada temperatura. ¿La reacción es endotérmica o exotérmica? Temperatura 0C 200

[A] (M)

[B] (M) 0,0125

0,843 86

300 0,171 0,764 400 0,250 0,724 R: 200 0C  Kc = 56,85 Kp = 2206,32 300 0C  Kc = 3,413 Kp = 160,46 400 0C  Kc = 2,096 Kp = 115,7. Reacción exotérmica 11.13.- En un matraz de 3,0 l se colocan 1,20 moles de PCl5 (g). Cuando la temperatura llega a 200°C, se produce la siguiente reacción en equilibrio: PCl5 (g)   PCl3 (g) + Cl2 (g) En el equilibrio permanecen 1,00 moles de PCl5 (g). ¿Cuál es el valor de kc en esta reacción?8) R: Kc 1,348 x 10-2 EJERCICIOS SOBRE PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER 11.14.- Prediga qué ocurre con el rendimiento de la siguiente reacción: A2 (g) + B2 (g)  H < 0  2 AB (g) Si: a) Se aumenta la presión por disminución de volumen. Justifique la respuesta. R: a) no varía 11.15.- Una reacción se expresa de la siguiente forma: A2 (g) + B (s)   A2B (g)

H > 0

Indicar qué sucede con el rendimiento si: A.- Aumenta la presión por disminución de volumen, a temperatura constante. B.- Aumenta la temperatura a presión constante. Justifique sus respuestas. R: a) no varía b) aumenta 11.16.- Se tiene la siguiente reacción endotérmica, en equilibrio a 100 ºC y 1 atm: 2 A(g) + B(s)   2 C(g) + D(g) Justifique que ocurre con el equilibrio si, en forma independiente: a) Se lleva la temperatura a 200 ºC. b) Se aumenta la presión al doble por disminución de volumen. R: a) aumenta b) disminuye 11.17.- Una reacción se expresa de la siguiente forma: A2 (g) + 2 B2 (g)   2 AB2 (g)

H < 0

Indique cómo afecta el rendimiento: A.- Un aumento de la temperatura del reactor. B.- La licuación de AB2. Justifique sus respuestas, sin lo cual las mismas no tienen valor. R: a) disminuye b) aumenta 11.18.-. Prediga qué ocurre con el rendimiento de la siguiente reacción: A2 (s) + 2B (g)  H >0  2 AB (g) Si: a) Se aumenta la presión por disminución de volumen y b) Se aumenta la concentración de B, en ambos casos a demás condiciones constantes. Justifique las respuestas. R: a) n varía b) aumenta 11.19.- Para el sistema N2O3(g)   NO(g) + NO2(g) el valor de H es + 39,7kJ. Predecir cómo afectarían al equilibrio los siguientes cambios: a) aumentar el volumen del recipiente a temperatura constante; b) agregar O2; c) aumentar la temperatura; d) agregar gas argón. R: a) aumenta b) no varía c) aumenta d) no 11.20.- A 720 0C la constante de equilibrio Kc para la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g)   2 NH3 (g) La constante de equilibrio Kc es 2,37 x 10 -3. En cierto experimento son [N2] = 0,683 M [H2] = 8,8 M y [NH3] = 1,05 M. Suponga que se añade cierta cantidad de NH3 a la mezcla de modo que su concentración aumenta a 3,65M. a) Utilice el principio de Le Chatelier para predecir en que dirección se desplazará la reacción neta para alcanzar el nuevo equilibrio. Confirme la predicción calculando el cociente de reacción Qc y comparando su valor con el de Kc R: Qc = 2,862 x 10-2 . El equilibrio se desplaza hacia a la izquierda favoreciendo la formación de reactivos.

87

12 - EQUILIBRIO IÓNICO - pH Puntos importantes a tener en cuenta para encarar el tema: -Sustancias iónicas en solución

Electrolitos

Sales Ácidos Bases Electrolitos fuertes Electrolitos débiles Grado de disociación Constante de ionización

-Teorías de Ácidos y Bases

Teoría de Arrhenius Teoría de Brönsted-Lowry

-Auto-ionización del agua

Producto iónico del agua (Kw) Medición de pH

-Neutralización

Indicadores ácido-base

-Hidrólisis de Sales -Soluciones Buffer

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pH, pOH, pKw

A) Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas fundamentando las respuestas: El ion NH4+ es un ácido fuerte. El producto iónico del agua es un valor constante a cualquier temperatura. El agregado de un ion común a una solución de electrolito débil provoca una disminución en la disociación electrolítica del mismo. 4. Una solución acuosa de NaNO3 0,1 M tiene pH = 7, lo mismo que una solución acuosa 0,1 M de NH4NO3. 5. Una solución acuosa 0,05 M de NH4OOC-CH3 tiene pH 7 lo mismo que una solución acuosa 0,05 de NaOOC-CH3. 6. El agua no tiene capacidad “Buffer”. 7. Una solución acuosa conteniendo NaH2PO4 y Na2HPO4 puede actuar como solución amortiguadora de pH. 8. Si un sistema ácido base contiene fenoftaleina y la solución es incolora puede ser que tenga reacción ácida. 9. Se ha encontrado que soluciones acuosas 0,1 M de tres sales de sodio NaX, NaY, NaZ tienen valores de pH de 7,0; 9,0; 11,0 respectivamente a igual temperatura. El ácido HX es más fuerte que el HY y este más fuerte que HZ. 10. Todos los indicadores de ácido-base cambian de color al mismo pH. 1. 2. 3.

B) Indicar si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas fundamentando las respuestas: 1. Una solución -de HF en agua se comporta como ácido fuerte. 2. Siendo el CN una base fuerte el HCN es un ácido débil. 3. El H3PO3 es un ácido triprótico ya que tiene 3 H en su formula. EJERCICIOS SOBRE EQUILIBRIO IÓNICO – PH 12.1- En el siguiente cuadro están listados distintos ácidos débiles y sus correspondientes bases conjugadas con sus respectivas Ka y Kb, completa el cuadro y deduce con los resultados algunas relaciones interesantes que te serán de utilidad al momento de realizar cálculos de ejercicios posteriores. Ácido

Acético (HCH3COO) Benzoico (HC6H5COO) Cianhídrico (HCN) Fenol (HC6H5O) Fluorhídrico (HF) Hipocloroso (HClO) Nitroso (HNO2)

Ka

Base conjugada

Kb

1,8 x10-5

CH3COO-

5,55 x 10-10

6,3 x10-5

C6H5COO-

1,59 x 10-10

4,9 x10-10

CN-

2,04 x 10-5

1,3 x10-10

C6H5O-

7,7 x 10-5

6,8 x10-4

F-

1,47 x 10-11

3,0 x10-8

ClO-

3,33 x 10-7

4,5 x10-4

NO2-

2,22 x 10-11

Ka x Kb

- Log Ka (pKa)

-Log Kb (pKb)

pKa + pKb

12.2- En base a los datos del ejercicio anterior, ordena en forma creciente de fuerza los ácidos y bases conjugadas allí descriptos, ubicándolos de izquierda a derecha, completa además los datos de: Acido Ka pKa Base conjugada Kb pKb

89

12.3-Al incrementar la fuerza de los ácidos: ¿Ka aumenta o disminuye? …………………………… ¿pKa aumenta o disminuye? …………………………… ¿pKb aumenta o disminuye? …………………………... ¿Kb aumenta o disminuye? …………………………... 12.4.- Ordenar en fuerza creciente los siguientes ácidos a partir de los datos de la tabla: Datos Acido 1 Acido 2 Acido 3

Orden

Ka = 2,3x10-4 pKb = 11 pKa = 3,5

12.5.- Según valores de tabla, la concentración molar de iones OH- en el agua pura a 10,0 °C es 5,40.10-8 M y a 60 °C es 3,09.10-7 M. Calcular el valor de Kw y el pH del agua a dichas temperaturas. IMPORTANTE: Para la resolución de los problemas que siguen, la estrategia implica primeramente identificar si el ácido o base disuelto es fuerte (Totalmente ionizado - constante de disociación muy grande) o débil (Parcialmente ionizado – constante de disociación pequeña), para obtener los datos de valores de constante y saber cuál estrategia de resolución se ha de aplicar se debe utilizar la Tabla de constantes al final del capítulo. 12.6.- Calcular el pH de las siguientes soluciones de ácidos y bases fuertes: a) Solución de HCl 0,1M b) Solución de NaOH 0,15M c) Solución de KOH 0.0025 M d) Solución de HNO3 0.3 M R: a) pH = 1 b) pH=13,17 c) pH = 11,40 d) 0,52 12.7.- Calcular la concentración H3O+ y OH- de las siguientes soluciones cuyos pH se consigna: a) pH = 1 b) pH = 12 c) pH = 2,5 d) pH = 13,8 R: a) [H3O+] = 0,1M [OH-] = 1x10-13M b) [H3O+] = 1x10-12 M [OH-] = 1x10-2 M + -3 -12 c) [H3O ] = 3,16 x 10 [OH ] = 3,16x10 M d) [H3O+] = 1,585 x 10-14 M [OH-] = 0,63 M 12.8.- Completar el siguiente cuadro (temperatura = 250C): SOLUCION Acido Estomacal Jugo de Limón Soda Bicarbonato de Sodio

[H+] 0,032

[OH-]

pH

pOH

5,01x10-12 4,20 4,80

12.9.- Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas a 25 ºC: a) solución 0,01 M de HCl b) solución 6,0.10 -3 M de HNO3. R: a)pH=2 b) pH = 2,22 12.10.- Se prepara una solución colocando en un recipiente 80 g de HCl y agregando agua hasta completar 10 litros. Calcule: El pH y la concentración de HO-. R: pH = 0,66 [OH-] = 4,57 x 10-14 M 12.11.- Se tiene una solución que posee una concentración de iones H+ igual a 0,00057 M. Determinar el pOH y la concentración molar de iones OH-. R: pOH = 10,76 [OH-] = 1,754 x 10-11 M 12.12.- Un litro de solución de HClO4 contiene 1,005 g de ácido.¿cuál es su pH?. Considerar disociación total. R: pH = 2 12.13.- Ordenar las siguientes soluciones según su basicidad creciente. 90

a. pH = 2 b. pOH = 11,5 c. {H3O+ } = 3,1 X 10 -7 d. {OH – } = 3,6 x 10 – 4 R: a b  c  d 12.14.- Calcular la cantidad de agua que habrá que agregarle a 500 cm3 de una solución 1,5 M de HNO3 para obtener una solución 0,025 M y determinar el pH. Considerar que los volúmenes son aditivos. R: 29,5 litros pH = 1,60 12.15.- Se encontró que 0,0005 moles de NaOH, se disolvían para formar 100 cm3 de solución. ¿Cual es el pH de esta solución? R: pH = 11,7 12.16.- El pH de una solución acuosa de hidróxido de sodio es 12,3.¿cuál es la concentración de H3O+? R: 5,012x10-13 M 12.17 Calcular el pH y el pOH de una solución acuosa que contiene 1 g de NaOH en 500 cm 3 de solución. R: pH=12,69 pOH= 1,301 12.18.- Para neutralizar exactamente 100 cm3 de solución de ácido nítrico se gastan 50 cm3 de hidróxido de sodio 0,1 M ¿Cual es el pH de la solución ácida? R: pH = 1,30 12.19.- Calcular el pH de una solución 0,03 M de NH3 sabiendo que la KNH3 = 1,8 x 10-5. R: pH = 10,86 12.20.- Calcular el pH de las siguientes soluciones: a) Solución de Acido Acético (CH3COOH) 0,2M Ki=1,8x10-5 b) Solución de NH3 1,2 x10-2M Ki=1,8 x 10-5 R: a) pH = 2,72 b) pH = 10,66 12.21.- El pH de una solución de HCl es igual a 1,3. Cuál será la concentración de la solución? Si tengo una solución de HCN (Acido Cianhídrico) de igual concentración, cual será el pH de la misma? KiHCN = 4,9 x 10-10 R: [HCl] = 0,05 M; pHHCN = 5,3 12.22.- Se prepara una solución de ácido acético, a partir de 10 ml de dicho ácido de 45 % m/m de concentración y densidad 1,043 g/ml y agua destilada hasta un volumen final de 500 ml. Calcule el pH de la solución resultante. R: pH = 2,78 *12.23.- Uno de los procesos que se realiza en el curtido del cuero es el piquelado, consiste en remojar los cueros en una solución ácida. Supongamos que tenemos preparar 2.000 litros de una solución acuosa de pH = 2, que masa de los siguientes ácidos se necesitará para tal cometido: a) CH3COOH (Acido Acético) puro Ki = 1,8 x 10-5 b) HCOOH (Acido Fórmico) 85% masa/masa Ki = 1,8 x 10-4 R: a) 666,67 Kg c) 60,13 Kg 12.24.- Una solución al 38% m/m de HNO3 tiene una densidad de 1,2 g/mL; calcular el pH y pOH de la solución resultante de mezclar: (Considerar que los volúmenes son aditivos) a)10 ml de solución original + agua destilada hasta obtener 500 ml de solución. b)10 ml de la solución obtenida en a) + 20 ml de solución 0,12 M de HNO3. c) 10 ml de la solución obtenida en a) + 20 ml de solución 0,2 M de NaOH. R: a) M = 0,1448 pH= 0,84 pOH=13,16, b) pH= 0,892, c) pOH= 1,07 pH=12,93 12.25.- Calcule el volumen de una solución de HNO3 0,2 M necesario para neutralizar 400 cm3 de una solución de NaOH 0,005 M. ¿Cuál es el pOH de la solución de NaOH utilizada? R: 10 ml de HNO3 0,2M; pOH = 2,30

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12.26.- Calcular el pH de una solución que resulta de mezclar 50 ml 0.1 M de HCl y 100 ml de KOH 0.2 M. Considerar volúmenes aditivos. R: 13 12.27.- 5 cm3 de una solución acuosa de HNO3 de pH = 1,2 deben llevarse a pH = 2,8 ¿a qué volumen debe diluirse la solución original para lograrlo? R: 199,36 mL 12.28.- Calcular la masa de HCl al 32 % m/m necesaria para producir 250 litros de una solución cuyo pH sea Igual a 2. Que volumen de solución de NaOH 3M deberá utilizarse para neutralizar la solución anterior. R: 285,15 g de HCl 32% m/m 0,833 lt de NaOH 3M 12.29.- Disponemos de volúmenes iguales de las siguientes soluciones: Acido Conc. pH HCl 0,1 M 1 CH3COOH(monoprótico) 0,1 M 2,9 HCN(monoprótico) 0,1 M 5,1 ¿Cuál de las soluciones precedentes requieren la menor cantidad de base para su neutralización a PH=7? Respuestas posibles: 1.- HCl 2.-CH3COOH 3.- HCN 4.- Todos requieren la misma cantidad. Justifique su resultado en base a los cálculos correspondientes R: La respuesta es la Nro 3. Ácidos polipróticos En ácidos polipróticos que poseen más de un H ionizable, la ionización se realiza en tantas etapas como H ionizables tiene. Cada etapa tiene su propia constante. La [H3O+] total de la solución al final de la ionización será la suma de lo que aporta cada etapa. 12.30.- Se prepara una solución acuosa de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,4 M. Indique una vez completada la ionización: a) Cuál será la concentración de H3O+ y b) El pH de la solución resultante. R: a) 0,469M, b) 0,33 12.31.- Se tiene una solución acuosa de H2S que contiene 5g en 300 ml de solución. Calcule: a) H 3O+, b) pH de la solución y c) ¿Incide de forma significativa la segunda ionización en el pH final de la solución? R: a) 2,16x10-4 M, b) 3,67, c) No. 12.32.- Se dispone en el laboratorio de una solución acuosa de ácido fosfórico (H3PO4) 1 M. Indique: a) Cuál será la concentración de H3O+ y b) El pH de la solución. R: a) 0,083 M, b) 1,08 Solución Buffer:

Ecuación de Henderson- Hasselbach ó ecuación buffer: pH= pKa + log cb/ ca Ca: concentración inicial del ácido Cb: concentración de la base conjugada 12.33.- Cacular el pH de una solución que se prepara disolviendo en agua 0,10 mol de HF y 0,05 mol de NaF, hasta obtener 1,00 L de solución. Ka HF= 6,31. 10-4 R: 2,90

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CONSTANTES DE EQUILIBRIO DE ACUOSAS DE ÁCIDOS Y BASES Tabla 1: Constantes de disociación de ácidos a 25 0C Acido Acético (CH3COOH) Benzoico (C6H5COOH) Cianhídrico (HCN) Clorhídrico Cloroacético (CH2ClCOOH)

Ka

Base conjugada

Kb

1,8x10-5 6,3x10-5 4,9x10-10 Muy Grande 1,4x10-3

Acetato (CH3COO-) Benzoato (C6H5COO-) Cianuro (CN-) Cloruro (Cl-) Cloroacetato(CH2ClCOO-) Clorato (I) (ClO-) (hipoclorito) Fenato (C6H5O-) Fluoruro (F-) Formiato (HCOO-) Bromato (I) (BrO-) (hipobromito)

5,555x10-10 1,59 x 10-10 2,041 x 10-5 Muy Pequeña 7,143 x 10-12

Hipoclorito (ClO-)

3,33 x 10-7

Clórico (V)(HClO3)

1,1x10-2

Fenol (HC6H5O) Fluorhídrico (HF) Fórmico (HCOOH) Brómico (HBrO) (hipobromoso) Clórico(I) Hipocloroso (HClO) Iódico (I) (HIO) (hipoiodoso) Nítrico (HNO3) Nitroso (HNO2) Clórico (VII) (HClO4) (perclórico) Iódico (V) (HIO3) (Iódico)

1,3x10-10 6,8x10-4 1,8x10-4 2,5x10-9 3,0x10-8 2,3x10-11 Muy Grande 4,5x10-4 Muy grande 1,7x10-1

Iodato (I) (IO-) (Hipoiodito) Nitrato ( NO3-) Nitrito ( NO2-) Clorato (VII) (ClO4-) (perclorato) Iodato (V) (IO3-) Iodato

9,091x10-13 7,69 x 10-5 1,471 x 10-11 5,555 x 10-11 4 x 10-6

4,348 x 10-4 Muy Pequeña 2,222x10-11 Muy Pequeña 5,88 x 10-14

Ácidos polipróticos Carbónico (H2CO3) Ion hidrógeno carbonato (HCO3-) Fosfórico (H3PO4) Ion dihidrógeno fosfato (H2PO4-) Ion hidrógeno fosfato (HPO42-) Sulfhídrico (H2S) Ion hidrógeno sulfuro (HS-) Sulfúrico (H2SO4) Ion hidrógeno sulfato (HSO4-)

4,3x10-7 5,6x10-11 7,5x10-3 6,2x10-8 4,2x10-13 9,5x10-8 1,0x10-19 Muy Grande 1,2x10-2

(HCO3-) Carbonato (CO32-) (H2PO4-) (HPO42-) Fosfato (PO43-) (HS-) Sulfuro ácido (S2-) (HSO4-) Sulfato (SO42-)

2,33 x 10-8 1,79 x 10-4 1,33 x 10-12 1,613 x 10-7 2,381 x 10-2 1,053x 10-7 1 x 105 Muy Pequeña 8,33 x 10-13

Tabla 2: Constantes de disociación de bases a 25 oC Nombre Amoníaco Anilina Dimetilamina Etilamina Hidracina Hidróxido de Potasio Hidróxido de Sodio Hidroxilamina Metilamina Piridina Trimetilamina

Fórmula NH3 C6H5NH2 (CH3)2NH C2H5NH2 H2NNH2 KOH NaOH HONH2 CH2NH2 C5H5N (CH3)3N

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Kb 1,8 x 10-5 4,3 x 10-10 5,4 x 10-4 6,4 x 10-4 1,3 x 10-6 Muy grande Muygrande 1,1 x 10-8 4,4 x 10-4 1,7 x 10-P 6,4 x1 0-5

13 – ELECTROQUÍMICA Puntos importantes a tener en cuenta para encarar el tema: -Procesos Redox

Oxidación Reducción

-Reacciones Redox

Método de igualición ión-electrón

-Potencial de Electrodo

Tabla de potenciales estándar de reducción (Serie electroquímica) Fuerza electromotriz en procesos redox Factibilidad de reacciones redox espontáneas

-Electricidad y Reacciones Redox

Pilas y Acumuladores Electrólisis Relación entre electricidad y masa oxidada/reducida

-Nociones sobre corrosión.

UNIDADES: En este capítulo hemos de utilizar unidades de electricidad estas son: q: carga eléctrica su unidad es el coulomb (C) i: Intensidad de corriente , su unidad es el ampere (A) t: tiempo, su unidad es el segundo (s) q=i.t Diferencia de Potencial Eléctrico, su Unidad es el volt (V) V= J/A.s

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Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas fundamentando las respuestas: 1.- Si un elemento aumenta su estado de oxidación decimos que sufre una oxidación. 2.- Cuando el oxígeno gaseoso pasa a ozono gaseoso se produce un aumento del estado de oxidación del elemento oxígeno, ya que es distinta la atomicidad. 3.- Los iones cloruros pueden pasar a cloro gaseoso, mediante una oxidación. 4.- Siempre que se produzca una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. 5.- La especie química que contiene un elemento que aumenta su estado de oxidación recibe la denominación de reductor. 6.- En una oxidación hay liberación de electrones y un aumento en el estado de oxidación de un elemento. 7.- El equivalente gramo redox de un oxidante esta asociado a la ganancia de 1 mol de electrones. 8.- En toda reacción redox se cumple que el número de moles de oxidante que reacciona es igual al número de moles del reductor. 9.- Para que una determinada reacción redox se produzca espontáneamente la FEM de la pila correspondiente debe tener un valor mayor que cero. 10.- En el ánodo de una pila (polo negativo) se produce una oxidación lo mismoque sucede en el electrodo de igual signo de una cuba que el correspondiente al reductor. 11.- Siempre que se consuma 1 equivalente gramo de cualquier sustancia al funcionar una pila se produce una cantidad de electricidad de 1 Faraday. 12.- Para que una reacción redox se produzca el potencial de electrodo referido a la reducción del oxidante debe ser mayor que el correspondiente al reductor. 13.- Siempre que en una cuba electrlítica circule una cantidad de electricidad de 96.500 Coulombios se produce un equivalente electroquímico de cualquier sustancia. 14.-En el ánodo de una cuba electrolítica siempre se produce una oxidación mientras que en el cátado ocurre una reducción.

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EJERCICIOS SOBRE EL MÉTODO IÓN-ELECTRÓN 13.1.- Igualar la siguiente reacción por el método del ión electrón: CdS(s) + HNO3(ac)  Cd(NO3)2(ac) + NO(g) + S(s) + H2O(l) Solución: Comenzamos por escribir la ecuación con las especies presentes luego de la disociación: CdS(s) + H+(ac.) + NO3-(ac.)  Cd2+(ac.) + 2NO3-(ac.) + NO(g) + S(s) + H2O(l) Calculamos los números de oxidación de los elementos en juego, para poder identificar quién se oxida y quién se reduce: Elemento Cadmio Azufre Hidrógeno Nitrógeno Oxígeno

Número de oxidación antes Después +2 (En el CdS) +2 (En el CdNO3) -2 (En el CdS) 0 (en el S(s)) +1 (En el HNO3) +1 (en el H2O) +5 (en el HNO3) +2 (En el NO(g)) -2 (en el (HNO3) -2 (en todos los comp.)

Conclusión Permanece invariante Se oxida Permanece invariante Se reduce Permanece invariante.

Conociendo quién se oxida y quién se reduce, podemos escribir ambas hemireacciones: Para la oxidación, en un principio: CdS(s)  Cd2(ac) + S(s) Balanceamos ahora la ecuación, equilibrando tanto los átomos presentes como las cargas. Para la que nos ocupa, vemos a nivel atómico está equilibrada, mientras que del lado izquierdo la carga neta es cero, mientras que del lado derecho hay una deficiencia de dos electrones. Compensando nos queda: (a) CdS(s)  Cd2+(ac) + S(s) + 2e-

Para la reducción, procediendo de igual manera: NO3-(ac.)  NO(g) Para balancear atómicamente, es necesario agregar otras especies de las presentes en la reacción. Por lo pronto aparecen más oxígenos del lado izquierdo que del derecho, y la razón es que parte de los átomos de este elemento van a formar agua (véase la reacción original), por lo que podemos en un principio agregar agua del lado derecho para tratar de equilibrar a los oxígenos. Nos queda entonces: NO3-(ac.) ( NO(g) + H2O(l) Al agregar agua aparece hidrógeno del lado derecho, y no del lado izquierdo; por lo que para compensar debemos agregar H+ de ese lado, e igualar la hemirreacción; nos queda: NO3-(ac.) + 4 H+(ac) ( NO(g) + 2 H2O(l) Ahora está equilibrada atómicamente y vemos que del lado izquierdo aparecen tres cargas positivas que no están en el derecho; para compensar las cargas, agregamos entonces la cantidad de electrones necesaria, la ecuación final será entonces: NO3-(ac.) + 4 H+(ac) + 3 e- NO(g) + 2 H2O(l)

(b)

Tenemos ahora dos hemirreacciones a combinar. Para que todo quede balanceado electrónicamente, la misma cantidad de electrones que se desprenden de la oxidación, es la que debe ganar la reducción. Para conseguirlo, multiplicaremos la ecuación (a) por 3, y la ecuación (b) por dos; nos queda: (CdS(s)  Cd2+(ac) + S(s) + 2e-) x 3 = 3 CdS(s)  3 Cd2+(ac) + 3 S(s) + 6e+ (NO3 (ac.) + 4 H (ac) + 3 e  NO(g) + 2 H2O(l)) x 2 = 2 NO3-(ac.) + 8 H+(ac) + 6 e- 2 NO(g) + 4 H2O(l) Sumando ambas ecuaciones: 3 CdS s)  3 Cd2+(ac) + 3 S(s) + 6e+ 2 NO3-(ac.) + 8 H+(ac) + 6 e- 2 NO(g) + 4 H2O(l) 3 CdS(s) + 2 NO3-(ac.) + 8 H+(ac)  3 Cd2+(ac) + 3 S(s) + 2 NO(g) + 4 H2O(l) Comparando estos coeficientes estequiométricos con la ecuación original, podemos equilibrarla, con lo que nos queda: 96

3 CdS(s) + 8 HNO3(ac)  3 Cd(NO3)2(ac) + 2 NO(g) + 3 S(s) + 4 H2O(l)

13.2.- Iguale utilizando el método ión electrón la siguiente ecuación: Cu(s) + H+ (ac) + SO42- (ac)  Cu2+ (ac) + SO2(g) + H2O(l) 13.3.- Iguale la siguiente reacción utilizando el método ión electrón: H+ (ac) + ClO2-(ac) + I- (s)  Cl- (ac) + I2 (a)+ H2O(l) 13.4.- Iguale la siguiente reacción utilizando el método ión electrón: Cu(s) + HNO3 (ac)  Cu(NO3)2 (ac) + NO2(g) +H2O(l) 13.5.- Iguale la siguiente reacción utilizando el método ión electrón: KMnO4 (ac) + KI (ac) + H2SO4 (ac)  MnSO4 (ac) + I2 (s) + H2O(l) + K2SO4(ac) 13.6.- Iguale la siguiente reacción utilizando el método ión electrón: K2Cr2O7(ac) + HI(ac)  I2(s) + CrI3(ac) + KI(ac) + H2O(l) Defina agente reductor utilizando el ejemplo precedente. 13.7.- Igualar la siguiente reacción por el método del ión electrón: K2Cr2O7(ac) + FeSO4(ac) + H2SO4(ac)  Cr2(SO4)3(ac) + Fe2(SO4)3(ac) + H2O(l) + K2SO4(ac) 13.8.- Iguale utilizando ión electrón: KMnO4(ac) + HI(ac)  I2(l) + MnI2(ac) + KI(ac) + H2O(l) Defina agente oxidante utilizando el ejemplo precedente. 13.9.- Igualar la siguiente reacción por el método del ión electrón: FeSO4(ac) + KClO3(ac) + H2SO4(ac)  Fe2(SO4)3(ac) + Cl2(g) + H2O(l) + K2SO4(ac) 13.10.- Utilizando el método ión electrón, iguale la siguiente reacción: HBrO3 (ac) + HBr (ac)  Br2 (l) + H2O(l) 13.11.- Igualar por ión-electrón K2MnO4(ac)+ Fe2(SO4)3(ac)  FeSO4(ac)+ KMnO4(ac)+ K2SO4(ac) 13.12.- Igualar por ión-electrón Cu(s) + HNO3(ac)  Cu(NO3)2(ac) + NO2(g) + H2O(l) *13.13.- Igualar por ión-electrón NaCrO2(aq) + H2O2(l) + NaOH(aq)  Na2CrO4(aq) + H2O(l) Solución: Al igual que antes, comenzamos por escribir la ecuación iónica: Na+(ac.) + CrO2-(ac.) + H2O2(l) + Na+(ac.) + OH-(ac.)  Na+(ac.) + CrO42-(ac.) + H2O(l) Calculamos ahora los números de oxidación de los elementos presentes antes y después de la reacción: Elemento Número de oxidación Conclusión antes después Sodio +1 (en todos los reactivos) +1 (en todos los productos) Permanece invariante Cromo +3 (en el CrO2-) +6 (en el CrO42-) Se oxida Oxígeno -1 (en el H2O2) -2 (en el H2O) Se reduce Oxígeno En el resto de las especies permanece invariante Hidrógeno +1 (En todos los reactivos) +1 (En todos los productos) Permanece invariante Escribimos entonces las hemirreacciones de oxidación y reducción: Para la oxidación: CrO2-(ac.)  CrO42Para equilibrar atómicamente agregamos algunas de las especies presentes en la reacción. Del lado izquierdo pondremos OH- (provenientes del NaOH) y del lado derecho Agregamos H2O; luego equilibramos: CrO2-(ac.) + 4 OH-(ac)  CrO42- + 2 H2O 97

Hecho esto, equilibramos ahora las cargas. Vemos que, mientras que del lado izquierdo tenemos cinco cargas negativas en exceso, del lado derecho tenemos dos. Para balancear agregamos tres electrones.

CrO2-(ac.) + 4 OH-  CrO42- + 2 H2O + 3 e-

(a)

Para la reducción:

H2O2  H2O Evidentemente necesitamos agregar alguna especie química para balancear; partiendo del conocimiento de que todas estas reacciones ocurren en medio acuoso, y que por lo tanto también hay OH - y H+ presentes (en muy poca cantidad de estos últimos, es cierto, pero hay) agregaremos provisoriamente OH- del lado derecho. Queda entonces: H2O2(l)  2 OH-(l) Resta entonces equilibrar las cargas, para ello agregaremos dos electrones del lado izquierdo: (b) H2O2(ac) + 2 e  2 OH (ac) Para que el balance electrónico sea el mismo en ambas ecuaciones, multiplicamos (a) x 2 y (b) x 3: (CrO2-(ac.) + 4 OH-  CrO42-(ac) + 2 H2O (l) + 3 e-) x 2 = = 2 CrO2-(ac.) + 8 OH-(ac)  2 CrO42-(ac) + 4 H2O(l) + 6 e(H2O2(l) + 2 e  2 OH (ac)) x 3 = 3 H2O2(l) + 6 e-  6 OH-(ac) Sumando miembro a miembro: 2 CrO2-(ac) + 8 OH-(ac)  2 CrO42-(ac) + 4 H2O(l) + 6 e3 H2O2(l) + 6 e-  6 OH-(ac)

+

2 CrO2-(ac) + 8 OH-(ac) + 3 H2O2(l)  2 CrO42-(ac) + 4 H2O(l) + 6 OH-(ac) Del lado de los reactivos hay 8 OH- que en el balance, se cancelarán parcialmente con los 6 OH- del lado derecho, por lo que quedará: 2 CrO2-(ac) + 2 OH-(ac) + 3 H2O2(l)  2 CrO42-(ac) + 4 H2O(l) De donde: 2 NaCrO2(ac.) + 2 NaOH(ac.) + 3 H2O2(l)  2 Na2CrO4(ac.)+ 4 H2O(l)

13.14.- Igualar por ión-electrón: MnO4- (ac) + AsO2- (ac) + OH- (ac)

 MnO2(s) + AsO43- (ac) + H2O(l)

13.15.- Igualar por ión-electrón: KClO3 (ac)

+ CrCl3 (ac)

+ KOH (a)  K2CrO4 (ac) + H2O(l) + KCl (ac)

13.16.- Igualar por ión-electrón: KMnO4 (ac) + KOH (ac) + KI (ac)  K2MnO4 (ac) + KIO3 (ac) + H2O(l) 13.17.- Igualar por ión-electrón: Al(s) + NaOH(aq) + H2O(l)  NaAlO2(aq) + H2(g)

Ejercicios Complementarios: 13.18.- Igualar por ión-electrón MnO(s) + PbO2(s) + HNO3(aq) HMnO4(aq) + Pb(NO3)2(aq) + H2O(l) 13.19.- Balancear por el método del ión electrón: H2SO3(ac) + H2S(g)  S(s) + H2O(l) 13.20.- Igualar la siguiente reacción por el método del ión electrón: KIO3(ac) + As(s) + H2O(l) + KCl(ac)  I2(l) + KAsO2(ac) + HCl(ac) 98

13.21.- Equilibrar por el método ión electrón: Li(s) + H2O(l) + LiClO4 (ac) 

LiOH (ac) + Cl2(g)

13.22.- Equilibrar por el método ión electrón: FeSO4 (ac) + HNO3 (ac) + H2SO4 (ac)  Fe2(SO4)3 (ac) + NO(g) + H2O(l) 13.23.- Equilibrar por el método ión electrón: KNO3 (ac) + K2SO3 (ac) + H2O(l)  N2O(g) + K2SO4 (ac) + KOH (ac) 13.24.- Equilibrar por el método ión electrón: CoCl2 (ac) + KOH (ac) + KClO3 (ac)  Co2O3(s) + KCl (ac) + H2O(l) 13.25.- Equilibrar por el método ión electrón: FeSO4 (ac) + KClO3 (ac) + H2SO4 (ac)  Fe2(SO4)3 (ac) + K2SO4 (ac) + Cl2(g) + H2O(l) 13.26.- Equilibrar por el método ión electrón: Cl2(g) + NH3(g) + KOH (ac)

 KCl (ac) + KNO3 (ac) + H2O(l)

13.27.- Equilibrar por el método ión electrón: K2Cr2O7 (ac) + FeCl2 (ac) + HCl (ac)  CrCl3 (ac) + FeCl3 (ac) + KCl (ac) + H2O(l) 13.28.- Equilibrar por el método ión electrón: P4(s) + HNO3 (ac)  H3PO4 (ac) + NO2(g) + H2O(l) 13.29.- Equilibrar por el método ión electrón: KMnO4 (ac) + H2O2 (ac) + H2SO4 (ac)  O2(g) + MnSO4 (ac) + K2SO4 (ac) + H2O(l) **13.30.- Equilibrar la siguiente ecuación por el método ión electrón: CrI3 (ac) + KOH (ac) + Cl2(g)  K2Cr2O7 (ac) + KIO4 (ac) + KCl (ac) + H2O(l) + KI (ac) POTENCIALES DE REDUCCIÓN - PILAS 13.31.- Siendo el potencial normal de reducción del Mg 2+(ac)/Mg(s) = - 2,37 v. ¿Se produce reacción química al poner al Mg(s) en contacto con HCl(ac)?. Si se produce reacción química escribir la ecuación química correspondiente. Solución: Comencemos por la reacción posible: H+(ac.) + Cl-(ac.) + Mg(s) = Mg2+(ac.) + Cl-(ac.) + H2 (g). Las hemirreacciones posibles de oxidación y reducción son: Oxidación: Mg(s) = Mg2+(ac) + 2 e2+ 0 Para Mg / Mg , el potencial de reducción es de -2,37 volts, . Reducción: 2 H+(ac) + 2 e-= H2 (g) El potencial para esta hemirreacción es, por convención, cero. Se puede ver entonces que, para la reacción planteada, la diferencia de potencial de la pila será igual a E0H+/H2 – E0Mg2+/Mg = 0 v - (-2,37 v) =2,37 v, por lo que la reacción entre Mg(s) y HCl(ac.) se producirá espontáneamente. Mg(s) + 2 HCl (ac)  MgCl2 (ac) + H2 (g) 13.32.- Indicar cuáles de las siguientes sustancias o iones componentes de los electrodos simples que se dan a continuación, son oxidantes o reductores frente al electrodo normal de hidrógeno. a) Al3+(ac) + 3e- Al(s) Eº= -1,66 v ; b) NO3-(ac) + 4 H+(ac) + 3e-  NO(g) + 2 H2O(l) Eº= 0,96v; c) Zn2+(ac) +2e-  Zn(s) Eº= -0,76v; d) MnO4-(ac) + 8 H+(ac) +5e-  Mn2+(ac) +4 H2O(l) Eº=1,52v ; e) I2(l) + 2 e-  2 I-(ac) Eº = 0,54 v

99

13.33.-. ¿Es posible reducir el Sn por medio de las siguientes reacciones? a) SnCl4(ac) + KI(ac)  SnCl2(ac) + I2(s) + KCl(ac) b) SnCl4(ac) + H2S(ac)  SnCl2(ac) + S(s) + HCl(ac Justifique su respuesta. Solución: a) Comparando los potenciales de reducción: 0

Para el estaño: E Sn 4+ /Sn 2+ = 0,15 V Para el yodo:

E0

I 2/ I

−=

0,53 V

Como se reducirá el de mayor potencial de reducción, es decir, se producirá la emir reacción

I2(s) + 2 e-  2I-(ac) Como no esto no se produce en la reacción propuesta, entonces podemos afirmar que la reacción (a) no ocurrirá. b) Procediendo análogamente: 0

Para el estaño: E Sn 4+ /Sn 2+ = 0,15 V 0

Para el azufre: E S+2H /H 2 S= 0,14V Como se reducirá el de mayor potencial de reducción, es decir, se producirá la hemireacción Sn4+(ac) + 2e-  Sn2+(ac) que coincide con lo que la reacción propone, por lo que la reacción (b) ocurrirá. 13.34.- ¿Cuáles de las siguientes reacciones se producirían, de ser factibles, en sentido directo en condiciones estándar? Ajustar las ecuaciones por el método del ión - electrón. Considerar medio ácido. a) Mg + Cr3+  Mg2+ + Cr ; b) I2(ac) + H+ ------> H2 + Ic) Cu + NO3-  Cu2+ + NO + H2O. Justifique su respuesta.

13.35.- Se construye una pila con un electrodo de estaño, sumergido en disolución 1M de cloruro de estaño (II) y otro de cobre, sumergido en disolución 1M de cloruro de cobre (II). Indicar: a) Notación de la pila. b) Polaridad de los electrodos c) Reacciones que ocurren en los electrodos y reacción general de la pila d) Valor de la f.e.m. estándar. 13.36.- Se constituye la siguiente pila: Cd / Cd2+(ac) (1M) // Ag+(ac)(1M) / Ag Indicar: a) Polaridad de los electrodos b) Electrodo que se disuelve y electrodo que aumenta de masa c) Valor de la f.e.m. de la pila 13.37.- Calcular la f.e.m. de la pila a partir de los potenciales normales de oxidación y predecir si la reacción se efectúa en la forma escrita Zn(s) + 2Ag+(ac) Zn2+(ac) + 2Ag (s) Indicar cuál es el electrodo positivo y cual el negativo y la reacción en cada electrodo. Datos: E°Zn / Zn2+(ac) = 0,76 V E° Ag / Ag+(ac) = - 0,80 V 13.38.- Represente la Pila Daniel, señalando el movimiento de los electrones, de los iones, las reacciones que ocurren y dónde ocurren, los polos y calcule su fem en condiciones estándar. 13.39.- ¿Cuál es el potencial estándar de una pila que utiliza los electrodos Zn2+(ac)/Zn y Ag+(aq)/Ag? R: fem = 1,562 v y la pila es Zn(s) / Zn2+(ac), 1M // Ag+(ac), 1M / Ag(s) 100

PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS: 13.40.- La fem de la pila, In / In3+(1,00 M) // Cu2+(1,0 M) / Cu , a 25ºC. y a una atm es 0,70 V. ¿Cuál es el potencial normal de la reacción In3+ In? Solución: 0

0

Para la pila formada, la fem puede calcularse como: fem=E RC− E RA por lo que: 0 0 0,70 V=E 2+ - E 3+ ⇒ E 3+ = 0,34 V - 0,70 V= -0,36 V In / In Cu /Cu In /In 13.41.- Para las pilas escritas a continuación indicar si de acuerdo con la notación convencional es correcta su escritura, en caso contrario escribirlas correctamente. Justificar las respuestas. a) Zn(s) / Zn2+(aq) (1M) // 2 H+(aq) (1M) / H2(g) (p=1atm) / (Pt b) Ag(s) / Ag+(aq) (1M) // 2 H+(aq) (1M) / H2(g) (p=1atm) / (Pt c) Cu(s) / Cu2+(aq) (1M) // Cd2+(aq) (1M) / Cd(s) d) Al(s) / Al3+(aq) (1M) // Fe2+(aq) (1M) / Fe(s) R: a) y d) correctas; b) y c) deben invertirse. Consideraciones importantes a tener en cuenta para resolver algunos de los próximos problemas: Cálculo del potencial de una pila en condiciones no estándar. Hasta ahora hemos calculado el potencial E o FEM de la pilas con sus electrodos en las condiciones estándar o patrones, es decir T=298 K, P=1 atm y Concentración 1M. Sin embargo estas condiciones no siempre se pueden presentar, ya sea porque los reactivos están de fuera de las condiciones estándar o porque con el funcionamiento de la pila las concentraciones de los reactivos van variando, en el caso de los reactivos disminuyen y en el de los productos aumentan, lo que produce una disminución del E de la pila hasta que finalmente la pila se “agota” y E = 0. El químico alemán Walther Nernst propuso una ecuación que permite calcular el potencial o FEM de una pila en condiciones no estándar: E= E 0−

RT ln Q nF

Donde: E: Potencial de pila en condiciones no estándar. E0: Potencial de pila en condiciones estándar. R: Constante de los gases ideales (8,314 Joule/Mol.K) T: temperatura absoluta F: Constante de Faraday (96485 J/V.mol) n: número de moles de electrones intercambiados en la reacción Q: cociente de reacción (Sugerimos revisar este punto en Equilibrio Químico) Considerando que tanto la F y R son ctes, tomando T= 298 K y considerando que ln Q = 2,303 log Q entonces: 2,303.R.T/F = 0,0592, siendo su unidad el volt (V). Entonces la ecuación queda expresada de la siguiente manera: E= E 0−

0, 0592 V log Q n

Veamos el siguiente ejemplo para entender como se aplicar la Ecuación de Nernst: Una pila funciona en base a la siguiente reacción iónica: Zn(s) + Ni2+(ac)

Zn2+(ac) + Ni(s)

a) ¿Cuál la Epila (Fuerza electromotriz) cuando [Ni2+] = 3 M y [Zn2+] = 0,01 M Resolución: Si recabamos los datos E0red de la Tabla de Potenciales Estándar al final de este capítulo vemos que los valores son: Zn2+(ac) + 2e-  Zn(s) = -0,76 V Ni2+(ac) + 2e-  Ni(s) = - 0,25 V 101

Por lo tanto el potencial o fem de la pila en condiciones estándar de la pila es E 0 = 0,51 V Calculemos entonces el potencial de celda en condiciones no estándar, aplicando en la ecuación de Nernst los datos que contamos: Los electrones intercambiados son 2, por lo tanto n=2 Q= [Zn2+(ac)][Ni(s)] / [Zn(s)][Ni2+(ac)] Como hemos visto en Equilibrio Químico, para el cociente de reacción como así también en la constante de equilibrio, las sustancias sólidas o líquidas puras no son consideradas para los cálculos, pues tienen concentración constante, por lo que entonces Q= [Zn2+(ac)] / [Ni2+(ac)] Si aplicamos estos datos a la ecuación de Nernst:

E= 0, 51 V −

Entonces:

0, 0592 V 0, 01 log 2 3

E= 0,51 V - (-0,073V)=0,583V

Observe que si Q es igual a 1, entonces log Q=0, y por lo tanto E=E0. Si log QE0. En cambio si log Q>1 entonces E