Química General e Inorgánica 1º de Farmacia (UAX) Preparador: Paco MartínezQuímica General e Inorgánica 1º Grado en Farmacia (UAX) Octubre-Noviembre- Diciembre 2017 Cuadernillo de actividades - 1 Química General e Inorgánica “Química General e Inorgánica. Teoría – Problemas y actividades”-1 1º Trimestre 2017 María Josefa Limiñana Abreut (Farmacia) Octubre 2017 http://www3.gobiernodecanarias.org/medusa/lentiscal/ Las Palmas de Gran Canaria. Preparador: Francisco Martínez Navarro Catedrático de F y Q de Educación Secundaria. Doctor en Ciencia de la Educación Cuaderno de actividades 1 (Octubre-Diciembre 2017): Química I – Farmacia-UAX Química General. Preparador: Paco Martínez Química General de 1º - Grado de Farmacia . UAX ÍNDICE página 0- Plan de trabajo. Propuesta de clases Temario- Contenidos Estrategias de resolución de problemas de Química Conceptos básicos. Evaluación inicial 1. Tema 1.- La composición de la materia. 1.1 Clasificación de la materia: Sustancias puras y mezclas. Métodos de separación. 1.2 Elementos químicos. Teoría atómica. Número atómico. Número de masa. Masa atómica. 1.3 Compuestos químicos. Átomos, moléculas e iones. 1.4 Moles y masa molar. Fórmula empírica y molecular. 2. Tema 2.- Nomenclatura en Química Inorgánica y Orgánica. 3. Tema 3.- Estructura atómica y Tabla Periódica. 3.1 Elementos. 3.2 Estructura de los átomos. Mecánica Cuántica. Números cuánticos. 3.3 Energía de los orbitales. Configuración electrónica. Principio de construcción. Carga nuclear efectiva. 3.4 Organización de los elementos. Tabla periódica. Propiedades periódicas de los elementos: Radio atómico é iónico, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad. 4. Tema 4.- Enlace químico 4.1 Enlace Iónico. Estructuras cristalinas de los compuestos iónicos. Defectos cristalinos. Modificación de las propiedades. 4.2 Enlace Covalente. Estructuras de Lewis. Momento dipolar. Geometría molecular.Teoría de Orbitales Moleculares. Hibridación. 4.3 Enlace metálico. Teorías de Enlace Metálico. Propiedades de los metales. 5. Tema 5.- La reacción química. Estequiometría. 5.1 Ecuaciones químicas. 5.2 Tipos de reacciones químicas: 5.2.1 Reacciones ácido-base. 5.2.2 Reacciones de precipitación. 5.2.3 Reacciones redox. Ajuste de reacciones redox. 5.3 Cálculos estequiométricos a partir de ecuaciones químicas. 5.4 Reactivo limitante. Rendimiento de reacción. 6. Tema 6.- Estado líquido y estado sólido. Cambios de estado. 6.1 Fuerzas intermoleculares. 6.2 Descripción cinético molecular de los estados líquido y sólido. 6.3 Propiedades de los líquidos: tensión superficial, capilaridad y viscosidad. 6.4 Sólidos amorfos y cristalinos. Tipos de cristales. 6.5 Equilibrio líquido-vapor: 6.5.1 Presión de vapor. Punto de ebullición. 6.5.2 Licuación de gases. Punto crítico. 6.6 Equilibrio sólido-líquido: punto de fusión. 6.7 Equilibrio sólido-vapor: sublimación. 6.8 Diagramas de fase. Punto triple. 7. Tema 7.- Disoluciones. 7.1 Tipos de disoluciones. Medidas de concentración. 7.2 Estequiometría de las reacciones químicas en disolución. 7.3 Saturación y solubilidad. 7.4 Factores que afectan a la solubilidad: 7.5 Propiedades coligativas de disoluciones. Disoluciones ideales. Factor de van’t Hoff. 8. Tema 8.- Cinética Química. 8.1 Velocidad de reacción. 8.2 Ecuación de velocidad y orden de reacción. 8.3 Control de las velocidades de reacción: 8.3.1 Teoría de las colisiones. Teoría del complejo activado. 8.3.2 Influencia de la temperatura. Ecuación de Arrhenius. 8.4 Mecanismo de reacción. 2º Trimestre 9. Tema 9.- Equilibrio químico 10. Tema 10.- Equilibrios ácido-base. 11. Tema 11.- Equilibrios de solubilidad. 12 Tema 12.- Electroquímica. 13. Tema 13.- Metales de los grupos principales. 14. Tema 14.- Química de los metales de transición. Compuestos de coordinación. 15. Tema 15.- Elementos no metálicos. 1 Química I. Farmacia. Plan de trabajo. Preparador: Paco Martínez Propuesta de calendario de clases (1º Trimestre). Pepa Limiñana Plan de trabajo trimestre: 10 clases Octubre Noviembre Diciembre Tarea 1. Octubre: Prueba Inicial: Principios y Conceptos básicos de química Clase 1 Información y entrega del Cuaderno de actividades del 1º Trimestre del curso de Química General e Inorgánica de 1º del Grado de Farmacia UAX Formación: Tarea: Estrategias de resolución de problemas de Química 1. Tema 1.- La composición de la materia. 1.1 Clasificación de la materia: Sustancias puras y mezclas. Métodos de separación. 1.2 Elementos químicos. Teoría atómica. Número atómico. Número de masa. Masa atómica. 1.3 Compuestos químicos. Átomos, moléculas e iones. 1.4 Moles y masa molar. Fórmula empírica y molecular.. Tarea 2. Octubre: Formulación y Nomenclatura Inorgánica. Revisión de conceptos básicos de química-. Hoja Problemas Conceptos básicos Q. Hoja Cuestiones: Estructura Atómica – Sistema periódico – Enlace Q. Clase 2 3. Tema 3.- Estructura atómica -1 3.1 Elementos. 3.2 Estructura de los átomos. Mecánica Cuántica. Números cuánticos. 3.3 Energía de los orbitales. Configuración electrónica. Principio de construcción. Carga nuclear efectiva . Tarea 3. Noviembre: Tabla periódica y Enlace Químico- 1 Hoja cuestiones: Sistema periódico – Enlace Q. Reacciones químicas - Estequiometría Clase 3 3.4 Organización de los elementos. Tabla periódica. Propiedades periódicas de los elementos: Radio atómico é iónico, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad Revisión Problemas Estructura atómica y Sistema Periódico Clase 4 4. Tema 4.- Enlace químico. 4.1 Enlace Iónico. Estructuras cris.alinas de los compuestos iónicos. Defectos cristalinos. Modificación de las propiedades. 4.2 Enlace Covalente. Estructuras de Lewis. Momento dipolar. Geometría molecular.Teoría de Orbitales Moleculares. Hibridación. 4.3 Enlace metálico. Teorías de Enlace Metálico. Propiedades de los metales. Clase 5 5. Tema 5.- La reacción química. Estequiometría-1. 5.1 Ecuaciones químicas. 5.2 Tipos de reacciones químicas: 5.2.1 Reacciones ácido-base. 5.2.2 Reacciones de precipitación. 5.2.3 Reacciones redox. Ajuste de reacciones redox. Clase 6 5. Tema 5.- La reacción química. Estequiometría-2. 5.3 Cálculos estequiométricos a partir de ecuaciones químicas. 5.4 Reactivo limitante. Rendimiento de reacción Tarea 3. Diciembre: Prueba evaluación Temas 1-5 Hoja cuestiones: Estados de Agregación. Disoluciones. Propiedades coligativas. Cinética Q Clase 7 6. Tema 6.- Estado líquido y estado sólido. Cambios de estado. 6.1 Fuerzas intermoleculares. 6.2 Descripción cinético molecular de los estados líquido y sólido. 6.3 Propiedades de los líquidos: tensión superficial, capilaridad y viscosidad. 6.4 Sólidos amorfos y cristalinos. Tipos de cristales. 6.5 Equilibrio líquido-vapor: 6.5.1 Presión de vapor. Punto de ebullición. 6.5.2 Licuación de gases. Punto crítico. 6.6 Equilibrio sólido-líquido: punto de fusión. 6.7 Equilibrio sólido-vapor: sublimación. 6.8 Diagramas de fase. Punto triple. Clase 8 7. Tema 7.- Disoluciones. 7.1 Tipos de disoluciones. Medidas de concentración. 7.2 Estequiometría de las reacciones químicas en disolución. 7.3 Saturación y solubilidad. 7.4 Factores que afectan a la solubilidad: 7.5 Propiedades coligativas de disoluciones. Disoluciones ideales. Factor de van’t Hoff. Clase 9 8. Tema 8.- Cinética Química. 8.1 Velocidad de reacción. 8.2 Ecuación de velocidad y orden de reacción. 8.3 Control de las velocidades de reacción: 8.3.1 Teoría de las colisiones. Teoría del complejo activado. 8.3.2 Influencia de la temperatura. Ecuación de Arrhenius. 8.4 Mecanismo de reacción. Clase 10 Revisión Evaluación. Teas 1-5 Revisión Evaluación: Estados Agregación – Disoluciones Cinética Q. Global Temas 1-8 Plan de trabajo trimestre: 10 clases (Propuesta Inicial: Jueves de 17 a 20 hrs) Precio: 40 €/hr 2hrs/Clase (18-20 hrs) = 80 €; 3 hrs/clase (17-20 hrs) descuento 20 €= 100 € 1 Química I Grado de Farmacia. Universidad Alfonso X el Sabio UAX. Preparador: Paco Martínez Química I. Farmacia- UAX Temario 1º Parcial 2º Parcial Tema 1.- La composición de la materia. Tema 9.- Equilibrio químico Tema 2.- Nomenclatura en Química Inorgánica y Orgánica. Tema 10.- Equilibrios ácido-base. Tema 3.- Estructura atómica y Tabla Periódica. Tema 11.- Equilibrios de solubilidad. Tema 4.- Enlace químico Tema 12.- Electroquímica. Tema 5.- La reacción química. Estequiometría. Tema 13.- Metales de los grupos principales. Tema 6.- Estado líquido y estado sólido. Cambios de estado. Tema 14.- Química de los metales de transición. Compuestos Tema 7.- Disoluciones. de coordinación. Tema 8.- Cinética Química Tema 15.- Elementos no metálicos. Tema 1.- La composición de la materia. 1.1 Clasificación de la materia: Sustancias puras y mezclas. Métodos de separación. 1.2 Elementos químicos. Teoría atómica. Número atómico. Número de masa. Masa atómica. 1.3 Compuestos químicos. Átomos, moléculas e iones. 1.4 Moles y masa molar. Fórmula empírica y molecular. Tema 2.- Nomenclatura en Química Inorgánica y Orgánica. Tema 3.- Estructura atómica y Tabla Periódica. 3.1 Elementos. 3.2 Estructura de los átomos. Mecánica Cuántica. Números cuánticos. 3.3 Energía de los orbitales. Configuración electrónica. Principio de construcción. Carga nuclear efectiva. 3.4 Organización de los elementos. Tabla periódica. Propiedades periódicas de los elementos: Radio atómico é iónico, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad. Tema 4.- Enlace químico 4.1 Enlace Iónico. Estructuras cristalinas de los compuestos iónicos. Defectos cristalinos. Modificación de las propiedades. 4.2 Enlace Covalente. Estructuras de Lewis. Momento dipolar. Geometría molecular.Teoría de Orbitales Moleculares. Hibridación. 4.3 Enlace metálico. Teorías de Enlace Metálico. Propiedades de los metales. Tema 5.- La reacción química. Estequiometría. 5.1 Ecuaciones químicas. 5.2 Tipos de reacciones químicas: 5.2.1 Reacciones ácido-base. 5.2.2 Reacciones de precipitación. 5.2.3 Reacciones redox. Ajuste de reacciones redox. 5.3 Cálculos estequiométricos a partir de ecuaciones químicas. 5.4 Reactivo limitante. Rendimiento de reacción. Tema 6.- Estado líquido y estado sólido. Cambios de estado. 6.1 Fuerzas intermoleculares. 6.2 Descripción cinético molecular de los estados líquido y sólido. 6.3 Propiedades de los líquidos: tensión superficial, capilaridad y viscosidad. 6.4 Sólidos amorfos y cristalinos. Tipos de cristales. 6.5 Equilibrio líquido-vapor: 6.5.1 Presión de vapor. Punto de ebullición. 6.5.2 Licuación de gases. Punto crítico. 6.6 Equilibrio sólido-líquido: punto de fusión. 6.7 Equilibrio sólido-vapor: sublimación. 6.8 Diagramas de fase. Punto triple. Tema 7.- Disoluciones. 7.1 Tipos de disoluciones. Medidas de concentración. 7.2 Estequiometría de las reacciones químicas en disolución. 7.3 Saturación y solubilidad. 7.4 Factores que afectan a la solubilidad: 7.5 Propiedades coligativas de disoluciones. Disoluciones ideales. Factor de van’t Hoff. Tema 8.- Cinética Química. 8.1 Velocidad de reacción. 8.2 Ecuación de velocidad y orden de reacción. 8.3 Control de las velocidades de reacción: 8.3.1 Teoría de las colisiones. Teoría del complejo activado. 8.3.2 Influencia de la temperatura. Ecuación de Arrhenius. 8.4 Mecanismo de reacción. 1 Química I Grado de Farmacia. Universidad Alfonso X el Sabio UAX. Preparador: Paco Martínez Tema 9.- Equilibrio químico. 9.1 Reacciones en equilibrio. 9.2 Constante de equilibrio. Equilibrio homogéneo. Equilibrio heterogéneo. 9.3 Cálculos de equilibrio. 9.4 Factores que afectan al equilibrio químico. Principio de Le Chatelier. 9.5 Energía libre y equilibrio químico. 9.6 Velocidad de reacción y equilibrio químico. Tema 10.- Equilibrios ácido-base. 10.1 Definiciones de ácido y base. 10.2 Constante de ionización. Fuerza de ácidos y bases. 10.3 Autoionización del agua. Escala de pH. 10.4 Cálculo de pH de disoluciones de ácidos y bases. Acidos polipróticos. 10.5 Cálculo de pH de disoluciones de sales. Iones ácidos y básicos. 10.6 Disoluciones mixtas: efecto del ión común. Tampones. 10.7 Valoraciones volumétricas. Indicadores. Tema 11.- Equilibrios de solubilidad. 11.1 Producto de solubilidad. 11.2 Producto iónico y precipitación. Precipitación fraccionada. Valoraciones gravimétricas. 11.3 Efecto del ión común. 11.4 Efecto del pH en la solubilidad. 11.5 Disolución de precipitados por formación de complejos. Tema 12.- Electroquímica. 12.1 Pilas electroquímicas. Tipos de pilas. 12.2 Potencial de pila. Potencial estándar de electrodo. Espontaneidad de las reacciones redox. 12.3 Dependencia del potencial de pila de la concentración. Ecuación de Nernst. Pilas de concentración. 12.4 Baterías. Corrosión. 12.5 Pilas electrolíticas. Ley de Faraday. Tema 13.- Metales de los grupos principales. 13.1 Abundancia de los metales. Procesos metalúrgicos. 13.2 Tendencias periódicas de las propiedades metálicas. 13.3 Metales del bloque s: 13.3.1 Alcalinos. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 13.3.2 Alcalinotérreos. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 13.4 Metales del bloque p: aluminio, estaño y plomo. Tema 14.- Química de los metales de transición. Compuestos de coordinación. 14.1 Propiedades de los metales de transición. Compuestos relevantes. 14.2 Teoría de la Coordinación de Werner. Visión actual de los compuestos de coordinación. 14.3 Introducción a la nomenclatura y estructura de los compuestos de coordinación. 14.4 Equilibrios con iones complejos. Aplicaciones de los compuestos de coordinación. Tema 15. Elementos no metálicos 15.1 Hidrógeno. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 15.2 Gases nobles. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 15.3 Halógenos. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 15.4 Oxígeno y azufre. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 15.5 Nitrógeno y fósforo. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 15.6 Carbono y silicio. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 15.7. Boro. Obtención. Propiedades. Reactividad. Compuestos 2 Supuesto Práctico: Problemas de Química. Preparador: Paco Martínez Estrategias de resolución de Problemas de Química Estrategias en química para la resolución de problemas (Aprender a aprender) La clave para el éxito en la resolución de problemas es la práctica reflexiva. No se debe abandonar la resolución de un problema nada más empezar. Hay que intentar resolverlo, sin prisas, si es necesario, varias veces y repetir e intentar resolver los problemas ya resueltos, por otras personas, hasta dominarlos. Es muy importante aumentar la confianza en nosotros mismos. Hay que pensar positivamente y creer que podemos resolver cualquier problema, si nos esforzamos lo suficiente. Empezar por problemas de menor dificultad y seguir con otros de mayor dificultad. Podemos hacer esquemas, fichas o resúmenes con los conceptos, ideas y ecuaciones matemáticas, que nos ayuden a enfocar la resolución de los problemas. No se trata de aprender a resolver problemas de química. Se trata de aprender química intentando resolver problemas. La teoría y la práctica deben ir unidos, debemos aprender haciendo ... Al practicar, se comprobará que pueden mejorar nuestras habilidades en la resolución de problemas, si seguimos unas sencillas pautas o pasos sencillos. Siguiendo estos pasos se puede mejorar y aprender a aprender: Paso 1. Analiza el problema. Lee el problema con cuidado para entenderlo. ¿Qué es lo que dice? Dibuje una imagen o diagrama si eso te ayuda a visualizar el problema. Anota los datos que se dan. Además, identifica la cantidad que hay que obtener (la incógnita) y anótala. Enuncia verbalmente de nuevo el problema con tus palabras a partir de las anotaciones, comprobando que se ha comprendido el mismo. Paso 2. Desarrolla un plan para resolver el problema. Considera los posibles caminos entre la información dada y la incógnita. ¿Qué conceptos, principios, relaciones, leyes o ecuaciones matemáticas relacionan los datos conocidos con la incógnita? Ten presente que algunos datos podrían no estar dados explícitamente en el enunciado del problema; podría darse por hecho que debemos conocer ciertas cantidades (como el número de Avogadro o la constante general de los gases, o las buscarás en tablas, como las masas atómicas o el valor de algunas constantes. etc.). Considera también que tu plan o estrategia de resolución puede comprender un solo paso o una serie de pasos con respuestas intermedias. Es conveniente indicar o esquematizar el plan de trabajo que vamos a seguir y explicar con palabras previamente lo que vamos a hacer o calcular. Esto te ayudara a revisarlo al final del mismo o en otro momento y a aprender por ti mismo. Paso 3. Resuelve el problema. Aplica el plan diseñado. Utiliza la información conocida y las ecuaciones o relaciones apropiadas, despejando la incógnita. No sustituyas los números hasta el final. El análisis dimensional es una herramienta muy útil para resolver muchos problemas, escribe junto con las cantidades las unidades de medida y compruebe que son homogéneas. Ten cuidado con los cálculos y con las cifras significativas que utilices, los signos y las unidades de las magnitudes utilizadas y obtenidas. A veces es conveniente resolver el problema de varias formas y analizar los diferentes caminos, eligiendo el más sencillo y seguro para nosotros. Revisa el trabajo realizado. Paso 4. Comprueba la solución y comenta el resultado. Lee el problema otra vez para tener la seguridad de haber obtenido y escrito todas las soluciones que se piden en el problema. ¿Es lógica tu respuesta? Es decir, ¿la respuesta es exageradamente grande o pequeña, o es del orden esperado? Por último, ¿son correctas las unidades y las cifras significativas? Resalta, valora y comenta los resultados obtenidos. A veces resulta formativo plantearse un nuevo problema intercambiando los datos e incógnitas, enunciando así un nuevo problema y analizando las diferencias en su posible solución. Disfruta con tu trabajo. Nada motiva más que el éxito y comprobar que somos capaces de aprender a aprender y de abordar la resolución de cualquier problema nuevo que no hemos hecho anteriormente... ¡Feliz aprendizaje! 1 Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Resumen de Conceptos básicos. Cálculos en reacciones químicas Átomos-Moléculas-Moles y gramos •Una forma de medir la cantidad de una sustancia es determinar el número de partículas representativas (átomos o moléculas) de dicha sustancia. Como el número de partículas presentes es enorme , para contarlas se utiliza como referencia, un núemro estándar 23 muy grande: el Número de Avogadro, cuyo valor es 6,022·10 partículas. 23 •Un mol de una sustancia es la cantidad de la misma que contiene, el Número de Avogadro, 6,022·10 partículas y su mas coincide con la masa molecular expresada en gramos (Masa molar): N=n·NºAV ; g =n·Mm Cálculos con formulas empíricas y moleculares •La formula empírica de un compuesto da la proporción de los átomos que contiene , expresada con los número enteros más pequeños posibles. •La formula molecular indica la cantidad real de átomos de cada elemento que hay en una molécula del compuesto (cuando el compuesto está formado por moléculas) Ecuaciones y reacciones químicas •En una reacción química unas sustancias llamadas reactivos se transforman en otras llamadas productos. Hay una rotura y formación de nuevos enlaces químicos. En ellas se cumple la ley de conservación de la masa de Lavoisier y la ley de kas proporciones deefinids de Proust. Se representan mediante ecuaciones químicas. •En una ecuación química, las formulas de los reactivos se escriben a la izquierda y separadas por una flecha de las formulas de los productos, que se escribeb a la derecha. •Para que una ecuación química se a correcta cuantitativamente, debe estar ajustada. Los coeficientes de una ecuación química ajustada indican el número relativo de moles (o de moléculas) de reactivos y productos en la reacción química correspondiente, Calculos estequiométricos Reactivo limitante Cálculos con Reactivos en disolución o en estado gaseoso n=V·M • En el caso de los gases se rela ciona el volumen de gas con los moles a traves de la ecuación general de los gases: P·V=n·R·T Rendimiento de las reacciones Reacciones consecutivas. Reacciones simultaneas 1 TEMA 1. La composición de la materia 1.- Hallar el nº de átomos de oxígeno que hay en: a) 1 l de agua. b) 200 g de ácido nítrico. c) 1 mg de óxido férrico. d) 32 g de gas oxígeno. R: a) 3,35x1025 b) 5,7x1024 c) 1,13x1019 d) 1,20x1024 2.- Sabiendo que una muestra de 2,00g de cierto elemento puro contiene 5,23x1022 átomos, calcula la masa atómica de dicho elemento. R: 23,02 uma 3.- Dadas las siguientes composiciones centesimales, hallar las fórmulas empíricas que representan: a) Si 46,74%, O 53,26%. b) H 2,13%, N 29,79%, O 68,09%. c) Ca 38,71%, P 20,00%, O 41,29%. R: a) SiO2 b) HNO2 c) Ca3(PO4)2 4.- ¿Cuantos moles de átomos de cobre hay en 3,05g de cobre? ¿Cuanto pesa en gramos un átomo de cobre? R: 0,048 moles y 1,05x10-22 g 5.- Hallar la masa en gramos de 1,69 moles de ácido fosfórico. R: 166 g 6.- ¿Cual es la composición porcentual, es decir que porcentaje posee de cada elemento, el bicarbonato sódico?. R: Na 27,36%, H 1,20%, C 14,30%, O 57,14% 7.- a) Calcular la fórmula empírica de un compuesto de C y H que contiene 83,6% de carbono y 16,4% de hidrógeno. b) Si la masa molecular del compuesto es 86,2 uma ¿Cual sería su fórmula molecular?. R: a) C3H7 b) C6H14 8.- Se ha encontrado que en la naturaleza las abundancias relativas de los diferentes átomos isotópicos del silicio son: 92,32% 28Si, 4,67% 29Si y 3,10% 30Si Calcular la masa promedio a partir de esta información y las masas atómicas que se indican a continuación: 28 Si(27,977), 29Si(28,976), 30Si(29,974) R: 28,111 uma 9.- El carbono natural consta de dos isótopos, 12C y 13C. ¿Cuales son las abundancias porcentuales de los dos isótopos en una muestra de C cuya masa promedio es 12,011112? R: 12C 98,89%, 13C 1,11% 10.- Una mezcla de 0,62 moles de metano e hidrógeno gaseoso tiene una masa de 6,84 g. a)¿Cuantos moles son de cada gas? b)¿Cuantos moles de átomos de H hay? R: a) 0,40 moles de metano y 0,22 moles de hidrógeno b) 2,04 moles de átomos de hidrógeno 11.- Una muestra de 3.87 mg de ácido ascórbico ( vit C) genera tras su combustión 5.80 mg de dióxido de carbono y 1.58 mg de agua. Si la vitamina C solo contine H, C y O, calcule: a) La composición porcentual de cada elemento b) Su fórmula empírica c) Si 0.27 moles de vitamina C equivalen a 53.49 g, calcule su fórmula molecular 12.- Una muestra de un compuesto que pesa 83.5 g contiene 33.4 g de azufre y el resto es oxígeno. Calcule su fórmula empírica. 13.- El ácido benzoico es un polvo blanco cristalino que se usa como conservante alimentario. Contiene 68.8 % C, 5% H y 26.2% O. Calcule: a) La fórmula empírica del ácido b) La fórmula molecular si su masa molar es de 122,118 umas 14.- La composición del acetaldehído es 9.2 %H, 54.5%C y 36.3% O. Si su masa molecular es de 44 umas, calcule su fórmula empírica y molecular. 15.- La alicina es el compuesto que proporciona el olor característico al ajo. Al realizar un análisis de este compuesto se encuentra que tiene 44.4% C, 6.21% H, 39.5% S y 9.86% O. Si su masa molar es de 162 umas, calcule su fórmula empírica y su fórmula molecular. Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Selección de Problemas de Química: Conceptos básicos 1. Cálculos básicos en química: Masas atómicas y moleculares. Átomos. Moléculas. Moles •1. Átomos . Moléculas. masas atómicas y moleculares. Moles . Número de Avogadro. 1.1. En 68 g de amoniaco. Calcular: a) moles de amoniaco; b) átomos de hidrógeno c) átomos en total; d) Moléculas de hidrógeno y nitrógeno que se pueden formar. [Solución: a) 4 moles; b) 12 NA; c ) 16 NA; d) 6 NA y 2 NA] 1.2. a) ¿Cuántos átomos de hierro, Fe, hay en 0,1 g de dicho metal? b) Calcula la masa, en gramos, de un átomo de hierro. Dato: masa atómica del hierro = 55,85 u. 1.3. Una gota de ácido sulfúrico ocupa un volumen de 0,025 mL. Si la densidad del mismo es -1 1,981 g·ml , calcula a) el número de moléculas de ácido sulfúrico que hay en la gota y b) el número de átomos de oxígeno presentes en la misma. c) ¿Cuánto pesa una molécula de ácido sulfúrico? [Solución: a) 3,0·1020 moléculas H2SO4 ; b) 1,2·1020 átomos O; c ) 1,6·10-22 g/molécula] 1.4. La hemoglobina de los glóbulos rojos de la mayoría de los mamíferos contiene aproximadamente 0,33% de hierro en peso. Si mediante técnicas físicas se obtiene un peso molecular de 68000, ¿cuántos átomos hierro hay en cada molécula de hemoglobina? [Solución: 4 átomos/molécula] 1.5. Calcule el número de átomos de H que hay en 0,350 mol de C6H1206. [Solución: 2,53·1024 átomos de H] 1.6. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en a) 0,25 mol de Ca(NO3)2 y b) 1,50 mol de carbonato de sodio? [Solución: a) 9,0·1023; b) 2,71·1024] 1.7. a) ¿Cuántas moléculas de ácido nítrico hay en 4,20 g de HNO3? b) ¿Cuántos átomos de O hay en esta muestra? 22 23 [Solución: a) 4,01·10 moléculas de HNO3; b) 1,20·10 átomos de O] 1.8. Responde razonadamente: a) Dónde hay más átomos de aluminio (calcula su número): En 350 gramos del sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, o en 0’75 moles de nitrato de aluminio, Al(NO3)3. [Solución: En 350 g de sulfato de aluminio donde hay 1,26 · 1024 átomos de Al] 22 *1.9 . Si disponemos de 5 g de aspirina (C8H9O4) y quitamos 1,2· 10 moléculas, cuantos moles de aspirina nos quedan. [Solución: 0,0097 moles de aspirina] 1.10. En 0,6 moles de dióxido de carbono, calcular: a) el número de g de dióxido de carbono; b) el nº de átomos de carbono y de oxígeno; c) el nº de moléculas de dióxido de carbono. [Solución: a) 26,4 g de CO2; b) 3,61·1023 átomos de C y 7,22·1023 átomos de O c) 3,61·1023 moléculas de CO2 ] 1.11. Determinar la masa molar aproximada de la hemoglobina sabiendo que contiene alrededor de un 0,3 % de hierro y que tiene un átomo de hierro por molécula. Dato: masa atómica del hierro=55,8 g/mol [Solución: 1,8·104 g·mol-1] • 2. Leyes ponderales de la combinación química: Conservación de la masa (Lavoisier), proporciones definidas (Proust). proporciones múltiples (Dalton). 2.1. En una experiencia se hacen reaccionar 2 g de hidrógeno con 8 g de oxígeno y se forman 9 g de agua. Explica razonadamente si se cumple la ley de conservación de la masa de Lavoisier. [Solución: Si y queda 1 g de hidrógeno sin reaccionar] L:\Z-OposiFyQ-2014\Z-Oposiciones-2014\Problemas 1 Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez 2.2. ¿Cuál será la masa de oxígeno necesaria para la combustión completa de 1,22 g de magnesio, sabiendo que al final de la reacción se obtienen 2,02 g de óxido de magnesio? ¿En qué ley se basa la respuesta? [Solución: 0,80 g de oxígeno. La ley de conservación de la masa de Lavoisier] 2.3. Tres gramos de carbono se combinan completamente con 8 g de oxígeno para formar dióxido de carbono. a) ¿Cuántos g de dióxido de carbono se formarán? ¿Qué ley has aplicado? Escribe su enunciado. b) Si se hacen reaccionar 4 g de carbono con 8 g de oxígeno ¿Cuántos g de dióxido de carbono se formarán? ¿Qué ley has aplicado? [Solución: a) 11 g de CO2. La ley de conservación de la masa; b) 11 g de CO2 y sobra 1 g de carbono. Ley de las proporciones definidas] 2.4. Si 14 g de nitrógeno se combinan con 3 g de hidrógeno para formar 17 g de amoníaco, a) ¿cuántos g de nitrógeno se combinarán con 9 g de hidrógeno? ¿Qué ley has aplicado? Escribe su enunciado. b) ¿Cuántos g de amoniaco se forman con los 9 g de hidrógeno anteriores? ¿Qué ley has aplicado? Escribe su enunciado. c) Si se hacen reaccionar 15 g de nitrógeno con 3 g de hidrógeno, ¿Cuántos g de amoniaco se forman? [Solución: a) 42 g de N2. La ley de las proporciones definidas; b) 51 g de NH3. La ley de conservación de la masa.] 2.5.. Al descomponer 100 g de óxido de calcio se obtienen 28’57 gramos de oxígeno y 71’43 gramos de calcio. Si hacemos otra descomposición y obtenemos al final 47’50 g de calcio, a) ¿con cuántos gramos de oxígeno estaba combinado? b) ¿De cuánto óxido de calcio habíamos partido? c) Explica las leyes de la combinación aplicadas. [Solución: a) 19,00 g de oxígeno; b) 66,50 g de óxido de calcio] 2.6. Un estudiante nos dice que si se hacen reaccionar 2 g de cloro con tres g de sodio se formas 5 g de cloruro de sodio, pues se cumple la ley de conservación de la masa. ¿Tiene razón el estudiante' ¿Cuántos g de cloruro de sodio se tienen que formar? [Solución: No se forman 3,30 g de NaCl y queda 1,70 g de Na sin reaccionar] 2.7. Se hacen reaccionar 24 g de carbono con 32 g de oxígeno. ¿Qué cantidad de dióxido de carbono de formara? ¿Qué leyes has aplicado? [Solución: a) 44 g de dióxido de carbono; b) Ley de las proporciones definidas de Proust y ley de conservación de la masa de Lavoisier] 2.8. Se hacen reaccionar 4 g de hidrógeno con 8 g de oxígeno para formar agua. a) ¿Qué reactivo sobra y en qué cantidad? b) ¿Cuál es el reactivo limitante. c) ¿Cuántos g de agua se forman? d) ¿Qué leyes has aplicado? [Solución: a) Reactivo en exceso el hidrogeno, sobra 3 g ; b) Reactivo limitante el oxígeno. Reacciona todo c) Se forman 9 g de agua; d) Lavoisier y Proust] 2.9. Se sabe que 8 g de azufre reaccionan exactamente con 12 g de oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre. a) ¿Cuántos g de oxigeno reaccionaran con 1 g de azufre y qué cantidad de de trióxido de azufre se obtendrá; b) si se descomponen 100 g de trióxido de azufre Cuántos g de azufre y de oxígenos e obtendrán? [Solución: a) 1,5 g de O2; 2,5 g de SO3; b) 40g de S; 60 g de O2] 2.10. Sabiendo que el amoníaco contiene el 82% de N y el 18% de H. a) ¿Cuánto amoníaco podremos obtener si disponemos de 12 g de nitrógeno y 12 g de hidrógeno? b) ¿Qué sustancia sobra y cuántos g de ella quedan sin reaccionar? c) ¿Qué leyes has aplicado? [Solución: a) 14,63 g de amoníaco; b) 9,37 g de hidrógeno sin reaccionar; c) Ley de las proporciones definidas y ley de conservación de la masa] • 3. Leyes volumétricas: Ley de los volúmenes de combinación (Ley de Gay Lussac) y ley de Avogadro 3.1. a) ¿Qué volumen de nitrógeno reaccionan con 12 l de hidrógeno y que volumen de amoniaco se forman, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura? b) ¿Qué ley has aplicado? [Solución: a) 4 l de N2 y 8 l de NH3; La ley de los volúmenes de combinación de Gay Lussac] 3.2. Sabemos que 1 litro de nitrógeno reacciona con 3 litros de hidrógeno para dar 2 litros de amoniaco. Si disponemos de 0,25 litros de nitrógeno y 3 litros de hidrógeno: a) ¿cuántos litros de amoniaco se formaran? b) ¿Qué ley has aplicado? [Solución: a) 0,50 l de amoniaco; b) La ley de los volúmenes de combinación de Gay Lussac ] 3.3. ¿Cuántas moléculas contienen 56 l de cualquier gas: a) en c.n; b) a 27ºC y 380 mm de Hg? c) En qué ley se basan los cálculos anteriores. [Solución: a) 1,505·1024 moléculas; b) 6,85·2023 moléculas; c) Ley de Avogadro y ecuación general de los gases] 3.4. ¿Qué volumen ocupan 5 moles de cualquier gas: a) en condiciones normales; b) a 27ºC y 380 mm de Hg? c) En qué ley se basan los cálculos anteriores. [Solución: a) 11,2 l; b) 246 l; c) Ley de Avogadro y ecuación general de los gases] 3.5. Si se queman en oxígeno 5 l de propano (medidos a 25ºC y 1 atm a) ¿Cuántos litros de dióxido de carbono se formarán y cuánto oxigeno habrá reaccionado a 25ºC y 1 atm)? b) ¿Cuánto oxígeno ha reaccionado? b) En qué ley se basan los cálculos anteriores. [Solución: a) 15 l de CO2 y 25 l de O2; b) La ley de los volúmenes de combinación de Gay Lussac ] • 4. Masa atómica media. Mezcla de isotopos. 4.2. Existen tres isótopos del silicio en la naturaleza: 28Si (92.23%), que tiene una masa de 27.97693 uma; 29Si (4.68%) que tiene una masa de 28.97649 uma; y 30Si (3.09%), que tiene una masa de 29.97377 uma. Calcule el peso atómico del silicio. [Solución: 28.09 uma] 4.3. El magnesio natural tiene las abundancias isotópicas siguientes: Calcule la masa atómica promedio del Mg. [Solución: 24,31 uma] 4.4. El antimonio natural está constituido por dos isótopos de masas 121,0 y 123,0. La masa atómica del antimonio es 121,8. Calcular el porcentaje de cada isótopo en el antimonio natural. [Solución: 60 % de Sb-121 y 40% de Sb-123] L:\Z-OposiFyQ-2014\Z-Oposiciones-2014\Problemas 2 Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez • 5. Composición centesimal. Formulas empíricas y moleculares. 5.1. Se dispone de tres sustancias para su uso como fertilizante por su aporte de nitrógeno a la tierra. Las sustancias de las que disponemos son nitrato de sodio (NaNO3), urea ((NH2)2CO) y nitrato de amonio (NH4NO3). Calcula cuál será el mejor fertilizante. [Solución: 46,67%] 5.2. El etilenglicol, la sustancia empleada en los anticongelantes para automóvil, se compone de 38.7% en masa de C, 9.7% en masa de H y 51.6% en masa de O. Su masa molar es de 62.1 g/mol. (a) Determine la fórmula empírica del etilenglicol. (b) Determine la fórmula molecular. [Solución: a) CH3O; b) C2H6O2] 5.3. Una muestra de 1,5 g de un compuesto orgánico formado por C, H y O se quema en exceso de oxígeno produciéndose 2,997 g de CO2 y 1,227 g de H2O. Si 0,438 g del compuesto, al vaporizarlo a 100°C y 750 mmHg, ocupan 155 mL, deducir: a) la formula empírica; b) la fórmula molecular de dicho compuesto; c) formular y nombrar posibles isómeros. [Solución: a) C2H4O ; b) C4H8O2; c) ácido butanoico; ácido 2- metil propanoico, propanoato de metilo; etanoato de etilo; metanoato de propilo; 2-hidroxibutanal] 5.4. Un compuesto orgánico contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se queman 20,15 g de compuesto se obtienen 28,60 g de dióxido de carbono y 17,55 g de agua. En estado gaseoso, a 200 ºC y 700 mm de Hg 5 L de compuesto pesan 8,1 g. a) Calcular la fórmula molecular del compuesto orgánico. [Solución: C2H6O2] 5.5. Calcula a) la fórmula empírica de un compuesto cuya composición centesimal es: C = 24,25%; H = 4,05% y Cl = 71,7%. Sabiendo que 3,1 g de dicho compuesto en estado gaseoso a 110°C y 744 mm Hg ocupan un volumen de 1 L, calcula b) la fórmula molecular. c) ¿Cuántos moles y moléculas del compuesto habrá en los 3,1 g?d) Escribir y formular posibles isómeros del mismo [Solución: a) CClH2; b) C2Cl2H4 ; c) 0,031 mol C2Cl2H4; d) 1,9·1023 moléculas; C2Cl2H4;e) 1,1-; 1,2-dicloro-etano] 5.6. Se sabe que los elementos presentes en la vitamina C son C, H y O. En una experiencia analítica se realizó la combustión de 2,0 g de vitamina C, en presencia de la cantidad necesaria de oxígeno, y se obtuvieron 3,0 g de CO2 y 0,816 g de H2O. a) Halla la fórmula empírica de la vitamina C. b) Aunque no se dispone del dato de la masa molar de la vitamina C, se sabe que su valor está comprendido entre 150 y 200 g/mol. Determina su fórmula molécula. [Solución: a) C3H4O3; b) C6H8O6] 5.7. Por combustión de 0,2345 g de un compuesto orgánico que sólo contiene C, H y O se obtienen 0,48 g de dióxido de carbono. Al quemar 0,5321g del mismo compuesto se obtienen 0,3341 g de agua. La densidad del compuesto orgánico en estado gaseoso, respecto de la densidad del nitrógeno, es de 3,07, en les mismas condiciones de presión y temperatura. Calculad a) la fórmula empírica y molecular del compuesto. b) Formular y nombrar posibles isómeros. [Solución: a) C2H3O; C4H6O2; b) Ácido butanodioico; Ácido metil-propanodioico] 5.8. El ácido cítrico está presente en limones y naranjas, así como en otras frutas. Se analiza 1 gramo de esta sustancia y se 22 obtienen los siguientes resultados: 0,583 gramos de oxígeno, 0,03125 moles de carbono y 2,508 · 10 átomos de hidrógeno. 22 Sabiendo que 6,02·10 moléculas tienen una masa de 19,2 gramos, calcula la fórmula molecular. Datos: Ar(C) = 12; Ar(O) = 16; Ar(H) = 1 [Solución: C6H8O7] L:\Z-OposiFyQ-2014\Z-Oposiciones-2014\Problemas 3 Formulación Química Inorgánica FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA INORGÁNICA 1.Compuestos Formulas y Nombres Ejemplos binarios 1.1 Óxidos: Nx Oy Na2O (Óxido de sodio) óxidos básicos (metálicos) Stock [óxido de metal (nºs PbO2 [Óxido de plomo (IV)] y óxidos ácidos (no romanos)] Cl2O7 (Heptaóxido de dicloro) metálicos) Sistemática: Prefijo numeral SO3 (Trióxido de azufre) 1.2 Peróxidos Mx O2 (peróxido de metal) K2O2 (Peróxido de potasio) Peróxido = óxido + oxígeno BaO2 (Peróxido de bario) 1.3 Hidruros metálicos. MHx Cu H2 (Hidruro de cobre (II) Stock [Hidruro de metal (nºs BiH3 [Hidruro de bismuto] romanos)] 1.4 Hidruros no metálicos: N Hx NH3 (Trihidruro de nitrógeno; amoniaco) 1.4.1. Hidruros volátiles. Sistemática: Prefijo numeral. CH4 (Tetrahidruro de carbono; metano) Nombres especiales 1.4.2 Ácidos hidrácidos HxN (---uro de hidrógeno) H2S (sulfuro de hidrógeno) (ácido (ácido --- hídrico) sulfhídrico) HCl (Cloruro de hidrógeno) (ácido clorhídrico) 1.5 Combinaciones MxNy Fe Cl3 [Cloruro de hierro (III)] binarias metal - no metal: Stock [ --uro de metal (nºs romanos)] Al2S3 [Sulfuro de aluminio] Sales binarias 1.6 Combinaciones NxN´y CCl4 (Tetracloruro de carbono) binarias entre no metales: Sistemática: Prefijo numeral. SF6 (Hexafluoruro de azufre) no metal - no metal. 2. Compuestos ternarios Formulas y Nombres Ejemplos 2.1. Hidróxidos. M(OH)x Cu (OH)2 [Hidróxido de cobre (II)] Stock: Hidróxido de metal ((nºs romanos Ca (OH)2 (Hidróxido de calcio) 2.2. Oxácidos. HxNOy HClO3 (ácido clorico) (Trioxo clorato (V) de Tradicional (ácido ---oso) (ácido –ico) hidrógeno. Sistemática (prefijo—oxo-ato (nº romano) H2SO3 (ácido sulfuroso) (Trioxo sulfato (IV) de hidrógeno) de hidrógeno 2.3. Sales neutras. Mx(NOy)z Ba(ClO3)2 (Clorato de bario) Oxosales Tradicional: –ato de metal (nº romano) [Trioxo clorato (V) de bario] Sistemática (prefijo—oxo-ato (nº romano) Pb (SO4)2 [Sulfato de plomo (IV)] de hidrógeno) [Tetraoxo sulfato (VI) de plomo (IV)] K2Cr2O7 [Heptaoxodicromato (VI) de potasio] 2.4. Sales ácidas. Mx(HNOy)z NaHCO3 [Hidrógenocarbonato de Hidrogeno-ato de metal (nº romano) sodio] [Hidrógeno-trioxo carbonato (IV) de sodio] 3. Iones: Especies cargadas - 2- 3.1 Aniones Especies cargadas negativamente Cl [ion cloruro]; S [ion sulfuro] 2- 2- Monoatómicos: ion --uro SO4 [Ion sulfato]; SO3 [Ion sulfito] - Poliatómicos: ion --ato o --ito MnO4 [Ion tetraoxomanganato (VII)] 2+ 3+ 3.2 Cationes Especies cargadas positivamente Cu [Ion cobre (II)]; Al [Ion aluminio] + NH4 [Ion amonio] Formulación Química Inorgánica COMBINACIONES BINARIAS. (1) Nombrar Formular 1 Na2O 1 Óxido de litio 2 HCl 2 Óxido de zinc 3 Li2O2 3 Tetracloruro de carbono 4 AgCl 4 Sulfuro de plomo(IV) 5 SF6 5 Amoniaco 6 Cu2O 6 Dióxido de plomo 7 SO3 7 Hidruro de magnesio 8 CH4 8 Disulfuro de carbono 9 KI 9 Ácido clorhídrico 10 PCl5 10 Bromuro de potasio 11 N2O5 11 Hidruro de potasio 12 SO2 12 Cloruro de hierro(III) 13 PH3 13 Ácido fluorhídrico 14 Fe2S3 14 Silano 15 H I 15 Cloruro de estaño(II) 16 BaO2 16 Trióxido de dioro 17 CO 17 Peróxido de calcio 18 H2S 18 Sulfuro de sodio 19 Ca2C 19 Tetracloruro de silicio 20 NH3 20 Cloruro de cobalto(III) 21 P2O3 21 Peróxido de sodio 22 CO2 22 Dihidruro de cobre 23 Ni4C3 23 Ácido fluorhídrico 24 NiI3 24 Sulfuro de carbono 25 AsH3 25 Óxido de calcio COMBINACIONES TERNARIAS. (1) Formular Nombrar 1 NaOH 1 Hidróxido de calcio 2 HNO3 2 Ácido sulfuroso 3 H2CO3 3 Ácido hipocloroso 4 K2 SO4 4 Nitrato de plata 5 AgNO2 5 Carbonato de litio 6 Al(OH)3 6 Ácido sulfúrico 7 HBrO2 7 Hidróxido de magnesio 8 Pb(OH)4 8 Clorato de potasio 9 FeSO4 9 Ácido nítrico 10 Co(NO3)2 10 Carbonato de amonio 11 H3PO4 11 Dicromato de potasio 12 Fe(OH)3 12 Hidróxido de bario 13 H2CrO4 13 Ácido fosfórico 14 KMnO4 14 Ácido perclórico 15 Cr(OH)3 15 Hidróxido de mercurio(I) 16 Ni(NO3)2 16 Ácido bórico 17 Sn(OH)2 17 Carbonato de plomo(IV) 18 CuSO4 18 Ácido dicrómico 19 (NH4)3PO4 19 Hidróxido de mercurio(II) 20 CaCO3 20 Ácido clórico 21 NaHCO3 21 Ácido carbónico 22 Fe(NO3)3 22 Hidrogenocarbonato de calcio 23 KH2PO4 23 Hidrogenofosfato de amonio 24 CuSO4. 5H2O 24 Ácido permangánico 25 LiHSO4 25 Hidróxido de oro(III) Formulación Química Inorgánica COMBINACIONES BINARIAS. (2) Formular Nombrar 1 Óxido de sodio. Monóxido de disodio 1 Li2O 2 Cloruro de hidrógeno. Ácido clorhídrico 2 ZnO 3 Peróxido de litio 3 CCl4 4 Cloruro de plata 4 PbS2 5 Hexafluoruro de azufre 5 NH3 6 Monóxido de dicobre 6 PbO2 7 Trióxido de azufre 7 MgH2 8 Metano 8 CS2 9 Yoduro de potasio 9 HCl 10 Pentacloruro de fósforo 10 K Br 11 Pentaóxido de dinitrógeno 11 KH 12 Dióxido de azufre 12 FeCl3 13 Fosfano 13 HF 14 Trisulfuro de dihierro. 14 SiH4 15 Yoduro de hidrógeno. Ácido yodhídrico 15 SnCl2 16 Peróxido de bario 16 Au2O3 17 Monóxido de carbono 17 CaO2 18 Sulfuro de hidrógeno. Ácido sulfhídrico 18 Na2S 19 Carburo de calcio 19 SiCl4 20 Amoniaco 20 CoCl3 21 Trióxido de difósforo. 21 Na2O2 22 Dióxido de carbono 22 CuH2 23 Tricarburo de tetraniquel 23 HF 24 Triyoduro de niquel. 24 CS2 25 Arsano 25 CaO COMBINACIONES TERNARIAS. (2) Formular Nombrar 1 Hidróxido de sodio 1 Ca(OH)2 2 Ácido nítrico 2 H2SO3 3 Ácido carbónico 3 HClO 4 Sulfato de potasio 4 AgNO3 5 Nitrito de plata 5 Li2CO3 6 Hidróxido de aluminio. Trihidróxido de aluminio 6 H2SO4 7 Äcido bromoso 7 Mg(OH)2 8 Hidróxido de plomo(IV). Tetrahidróxido de plomo 8 KClO3 9 Sulfato de hierro(II) 9 HNO3 10 Nitrato de cobalto(II) 10 (NH4)2CO3 11 Ácido fosfórico 11 K2Cr2O7 12 Hidróxido de hierro(III). Trihidróxido de hierro 12 Ba(OH)2 13 Ácido crómico 13 H3PO4 14 Permanganato de potasio 14 HClO4 15 Hidróxido de cromo(III). Trihidróxido de cromo 15 HgOH 16 Nitrato de niquel(II) 16 H3BO3 17 Hidróxido de estaño(II). Dihidróxido de estaño 17 Pb(CO3)2 18 Sulfato de cobre(II) 18 H2Cr2O7 19 Fosfato de amonio 19 Hg(OH)2 20 Carbonato de calcio 20 HClO3 21 Hidrogenocarbonato de sodio 21 H2CO3 22 Nitrato de hierro(III) 22 Ca(HCO3)2 23 Dihidrogenofosfato de potasio 23 (NH4)2HPO4 24 Sulfato de cobre(II) hidratado (pentahidratado) 24 HMnO4 25 Hidrogenosulfato de litio 25 Au(OH)3 NÚMEROS DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIÓDICA H He +1 Li Be B C N O F Ne ±1, ±2, ±3 +1 +2 ±3 +2, ±4 +4,+5 -1,-2 -1 Na Mg Al Si P S Cl Ar ±1 +1 +2 +3 +2, ±4 ±3,+5 ±2,+4,+6 +3,+5,+7 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr +2,+3 +2,+3 +2,+3 ±1 +1 +2 +3 +2,+3,+4 +4,+5 +6 +4,+6,+7 +2,+3 +2,+3 +2,+3 +1,+2 +2 +1,+3 +2,+4 ±3,+5 -2,+4,+6 +3,+5,+7 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe +2,+3 +2,+3 +2,+3 +4,+5 +4,+5,+6 +2,+3 ±1 +1 +2 +3 +3,+4 +4,+5 +4,+5,+6 +6,+7 +7,+8 +4,+5,+6 +2,+4 +1 +2 +1,+3 +2,+4 ±3,+5 ±2,+4,+6 +3,+5,+7 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn +2,+3 +2,+3 +2,+3 +4,+5,+6 +2,+3 +1 +2 +3 +3,+4 +3,+4,+5 +4,+5,+6 (+4,+6,+7) +7,+8 +4,+5,+6 +2,+4 +1,+3 +1,+2 +1,+3 +2,+4 +3,+5 ±2,+4,+6 ±1,+5 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo +1 +2 +3 +3,+4 NÚMEROS DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIÓDICA H He ±1 Li Be B C N O** F Ne ±1, ±2, ±3 +1 +2 ±3 +2, ±4 +4,+5 -1,-2 -1 Na Mg Al Si P S Cl Ar ±1 +1 +2 +3 +2, ±4 ±3,+5 ±2,+4,+6 +3,+5,+7 K Ca Cr* Mn* Fe Co Ni Cu Zn As Se Br Kr +2,+3 +2,+3 ±1 +1 +2 (+6) (+4,+6,+7) +2,+3 +2,+3 +2,+3 +1,+2 +2 ±3,+5 -2,+4,+6 +3,+5,+7 Rb Sr Ag Cd Sn Sb Te I Xe ±1 +1 +2 +1 +2 +2,+4 ±3,+5 ±2,+4,+6 +3,+5,+7 Cs Ba Pt Au Hg Pb Rn +1 +2 +2,+4 +1,+3 +1,+2 +2,+4 Fr Ra +1 +2 * Los números de oxidación que aparecen entre paréntesis son con los que actúan cuando forman compuestos ternarios, actuando como no metales. ** El oxígeno solo funciona con el número de oxidación -1 en los peróxidos. *** Los no metales, cuando se combinan con el hidrógeno, actúan con el número de oxidación negativo, igual que cuando forman sales binarias. Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Resumen de Estructura de la Materia. Estructura atómica Las partículas subatómicas Naturaleza dual de la luz. Espectros atómicos Modelos atómicos Numeros cuánticos. Orbitales y electrones Configuraciones electrónicas Diagrama de Möller Configuraciones electrónicas y configuraciones orbital 1 Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Resumen de Sistema Periódico. Ordenación periódica de los elementos La tabla periódica Configuración electrónica y periódicidad Variación periódica del tamaño del átomo Variación periodica de la energía de ionización y afinidad electrónica Tendencias periódicas de la electronegatividad y reactividad Comparación entre radios atómicos y iónicos Variación de la reactividad en la tabla periódica 1 Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Resumen de Uniones entre átomos. Enlaces químicos La naturaleza del enlace químico Enlace iónico. Redes iónicas. Eneregía reticular. Ciclo de Born Haber Propiedades de los compuestos iónicos Enlace metálico. Propiedades de los materiales metálicos Enlace iónicas. Redes Iónicas. NaCl Enlace metálico. Teoría de bandas 1 Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Resumen de Uniones entre átomos-2. Enlace covalente El enlace covalente Parámetros moleculares. Moléculas polares. Teoría de RPECV µ=q·d; µmolécula = ∑ µenlaces Fuerzas intermoleculares: Enlace de hidrógeno Este enlace de hidrógeno permite predecir las propiedades anómalas del agua, como sus elevados puntos de fusión y ebullición comparados con los del resto del grupo de los anfígenos. Sustancias moleculares. Solidos covalentes. Estructura química y Procesos biológicos industriales 1 Química I Grado de Farmacia.Universidad Alfonso X el Sabio UAX. Preparador: Paco Martínez Química I. Farmacia- UAX. Enlace Químico. Geometría de las moléculas 1 Estructura atómica. Preparador: Paco Martínez ¿Cómo resolver un problema de Estructura atómica? 1. Lee cuidadosamente el enunciado del problema extrayendo los datos relevantes. 2. Anota los datos que te dan y lo que te preguntan de forma esquemática y gráfica. -34 -1 3. Hay datos que debes deducir: constante de Planck, h=6,63·10 J·s; velocidad de la luz c=3·108 m·s 4. Para problemas donde hay que escribir la configuración electrónica: ZA X ; Como A= Z+N → N=A-Z El número de electrones que hay que colocar, en átomos neutros, es igual al número atómico. Colocar los electrones en los orbitales según el orden indicado en el diagrama de Moeller. En cada orbital caen como máximo dos electrones (Principio de exclusión de Pauli). - - - - orbitales s (2 e ); orbitales p (6 e ); orbitales d (10 e ); orbitales f (14 e ) En los orbitales de la misma energía, colocar los electrones desapareados siempre que sea posible (Principio de máxima multiplicidad de Hund) 5. Para deducir si la configuración electrónica corresponde a un estado fundamental o a un estado excitado: Si los electrones están colocados según el diagrama de Moeller, la configuración corresponde al estado fundamental. En caso contrario corresponde a un estado excitado. 6. Para deducir el grupo y el periodo a partir de la configuración electrónica: El periodo es el número cuántico principal n más elevado. El grupo se obtiene del número de electrones que hay en el último nivel que se llena. 1 2 * Si la configuración acaba en ns o ns : grupo 1 y grupo 2, respectivamente. 1 1 2 6 * Si la configuración acaba entre ns np y ns np : grupo 13 a grupo 18, respectivamente. * Si la configuración acaba en orbitales d: se suman los electrones de los últimos orbitales (n-1) d y n s. El elemento es un metal de transición. * Si la configuración acaba en orbitales f: no se indica el grupo el elemento es un lantánido (4f) o un actínido (5f) 7.Para problemas sobre propiedades periódicas Para comparar el valor de las propiedades de los elementos puede utilizarse la configuración electrónica. Se observan los procesos que tienden a conferir configuraciones electrónicas más estables a cada elemento. Así se puede establecer un orden relativo del valor de las propiedades. Las variaciones de las propiedades periódicas a lo largo de la tabla periódica pueden obtenerse a partir de la gráfica de la derecha: 8. Para problemas de energía de transiciones electrónicas La energía de un fotón puede expresarse en función de su frecuencia, su periodo o su longitud de onda: -34 -1 1 1 1 (n >n ; R =1,097·107 m−1) E h· h· ; h c · c (h=6,63·10 J·s; c=3·108 m·s ). La ecuación de Rydberg: k RH · 2 2 1 H T 2 n1 n2 -Atomo de Böhr: Radios permitidos de las órbitas: r = a0·n2 (a0=0,529 Ǻ=5,29·10-11 m; n=1,2,3,…) -18 - Energías de las órbitas: E b · 1 (b0=13,6 eV=2,18·10 J) 0 n2 * Comprobar las unidades y la coherencia del resultado. * Sustituye cada magnitud por el dato del problema, solo al final del mismo. Comprueba que las unidades utilizadas se encuentran en el sistema Internacional. * Realiza la interpretación química y la coherencia de la magnitud del resultado escrito y recuadrado con sus unidades de medida. ¡No falles! La resolución de un problema debe ser el resultado de la correcta interpretación del mismo y de la aplicación de unos razonamientos y conceptos que debes explicar por escrito. Las ecuaciones (formulas adecuadas) y los cálculos matemáticos vienen después. Debes explicar lo que haces y porque lo haces, el curso de los razonamientos y breves comentarios en cada paso. Después de leer atentamente el problema haz un esquema del mismo y realiza gráficos y tablas cuándo sea posible. -10 -19 Se debe de recordar la equivalencia entre unidades: 1 Å= 10 m = 10 nm; 1eV=1,602·10 J El número de electrones de un átomo excitado es el mismo que el del átomo en el estado fundamental (igual a Z). La cantidad de electrones cambia al convertirse el átomo en un ión. (Un catión, positivo, ha perdido electrones, un anión, negativo ha ganado electrones) Para pasar del estado fundamental a un estado excitado se absorbe energía (espectro de absorción), para volver al estado fundamental se desprende energía (espectro de emisión). Los números cuánticos: electrón =(n,l,m,s) n= número cuántico principal (n=1,2,3,4..) l= número cuántico secundario (l=0,1,2,3 …n-1) orbitales s (l=0); p (l=1); d (l=2), f (l=3) m= número cuántico magnético (m= -l, … 0, …+l) s= número cuántico de espín (s= +1/2 y -1/2) Química de 2º IES Alonso Quesada ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA (I)-SISTEMA PERIÓDICO I. ESTRUCTURA ATÓMICA 1. El átomo de yodo tiene 53 electrones y su número másico es 127. ¿Cuántos protones y neutrones tiene el ion - yoduro, I ¿ ¿Cuál es su número atómico? 2. ¿El ión potasio tiene 18 electrones y 20 neutrones. ¿Cuál es su número de protones? ¿Cuál es su número atómico y su número másico? 3. Expón algunas analogías y diferencias entre los modelos atómicos de Rutherford y Bohr. ¿Qué logra explicar cada uno? ¿Cuáles son sus limitaciones? ¿Hay alguna idea de dichos modelos que sea válida en la actualidad? ¿Qué aspectos de los mismos no son validos en la actualidad? ¡En que consiste el modelo atómico actual? 4. Un electrón excitado de un átomo de hidrógeno vuelve a un estado fundamental y emite radiación electromagnética -9 de 180 nm (1nm=10 m). Calcular: a) la frecuencia de la radiación; b) la diferencia de energía entre los dos niveles. -34 8 [Datos: h=6,63·10 J·s; c=3·10 m/s] 5. Indica los números cuánticos que caracterizan a un electrón y su significado. Escribe los cuatro números cuánticos correspondientes a cada uno de los electrones 2p del átomo de N. 6. Se dispone de los elementos A, B y C, de números atómicos, 11, 17 y 18, respectivamente. a) Escribe la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Propón una posible combinación de números cuánticos para el electrón diferencial de cada uno de los elementos dados. 7. Indica los números cuánticos que caracterizan a un electrón y su significado. Escribe los cuatro números cuánticos correspondientes a cada uno de los electrones 2p del átomo de N. 8. Escribe las configuraciones electrónicas en el estado fundamental (o de mínima energía) de nitrógeno, cromo, hierro y ion hierro (II). 9. Se dispone de los elementos A, B y C, de números atómicos, 11, 17 y 18, respectivamente. a) Escribe la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Propón una posible combinación de números cuánticos para el electrón diferencial de cada uno de los elementos dados. 10. Indica de forma razonada para el orbital 3s de un átomo dado: a) El valor de los números cuánticos n, l y ml de los electrones situados en dicho orbital. b) Por qué en este orbital no puede haber más de dos electrones. II. SISTEMA PERIÓDICO 1. Se dispone de diversa información acerca de tres elementos A, B y C. El primero de ellos se encuentra en el 5º período del grupo II de los elementos representativos. El elemento B presenta la configuración electrónica del gas noble del tercer período cuando se encuentra en forma de anión divalente. El elemento C tiene de número atómico 49. a) Escribe las configuraciones electrónicas de los tres elementos en su estado fundamental. b) Indica cuál de ellos tiene mayor carácter metálico y ordénalos en orden creciente a su primera energía de ionización. c) ¿Cuál tiene mayor radio atómico? + 2+ 2. Escribe las configuraciones electrónicas para las especies: He, Li , Be . Si arrancamos un electrón a cada una de las especies citadas, ¿la energía para realizar el proceso será la misma? 3. Asigna los siguientes valores de las energías de ionización, dadas en electrón-voltios: 5,14 6,00 7,64 8,15 10,3 11,0 13,01 15,80 a los siguientes elementos: Li, Be, B, C, N, O, F y Ne. Justifica la respuesta. ¿Cuál de ellos tendrá el menor radio atómico? + 2+ 4. Escribe las configuraciones electrónicas para las especies: He, Li , Be . Si arrancamos un electrón a cada una de las especies citadas, ¿la energía para realizar el proceso será la misma? 5. Ordena en orden de a) electronegatividad decreciente, b) radio creciente los siguientes átomos: Mg,B,C,F,O,N y Na. ENLACE QUÍMICO 1. Indica para las siguientes moléculas: N2, NO, CO2, SO2, y CCl4: a) En cuáles de ellas los enlaces son sencillos, en cuáles dobles y en cuáles triples. b) Si existe alguna con número impar de electrones. 2. Para las moléculas de BCl3 y H2O, indica: a) La geometría de cada una utilizando el modelo RPECV. b) El tipo de hibridación del átomo central. c) La polaridad de las mismas. 3. Representa las moléculas de trihidruro de fósforo, fluoruro de berilio y y tetracloruro de carbono utilizando los diagramas de puntos o estructuras de Lewis. Utiliza el modelo RPECV para predecir la geometría de las especies dadas. 4. Indica para las siguientes moléculas: N2, NO, CO2, SO2, y CCl4: a) En cuáles de ellas los enlaces son sencillos, en cuáles dobles y en cuáles triples. b) Si existe alguna con número impar de electrones. 5. Explica razonadamente, desde el punto de vista del tipo de enlace, por qué: a) El NaCl tiene mayor punto de fusión que el ICl.; b) El H2O tiene mayor punto de ebullición que el H2S. c) La conductividad del Na disminuye con la temperatura. 6 Contesta razonadamente: a) Los enlaces flúor-boro y nitrógeno-flúor, ¿son polares o no polares? b) Las moléculas BF3 y NF3, ¿son polares o no polares? 7. Dados los elementos A, B, C y D de números atómicos 9, 11, 17 y 20, respectivamente, contesta razonadamente: a) El tipo de enlace que se dará en A-A, A-B y C-D. b) La estequiometría que presentarán los tres compuestos señalados en el apartado anterior (Formula más probable). c) La estructura de Lewis del electrón – punto de cada uno. d) Si serán o no solubles en agua. Química de 2º IES Alonso Quesada CUESTIONES Y PROBLEMAS DE ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA (II) ESTRUCTURA ATÓMICA 1. Thomson y Rutherford estudiaron experimentos parecidos de bombardeo de láminas metálicas con partículas x. ¿Por qué crees que llegaron a teorías diferentes? 2. Explica la diferencia entre un espectro de absorción y uno de emisión. ¿Cómo se estudian unos y otros? 3. Según el modelo de Bohr, ¿dónde se desprende más energía, en un tránsito desde la segunda órbita a la primera o desde la cuarta órbita a la segunda? 4. También según el modelo de Bohr, ¿qué distancia es mayor, la que separa la primera órbita de la tercera o la que separa a la tercera de la cuarta? 5. ¿Por qué sólo podemos ver las ondas electromagnéticas con una longitud de onda entre unos 400 y unos 700 nm? ¿Ocurre lo mismo con todos los seres vivos? Calcula a qué energías corresponden nuestros límites de visión. 6. Explica la diferencia entre órbita y orbital. 7. ¿Qué valor tendría que tener la constante de Planck para afectar a nuestra vida cotidiana? Razona la respuesta a partir de la masa de una persona y de la velocidad a que nos movemos habitualmente. 8. El electrón de un átomo de hidrógeno se ha excitado hasta su nivel energético n = 2. Otro electrón de otro átomo de hidrógeno se ha excitado hasta el nivel n = 4. Si cada electrón vuelve a su nivel fundamental, razona brevemente, ¿cuál emitirá una radiación electromagnética de mayor energía, cuál de mayor frecuencia y cuál de mayor longitud de onda? 9. Representa en un diagrama de energías los niveles de energía (cualitativamente) del átomo de hidrógeno. ¿Por qué las frecuencias de las líneas espectrales obtenidas por transiciones entre niveles de energía consecutivos no tienen todas ellas el mismo valor? 48. ¿Qué significado se puede dar al momento magnético de spin? ¿Existe alguna prueba de su existencia? ¿Es una propiedad exclusiva del electrón? 10. Un electrón en un determinado orbital atómico, para los números cuánticos m y s, tiene los siguientes valores: m = +2; s = +1 /2. ¿Qué valor o valores pueden tomar los otros dos números cuánticos n y l? 11. Compara un electrón situado en un orbital 4f con otro situado en un orbital 5s. ¿Cuál posee mayor energía? ¿Cuál está más lejos del núcleo? 12. ¿Cómo se debe entender que electrones con números cuánticos diferentes tengan la misma energía en algunos casos? Propón un ejemplo. 13. Dados los siguientes subniveles, indica para cada uno de ellos los valores de los números cuánticos principal y secundario, así como los valores posibles del número cuántico magnético: a) 4p; b) 3d; c) 5f, d) 2p; e) 8s. 14. En un átomo de hidrógeno el electrón está en la órbita n = 1, y en otro átomo en la órbita n = 3. Razona con ayuda del modelo de Bohr: a) ¿cuál de los dos electrones se mueve más rápidamente en su órbita?; b) ¿cuál será la órbita con un radio mayor?; c) ¿cuál de los dos electrones posee menor energía?; d) ¿qué átomo tiene mayor potencial de ionización? 15. Explica razonadamente los valores que puede tomar m (el número cuántico magnético) para los orbitales 3d y 4p. Indica cuántos orbitales hay para cada uno de estos tipos y el número máximo de electrones que pueden contener. 16. Indica cuál o cuáles de las siguientes frases son ciertas: a) Según Bohr, la fuerza que mantiene al electrón en su órbita es debida sólo ala atracción gravitatoria entre dicha partícula y el núcleo; b) se consume la misma energía para arrancar el electrón del átomo de hidrógeno si éste se encuentra en el orbital ls que si se encuentra en el orbital 2p. Explica por qué es verdadera o falsa cada frase del apartado anterior. Reescribe correctamente aquellas que sean falsas. (Comunidad Valenciana, LOGSE, 1996.) 17. a) Establece cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón en un átomo: Serie n l m s b) Indica en qué tipo de orbital estarían situados los que I 0 0 0 + 1/2 son posibles. (Madrid, LOGSE, 1996.) II 1 1 0 + 1/2 III 1 0 0 + 1/2 IV 2 1 -2 + 1/2 V 2 1 -1 + 1/2 18. Indica los posibles valores de los tres primeros números cuánticos correspondientes a las orbitales 2p y 4d. (Zaragoza, 1994.) 19. Señala las insuficiencias del modelo atómico de Bohr. Teoría de Bohr-Sommerfeld. 20. Establece las aportaciones de Sommerfeld y Zeeman en cuanto a la estructura atómica. 21. Justifica si es posible o no que existan en un átomo electrones con los siguientes números cuánticos: a) (2, -1, 1, 1 /2); (3, 1, 2, 1 /2); b) (2, 1, -1, 1 /2); (1, 1, 0, -1 /2). (La Laguna, 1994.) 22. Describe de forma concisa las contribuciones al desarrollo de la teoría cuántica moderna debidas a: N. Bohr, L. de Broglie y E. Schródinger. Química de 2º IES Alonso Quesada CUESTIONES Y PROBLEMAS DE ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA (III) SISTEMA PERIÓDICO 1. ¿Cuál es el elemento más abundante del universo? 2. ¿Cuál es el elemento más abundante de la Tierra? ¿Y el compuesto? 3. ¿Puedes fechar el descubrimiento de los primeros 20 elementos de la tabla? 4. Haz una lista de los elementos que te resulten familiares por su presencia o por sus aplicaciones cotidianas. 5. Busca y anota dónde se pueden encontrar en abundancia, aquí en la Tierra, los siguientes elementos: hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, carbono, hierro, cloro, helio, cobre, oro y azufre. 6. Busca el significado u origen del nombre de los elementos normales de la tabla periódica. 7. ¿Qué elementos tienen su nombre dedicado a científicos? 8. ¿Qué elementos de la tabla periódica son de origen artificial? 9. ¿Qué elementos de la tabla periódica pueden considerarse líquidos a temperatura ambiente? 10. ¿Qué elementos son gases a temperatura ambiente? Escribe la fórmula de sus moléculas. 11. ¿Por qué el número de elementos de la tabla periódica no crece indefinidamente? 12. ¿A qué periodo pertenece un elemento que posee la configuración 1s1 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d4? Razona si se trata de un metal, de un elemento de transición o de un elemento de transición interna. 13. Indica la configuración electrónica, el periodo, el grupo y las valencias de los elementos correspondientes a Z = 31 y a Z = 50. 14. Ordena de mayor a menor potencial de ionización los siguientes elementos: Na, Al, Zn, K, Ga, N, S,P y O. 15. Explica por qué el hierro (Z= 26) tiene un radio atómico más pequeño que el escandio (Z= 21), aunque tiene más protones, más neutrones y más electrones. +, 2+, - 2- 16. K Ca CI , S y Ar tienen el mismo número de electrones. Ordénalos según su radio atómico de mayor a menor. 17. Ordena en orden de electronegatividad decreciente los siguientes átomos: Mg, B, C, F, O, N y Na. 18. Dados A: ion cloruro, B: ion sodio, y C: neón; a) escribe su configuración electrónica en esquema de celdas y flechas para la capa de valencia; b) justifica cuál tendrá un radio mayor; c) razona a cuál de ellos será más fácil arrancarle un electrón. Datos: ZCl = 17; ZNa = 11; ZNe = 10. 19Enuncia el principio de exclusión de Pauli. ¿Cuál es el número máximo de electrones que puede haber en los orbitales 3d? ¿Y en los 5p? Razona la respuesta. ENLACE QUÍMICO 1. ¿Qué es enlace químico? ¿Qué tipos de enlaces conoces? ¿Entre qué elementos de la tabla periódica se produce cada uno de estos enlaces? Cita tres sustancias con cada uno de los tres tipos principales de enlace que conoces. 2. ¿Qué es la regla de Lewis? ¿Por qué se llama también regla del octeto? ¿En qué época fue enunciada? 3. ¿Es cierta la siguiente afirmación: «Sólo los compuestos pueden tener enlace iónico»? 4. Escribe los iones que pueden formar los elementos: Li, Cs, Ag, Zn, Cu, Ti, F, O, As, N, I, Se, Te. 5. Escribe las estructuras de Lewis para los átomos neutros y para los iones del ejercicio anterior. 6. ¿Por qué los compuestos iónicos no pueden conducir la corriente eléctrica si no están fundidos o en disolución? ¿Qué ocurre cuando se funden? ¿Y cuando se disuelven? 7. ¿Qué es una malla cristalina? ¿Qué tipos de mallas conoces según sus enlaces? ¿Y según su geometría? 8. ¿En qué se basa la teoría de la repulsión de pares de electrones para dilucidar la forma de las moléculas? 9. ¿Qué es un enlace polar? ¿Y un enlace covalente dativo? ¿Puede un enlace ser polar y dativo a la vez? 10. ¿Puede una molécula ser apolar a pesar de tener enlaces polares? ¿Por qué? Pon dos ejemplo 11. Representa las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: a) CF4; b) PCI5; c) PCl3; d) Br2. ¿Qué geometría asignarías a las moléculas CF4 y PCI3? 12. Explica, en función del enlace químico correspondiente, las diferencias de conductividad eléctrica y de reactividad química al paso de corriente entre el sodio 13. Clasifica en sustancias fónicas o covalentes: agua, cloruro sódico, acetileno, cloro, fluoruro de cesio, óxido de magnesio, óxido de calcio y cloruro cálcico. 14. Di cuáles de las siguientes moléculas tendrán momento dipolar e indica su sentido (supón que el sentido del momento di polar va desde el extremo positivo hacia el negativo): a) cloro; b) ácido fluorhídrico; c) agua; d) trifluoruro de boro; e) tetracloruro de carbono. 15. ¿Cuál es la configuración electrónica del carbono? ¿Qué números cuánticos podrían corresponder a cada uno de sus electrones p? Dibuja la molécula de metano. ¿Cómo explicas la geometría en relación con la configuración electrónica del carbono? 16 La molécula de agua es polar, la de dióxido de carbono no. Razónalo según su geometría molecular. 17. Indica, de acuerdo con la teoría de la hibridación de orbitales, la geometría de las moléculas Química de 2º IES Alonso Quesada Estructura atómica. 1. Estructura atómica 1.1. Calcular la longitud de onda en nm de la cuarta línea del espectro de emisión de la serie de Brackett para el hidrógeno. Deducir la región del espectro electromagnético a la que corresponde dicha transición y calcula la energía correspondiente de la misma en ev. [Solución: 1.945 nm; IR; 0,638 eV] 1.2. Calcular la longitud de onda de la primera raya del espectro de las series de Lyman, Balmer y Paschen del átomo de hidrógeno. Deduce la región del espectro de cada transición. [Solución: 121,6 nm; 656,4 nm] 1.3. Calcula la frecuencia y la longitud de onda de la radiación emitida por un electrón del átomo de hidrógeno, que pasa del estado excitado cuya energía es de -3,4 eV al estado fundamental de energía -13,6 eV. Deduce de qué serie espectroscópica se trata y entre qué dos niveles energéticos tiene lugar la transición y la región del espectro a la que pertenece. 15 -1 [ Solución: 2,47·10 s ; 121,6 nm; Primera línea de la serie de Lyman. Del nivel 2 al 1. En el UV] 1.4. Calcula para el átomo de hidrógeno: a) el valor del radio de la primera órbita; b) La energía del electrón que se mueve en esa primera órbita; c) el valor de la constante de Rydberg; d) el valor de la velocidad de un electrón que se moviera en el segundo nivel energético del átomo de hidrógeno; e) La longitud de onda del fotón emitido cuando el electrón pasa del sexto al segundo nivel energético. [Solución: a) 5,292·10-11 m= 0,529 Å; b) -2,177·10-18 J=13,6 eV; c) RH=1,097·107 m-1; d) v=1,093·106 m·s-1; e) 410,3 nm] 1.5. Calcúlese para la serie de Balmer del átomo de hidrógeno, la longitud de onda correspondiente a la primera línea y al límite de la serie. [Solución: a) 656,6 nm; b) 364,7 nm] 1.6. Al incidir una radiación UV de longitud de onda 36 nm sobre plata metálica, se produce una emisión de electrones. Sabiendo que la frecuencia umbral es de 1,135·105 s- 1, calcular la velocidad con qué son emitidos los electrones. [Solución: 3,24·106 m·s-1] 1.7. Para sacar una radiografía, se requiere un chorro de electrones entre el cátodo y el anticátodo de un tubo de rayos X, equivalente a una corriente de 50 mA, durante dos segundos, estando estos a un potencial de 62.000 V. Si únicamente el 1 % de los e- producen rayos X y la energía del resto se disipa en energía térmica, determinar la elevación de temperatura del anticátodo de Wolframio de masa 0,2 kg y de calor específico 132,2 J/kg·K. No se produce cambio de estado o en el anticátodo. Justifica la necesidad de refrigerar. [Solución: ΔT= 232,1 K] 1.8. Un electrón se encuentra en un orbital 3d. a) ¿Cuáles son los valores posibles de los números cuánticos: n, l y m? b) Deduce 7 los cuatro números cuánticos del último electrón o electrón diferenciador de configuración 3d . 2.Sistema periódico 2.1. Sean siete elementos que llamaremos A, B, C, D, E, F y G tienen los siguientes números atómicos: 2, 11, 25, 8, 18, 56, 58 respectivamente. a) Clasificar dichos elementos como representativos, del bloque s, del bloque p, de transición, de transición interna y gases nobles. b) Indique en qué grupo y en qué periodo se empiezan a ocupar los niveles 3d. c) Delos elementos señalados, ¿cuáles son metales? d) ¿Cuál de los elementos será el de mayor o el de menor electronegatividad? e) El de mayor o menor radio atómico. f) El de mayor o menor potencial de ionización. 2.2. Dados los elementos A, B y C de números atómicos 19, 33 y 35 respectivamente. a) Establecer la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Indicar su situación en el sistema periódico e identificarlos. c) Comparar tres propiedades periódicas de los elementos. d) Indica razonadamente el de mayor y menor: radio atómico, electronegatividad, energía de ionización. e) Justifica el tipo de enlace y la formula más probable que se produce al unirse: A con B; A con C; B con C y C con C. 3. Enlace químico 3.1. Calcular la entalpía de red (energía reticular) del cloruro de potasio ΔHu (KCl) sabiendo que su entalpía de formación ΔH f (KCl)s vale -437 KJ/mol, la entalpía de disociación del cloro gaseoso ΔHf (Cl2)s es 244 KJ/mol, la entalpía de ionización del potasio ΔHI (K)g es 418 KJ/mol, la entalpía de sublimación del potasio ΔH S (K) es 81,86 KJ/mol y la afinidad electrónica del cloro ΔH AE (Cl)g es - 349 KJ/mol. [Solución: 717 KJ/mol] 3.2. Calcular aplicando el ciclo de Born Haber la afinidad electrónica de cloro conociendo los siguientes valores energéticos: Energía de sublimación del sodio =78 KJ/mol; Energía de ionización del sodio = 402 KJ/mol; Energía de disociación del Cl2= 160 KJ/mol; Energía reticular = -760 KJ/mol Entalpía de formación del [NaCl(s)] = -552 KJ/mol. [Solución: - 352 KJ/mol] -30 3.3. El momento dipolar y la distancia internuclear correspondiente a la molécula de HBr son respectivamente 2,64·10 C·m y 0,141 nm. Calcular el porcentaje de carácter iónico correspondiente a esta molécula. [Solución: 12 %] 3.4. El momento dipolar experimental y la distancia internuclear de la molécula de cloruro de potasio gaseosa son respectivamente 10 D (Debyes) y 2,67·10-7 m. Calcúlese el porcentaje de carácter iónico de esta molécula. -30 (1 D=3,33·10 C.m) [Solución: 78,13 %] 3.5. Predecir la forma de las siguientes moléculas aplicando la teoría de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia. Indica la hibridación del átomo central: BeCl2; SnCl2; H2O; SCl2; XeF2, CO2; BF3; NH3; ClF3; CCl4; SF4; PCl5; BrF5; SF6; XeF6; IF7; CH4; C2H4; C2H2. 3.6. Escribir la configuración electrónica de las siguientes moléculas aplicando la teoría de los orbitales moleculares y de acuerdo con ella predecir el orden de enlace y el diamagnetismo o paramagnetismo de las mismas: H2; He2; Be2; B2; N2; O2; F2; Ne2; HF. 3.7. Suponga que el oxígeno biatómico puede ganar o perder 2 o más electrones. Con esto, aplicando la teoría de orbitales + - 2+ 2- moleculares ordene las moléculas de mayor a menor longitud de enlace: O 2; O2 ; O2 ; O2 ; O2 y deduce el carácter magnético de las mismas. 3.8. De acuerdo con los diagramas de orbitales moleculares, indíquese el orden de estabilidad de los siguientes iones y moléculas: - + + + O2 ; NO; Be2 ; NO ; CN y el carácter magnético de las mismas. 3.9. Establecer el diagrama de orbitales moleculares para las moléculas de oxígeno y nitrógeno. Deducir el orden de enlace y el carácter magnético de las mismas. Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Propuesta de problemas de Sistema periódico por Criterios e indicadores de evaluación Criterio de evaluación: “Interpretar la tabla periódica actual y resolver problemas de localización de elementos según su número atómico. Conocer como varia el radio atómico y relacionarlo con el iónico. Comprender el concepto de energía de ionización y resolver problemas y cuestiones sobre la misma. Interpretar la afinidad electrónica y relacionar este concepto con la obtención de un anión. Resolver cuestiones relacionadas con la electronegatividad.” Indicador de evaluación 1: " Interpreta la tabla periódica actual y resuelve problemas de localización de elementos según su número atómico” 1.1. ¿A qué periodo y grupo pertenece cada uno de los siguientes elementos? ¿Cuáles son metales y cuáles no? Elementos: ZA = 56; ZB = 11; ZC = 35; y ZD = 54. 1.2. Sin hacer uso de la tabla periódica indica a qué grupo y periodo pertenecen los átomos de números atómicos: a) 7; b) 9; c) 22; d) 33. Identifícalos. 1.3. Basándote en las configuraciones electrónicas, justifica la diferente extensión de los siete períodos del sistema periódico. 1.4. En muchas tablas periódicas aparecen el lantano y el actinio en el grupo 3 (antiguo IIIB). ¿Es correcto? Razona la respuesta. 1.5. Dos elementos A y B poseen una capa de valencia de configuración 3s23p3. y 5s2 respectivamente Sin consultar la tabla periódica, indica de qué elementos se trata y a qué grupo y periodo pertenecen. Indicador de evaluación 2: "Conoce como varia el radio atómico y lo relaciona con el iónico" 2.1. a) Indica el orden de disminución de los radios atómicos para selenio, bromo y kripton. 2+ − + 2− b) Predice el orden para los siguientes iones: Mg , F , Na y O . 2.2. Indica la configuración electrónica de los siguientes elementos: flúor (Z = 9), Oxígeno (Z=8), cloro (Z = 17), potasio (Z = 19), calcio (Z=20) y sodio (Z = 11). Ordénalos de forma creciente, justificando tu respuesta, según su: radio atómico; primera energía de ionización; electronegatividad. 2.3. ¿Cómo serán los tamaños del protón, H+, y del ion hidruro, H-, en comparación con el del átomo de hidrógeno? Razona tu respuesta. - + 2+ 2- 2.4. Explica qué tienen en común en su estructura electrónica las especies químicas Ar, Cl , K , Ca y S . Ordena las anteriores especies por orden creciente de radio. Justifica las respuestas. 2.5. Dados los siguientes elementos: F, P, Cl y Na: a) Indica su posición (período y grupo) en el sistema periódico. b) Determina sus números atómicos y escribe sus configuraciones electrónicas. c) Ordena, razonadamente, los elementos de menor a mayor radio atómico. 2.6. Para cada uno de los siguientes pares indica la especie de mayor radio. a) Calcio e ion calcio. b) Ion calcio e ion bromuro. c) Bromo e ion bromuro. Indicador de evaluación 3: "Comprende el concepto de energía de ionización y resuelve problemas y cuestiones sobre la misma” 3-1. Discute la veracidad de la siguiente afirmación: “La energía de ionización total del berilio es igual que la del litio, ya que ambos iones 2+ + estables (Be y Li ) poseen el mismo número de electrones”. 3.2. Ordena según mayor a menor energía de ionización los siguientes elementos: Te, O, S y Se. + 3.3. El Li es isoelectrónico con el He. ¿Significa esto que sus energías de ionización son iguales? Razona la respuesta. 3.4. El cesio es un metal alcalino de muy baja energía de ionización. ¿Tiene esto algo que ver con su uso en células fotoeléctricas? Calcula la frecuencia de la radiación necesaria para ionizar el cesio, sabiendo que su primer potencial de ionización es de 3,1 eV. b) Cuál será la longitud de onda en nm de la ionización del cesio y a qué zona del espectro pertenece. -19 -34 -19 14 Datos. 1eV = 1,6 · 10 J; h = 6,626 · 10 J s [Soluc: 5,0·10 J; 7,5·10 Hz; 400 nm. Luz visible] 3.5. Las tres primeras energías de ionización de un elemento químico son 738, 1450 y 7730 kJ mol-1. Sabiendo que se trata de un elemento perteneciente al tercer período del sistema periódico, indica razonadamente: a) a qué grupo pertenece y su configuración electrónica. b) qué tipo de enlace formará con los elementos del grupo de los halógenos. 3.6. Las energías de ionización sucesivas para el berilio (Z = 4), dadas en eV, son: EI 1 = 9,3; EI2 = 18,2, EI3 = 153,4, etc. a) Define la primera energía de ionización y representa el proceso mediante la ecuación química correspondiente, expresando las energías en kJ -1 mol . b) Justifica el valor tan alto de la tercera energía de ionización. 3.7. ¿Tiene algo que ver el fenómeno del apantallamiento con que la energía de ionización disminuya al bajar en un grupo? Indicador de evaluación 4: "Interpreta la afinidad electrónica y relaciona este concepto con la obtención de un anión" −1 4.1. El primer potencial de ionización para el litio es 520 kJ·mol , y la afinidad electrónica, −348 kJ mol−1. Calcula la variación de entalpia de la reacción de formación de sus iones, cloruro y litio, según la siguiente reacción: Li (g) + Cl (g) → Li+ + Cl− 4.2. ¿Qué elemento presenta mayor tendencia a ganar un electrón, el fluor o el yodo? ¿Por qué? 4.3. Dos elementos A y B poseen los siguientes valores de sus primeras energías de ionización: 5,4 y 11,81 medidas en eV. a) ¿Cuál de los dos dará aniones con mayor facilidad? ¿Por qué? b) ¿Cuál tendrá mayor afinidad electrónica? 4.4. a) Si uno de ellos es metálico y el otro no metálico, justifica cuál es cada uno. b) Escribe las ecuaciones químicas de los procesos -1 expresando la energía intercambiada en los mismos en kJ mol . -1 4.5. Cuatro elementos A,B, C y D tienen de afinidades electrónicas en kJ·mol respectivamente: 328; 349, 52,8; 2,37. a) ¿Quién forma más fácilmente aniones y quien más faclimente cationes? b) Ordénalos de mayor a menor carácter metálico Indicador de evaluación 5: " Resuelve cuestiones relacionadas con la electronegatividad" 5.1. Discute si la siguiente afirmación es verdadera o falsa: “Cuanto más electronegativo es un elemento, mayor es su afinidad electrónica”. 5.2. Ordena según polaridad decreciente los siguientes enlaces: H−F, H−C, H−Cl y H−S, sabiendo que las electronegatividades de los elementos son: F = 4, Cl = 3, C = 2,5 y S = 2,5. 5.3. Según su estructura electrónica: a) deduce el tipo de enlace que se dará entre el elemento químico de número atómico 11 y el de número atómico 35. b) razona cuál de ellos será más electronegativo y cuál más oxidante. c) indica el número de electrones desapareados que presentarán ambos en su estado fundamental. 5.4. Basándote en la electronegatividad, en la escala de Pauling, del cloro (3,16) y del fluor (3,98), razona si la formación del ion cloruro a partir de cloro es un proceso sencillo. b) ¿qué anión se formara más fácilmente el cloruro o el fluoruro? 5.5. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos que se unen, mayor es el carácter iónico de la sustancia 2 2 6 2 2 5 2 2 6 1 2 2 4 formada. Basándote en las configuraciones electrónicas siguientes, A: 1s 2s 2p ; B: 1s 2s 2p ; C: 1s 2s 2p 3s ; y D: 1s 2s 2p a) ¿Cuáles son metales y cuáles no? b) Señala dos elementos que den una sustancia iónica, justificando tu respuesta. Indica su fórmula más probable. c) De todas las especies químicas dadas, ¿cuál es la que posee mayor poder oxidante? TEMA 4. El enlace químico 1.- Basándose en las posiciones en la tabla periódica de los siguientes pares de elementos, predecir si el enlace entre los dos sería principalmente iónico o covalente. Justificar la respuesta: a) Ba y Cl b) P y O c) Br y I d) Li y I 2.- Clasificar los siguientes compuestos como iónicos o covalentes: a) CaSO4 b) SO2 c) KNO3 d) N2H4 3.- Dibujar estructuras de Lewis para las siguientes especies: H2PO4- , SeO2, SCN-. Indicar si hay cargas formales en uno o más átomos. 4.- Predecir si las moléculas siguientes son polares o apolares: CO, H2CO, CCl4, CO2 5.- Escribir todas las posibles estructuras resonantes para las siguientes moléculas e iones, calculando en cada caso la carga sobre cada átomo de oxígeno: HCO2- , H2CO, CO32-, CO. 6.- Escribir las estructuras electrónicas de puntos de Lewis para (a) GeCl3-, (b) FCO2-, (c) NOF,(d) AlCl4- . PROBLEMAS TEMA 4 CÁLCULO DE ENERGIA DE RED 1.- Con los siguientes datos, calcule ∆Hfº por mol de MgCl(s). -entalpía de sublimación de 1 mol de Mg(s): +146 kJmol-1 -entalpía de disociación de ½ mol de Cl2(g): + 122 kJmol-1 - primera energía de ionización de 1 mol de Mg(g): + 738 kJmol-1 - afinidad electrónica de 1 mol de Cl(g): - 349 kJmol-1 - energía de red de 1 mol de MgCl(s): - 676 kJmol-1 Sol: ∆Hfº = -19 kJmol-1 2.- Con los datos del problema anterior y los datos suministrados a continuación, calcule ∆Hfº por mol de MgCl2(s) y explique por qué el MgCl2 es un compuesto mucho más estable que el MgCl. - Segunda energía de ionización del Mg, I2= 1451 kJmol-1 - energía de red del MgCl2 (s)= -2526 kJmol-1 Sol: ∆Hfº = -645 kJmol-1 3.- La entalpía de sublimación del cesio es 78,2 kJmol-1, la primera energía de ionización de 1 mol de Cesio es 375,7 kJmol-1 y ∆Hfº[CsCl(s)]=-442,8 kJmol-1. Utilice estos valores junto con algunos datos del problema 1 para calcular la energía de red del CsCl(s). Sol: Energía reticular [CsCl(s)]= -669,7 kJmol-1 Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Propuesta de problemas de Enlace químico por Criterios e indicadores de evaluación Criterio de evaluación: “Explicar por qué los átomos se unen para formar compuestos químicos y conocer la naturaleza del enlace iónico y metálico. Entender el concepto de energía reticular y realizar cálculos de energías de los procesos implicados en la formación del enlace iónico mediante el ciclo de Born-Haber. Conocer las propiedades generales que presentan los compuestos iónicos y metálicos e identificar estos compuestos por sus propiedades. Comprender la naturaleza del enlace covalente y conocer las distintas teorías que lo explican. Realizar representaciones de moléculas covalentes sencillas mediante diagramas de Lewis. Conocer los parámetros que determinan la estructura de las moléculas. Distinguir entre moléculas polares y apolares comprendiendo la diferencia entre la polaridad de enlace y de molécula y predecir su geometría mediante la aproximación del método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). Interpretar estructuras de moléculas mediante la teoría de la hibridación. Conocer la distinta naturaleza y fortaleza de las fuerzas intermoleculares y su influencia en las propiedades de las sustancias e Identificar las propiedades características de los compuestos covalentes reticulares y moleculares diferenciándolas de las de los compuestos iónicos y metálicos” Indicador de evaluación 1: " Explica por qué los átomos se unen para formar compuestos químicos” 1.1. Las curvas de energía para la formación del Rn2, H2 y F2 vienen representadas en la siguiente figura. a) ¿Existen todos los compuestos indicados? b) ¿Cuál de los que se forman es mas estable? ¿Por qué? c) ¿Cuál de los formados posee mayor longitud de enlace? ¿Por qué? Indicador de evaluación 2: "Conoce la naturaleza del enlace iónico y metálico" 2.1. El numero atómico Z de un elemento A es 17 y el de un elemento B es 38. a) Escribe la configuración electrónica de cada elemento e indica el grupo y el periodo al que pertenecen. b) Justifica el tipo de enlace que formaran entre ellos. Nombra y formula el posible compuesto. c) Indica las propiedades generales que presentan este tipo de compuestos. Indicador de evaluación 3: "Entiende el concepto de energía reticular y realiza cálculos de energía de los procesos implicados en la formación del enlace iónico mediante el ciclo de Born-Haber” 3-1. El LiF y KCl: a) ¿Que tienen en común? b) ¿Cuál de los dos compuestos tiene mayor punto de fusión? ¿Por qué? c) ¿Cuál de ellos tendrá mayor dureza? ¿Por qué? d) ¿Cuál de ellos será mas soluble en agua? ¿Por qué? 3.2. A partir de los datos que se dan a continuación calcula la afinidad electrónica del átomo de yodo gaseoso. Utiliza para ello un ciclo de Born- Haber. Datos: Calor estándar de formación del KI (s) = −327 kJ mol−1 Calor de sublimación del K (s) = 90 kJ mol−1. Calor sublimación del I (s) = 62 kJ mol−1. Energía de disociación del I2 (g) = 149 kJ mol−1. Energía de ionización del K (g) = 418 kJ mol−1. Energía reticular del KI (s) = −633 kJ mol−1. [Solución: AE (I) = −307,5 kJ mol−1] Indicador de evaluación 4: "Conoce las propiedades generales que presentan los compuestos iónicos y metálicos e identifica estos compuestos por sus propiedades" 4.1. Completa la siguiente tabla con Sustancia Fe NaCl las propiedades generales que Tipo de enlace presentan las sustancias indicadas Estado de agregación (25 °C y 1 atm) Solubilidad en agua Solubilidad en disolventes polares Conductividad Indicador de evaluación 5: " Comprende la naturaleza del enlace covalente y conoce las distintas teorias que lo explican" 5.1. Si la energía para romper un enlace simple C−C es de 348 kJ/mol, ¿.la de un enlace C=C será el doble? Razona tu respuesta apoyándote en la teoría del enlace de valencia (TEV). 5.2. Dados los átomos 8A, 17B y 11C: a) Indica el grupo y el periodo a los que pertenecen cada uno. b) ¿Cuales forman entre si un enlace covalente? c) Escribe la formula de los posibles compuestos formados entre ellos. d) Indica las propiedades generales de este tipo de compuestos. Indicador de evaluación 6: " Realiza representaciones de moléculas covalentes sencillas mediante diagramas de Lewis. Conoce los parámetros que determinan la estructura de las moléculas. Distingue entre moléculas polares y apoplares comprendiendo la diferencia entre la polaridad de enlace y de molécula. Predecir su geometría mediante la aproximación del método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV)" 6.1. Considera las siguientes moléculas: tricloruro de boro y tricloruro de nitrógeno. a) Escribe sus estructuras de Lewis. b) ¿Qué geometrías tendrán según la teoría de RPECV? c) ¿Qué ángulos de enlace tendrán? d) ¿Serán moléculas polares? Indicador de evaluación 7: "Interpreta estructuras de moléculas mediante la teoría de la hibridación." 7.1. Interpreta la geometría de la molécula de: a) dicloruro de berilio (BeCl2); b) dicloruro de estaño; c) Tricloruro de boro; d) tricloruro de fosforo; e) tetracloruro de carbono; f) pentacloruro de fosforo; g) agua e indica la hibridación del átomo central. Indicador de evaluación 8: "Conoce la distinta naturaleza y fortaleza de las fuerzas intermoleculares y su influencia en las proipiedades de las sustancias" 8.1. Indica que tipo de enlace o de fuerzas intermoleculares se deben vencer para realizase los procesos que se indican a continuacion. a) Fundir cloruro de litio. b) Tallar un diamante. c) Fundir hierro. d) Vaporizar agua e) Disolver oxigeno molecular en agua. f) Disolver cloruro de sodio en agua. g) Sublimar yodo. h) Evaporarse acetona. Indicador de evaluación 9: "Identifica las propiedades características de los compuestos covalentes reticulares y moleculares, diferenciándolas de los compuestos iónicos y metálicos” 9.1. Ordena y justifica de mayor a menor punto de ebullición las siguientes sustancias: NaCl, Fe, cuarzo (SiO 2), NH3, CCl4, CBr4, CO. 9.2. Justificar por qué el dióxido de silicio es sólido mientras que el dióxido de carbono es gas. Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Prueba de Verdadero-Falso-OM de Estructura atómica - Sistema Periódico-Enlace Químico 1. Pueden tener el mismo número de protones dos átomos diferentes. 2. Dos átomos del mismo elemento tienen el mismo número de neutrones 3. Pueden tener el mismo número atómico un isótopo de carbono que un isótopo de nitrógeno. 4. Pueden tener el mismo número másico un isótopo de carbono que un isótopo de nitrógeno. 5. Pueden tener el mismo número de neutrones un isótopo de carbono que un isótopo de nitrógeno. 6. Pueden tener el mismo número de protones un isótopo de carbono que un isótopo de nitrógeno. 7. Los protones giran alrededor del núcleo sin emitir energía. 8. Los electrones pueden girar a cualquier distancia del núcleo. 9. Los electrones situados más cerca del núcleo son los que tienen más energía. 10. La posición de los electrones se puede determinar exactamente. 11. Los orbitales p tienen forma esférica. 12. Los orbitales 2p tienen mayor energía que los 3p. 13. «La órbita de Bohr coincide con la zona de máxima probabilidad del orbital 14. En el nivel 2 de un átomo hay cinco orbitales d. 15. Los elementos están ordenados en la tabla periódica según su masa atómica. 16. Los elementos del mismo periodo tienen propiedades semejantes. 17. Los elementos alcalinos ganan con facilidad un electrón. 18. Los elementos del grupo 17 tienen tendencia a ceder un electrón. 19. En el enlace iónico se comparten electrones. 20. El enlace covalente se forma siempre entre un metal y un no metal. 21. Los compuestos iónicos son buenos conductores de la electricidad en estado sólido. 21. Los compuestos covalentes no forman cristales. 22. Todas las sustancias covalentes tienen bajos puntos de fusión. 23. Los compuestos iónicos tienen altos puntos de fusión y ebullición 24. La fórmula del cloruro de sodio es NaCl; por tanto, está formado por moléculas. 25. El oxígeno forma moléculas y es un gas a temperatura ambiente. 26. La fórmula de los compuestos iónicos indica el número real de átomos en la molécula. 27. Las sustancias formadas por átomos aislados o por cristales se representan solo por su símbolo. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Reacciones químicas. Calculas estequiométricos La reacción química: cambios físicos y cambios químicos Una reacción química es una transformación de la materia que producen cambios de unas sustancias en otras de distintas propiedades características. En una reacción química se cumplen las leyes de conservación de la masa de Lavoisier y la ley de las proporciones definidas de Proust. Esto diferencia a una mezcla (los componentes se mezclan en cualquier cantidad) de una combinación o reacción química, los reactivos intervienen en proporciones constantes. Ajuste elemental de las ecuaciones químicas. Los cambios químicos o las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones químicas. Las ecuaciones químicas son las representaciones simbólicas y abreviadas de las reacciones o trasformaciones químicas reales. En una ecuación química, las formulas de los reactivos se escriben a la izquierda y separadas por una flecha de las formulas de los productos que se escriben a la derecha: Reactivos Productos Una ecuación química debe estar igualada o ajustada, para que el número de átomos de las sustancias que intervienen sea el mismo en ambos miembros. Una ecuación química nos informa sobre las características de una reacción: las sustancias (reactivos y productos) y las cantidades que intervienen (relación entre el número de moléculas y de moles y la relación de la masa en gramos de las sustancias que intervienen en la reacción. Las sustancias que reaccionan (reactivos), las sustancias que se forman (productos) y la relación entre el número de moles y la masa en gramos de los reactivos y los productos, así como los volúmenes de combinación de las sustancias gaseosas o en disolución se pueden averiguar a partir de la ecuación química. Los coeficientes en una ecuación química ajustada indican la proporción en moléculas o en moles no en gramos. Leyes pondérales: ley de Lavoisier y ley de Proust Ley de conservación de la masa: “En cualquier reacción química que ocurra en un sistema cerrado, la masa total de las sustancias existentes se conserva”. O sea, la masa de los reactivos que reaccionan es igual a la masa de los productos formados en una reacción química. (Ley de Lavoisier) Ley de las proporciones definidas: “Las sustancias reaccionan en proporciones fijas o constantes, con independencia de sus estado físico y forma de obtención”. Dichas proporciones vienen determinadas por las masas atómicas de la reacción química ajustada. O sea que las variaciones de las cantidades de materia de las sustancias que intervienen en una reacción son proporcionales. Esta ley nos permite hallar el reactivo limitante y el reactivo en exceso. (Ley de Proust) Leyes volumétricas de las reacciones químicas: ley de Gay Lussac. Ley de Avogadro Los volúmenes de combinación: “Las sustancias gaseosas guardan la misma relación de números enteros sencillos que el numero de moles en la ecuación química ajustada en las mismas condiciones de presión y de temperatura”. (Ley de Gay Lussac ) Ley de Avogadro: “En las reacciones en estado gaseoso, un mol de cualquier gas, ocupa en las mismas condiciones el mismo volumen”. Así un mol de cualquier gas en condiciones normales (0 ºC y 1 atm) siempre ocupa el volumen de 22,4 litros. Cálculos estequiométricos en las reacciones químicas aplicando el concepto de mol: masa – masa, masa – volumen; volumen – volumen. Intervención de gases y de disoluciones. Los cálculos relacionados con una ecuación química reciben el nombre de cálculos estequiométricos. Los coeficientes de una ecuación química indican la relación o proporción estequiométrica, en moles, de los reactivos y los productos de la reacción. Los cálculos estequiométricos pueden ser: masa – masa; masa – volumen; volumen – volumen. Para calcular el volumen de un gas se aplica la ecuación general de los gases (P.V=n.R.T) Un mol de cualquier gas ocupa en condiciones normales (273 K y 1 atm) 22,4 litros. En reacciones en disolución para realizar los cálculos se relacionan los moles de sustancia disuelta con el volumen de disolución que reacciona con otro reactivo, a través de la molaridad. Se cumple que: nº de moles = V.M Riqueza y rendimiento de una reacción química. Reactivo limitante. Pureza o riqueza de un reactivo En una reacción química solo se gasta completamente el reactivo limitante. Los reactivos en exceso no se agotan completamente. Los cálculos se realizan con el reactivo limitante. Hay que determinar primero que reactivo esta en exceso, del que sobra. Los reactivos o productos pueden ser impuros y tener una determinada pureza o riqueza expresada en %. Si hay una sustancia impura en los reactivos solo la parte pura de ellas intervendrá en la reacción. El rendimiento de una reacción no siempre es el teórico o del 100%. Se obtienen menos. cantidad real obtenida Re n dim iento : r . 100 cantidad teorica que debería obtenerse La cantidad de producto teórico se calcula suponiendo que todo el reactivo limitante se convierte en producto. 1 Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Masa –masa: 1. Se hacen reaccionar 219 g de ácido clorhídrico con cinc en exceso. Calcular: a) los g de cloruro de cinc que se forman y b) el número de moléculas de hidrógeno que se desprende n. [a) 409,2 g; b) 1,81.1024 moléculas] 2. Calcular los g de sal de cloruro de sodio que se forman cuando se hacen reaccionar 10 g de cloro con 10 g de sodio. [10+6,48=16,48 g] 3. Con 24 g de oxígeno, a) cuántos g de trióxido de azufre se pueden formar b) cuantos g de azufre reaccionan. [a) 40 g; b) 16 g] Masa -volumen 4. Se hacen reaccionan 5,4 g de aluminio con una disolución de ácido sulfúrico. Calcular el volumen de hidrógeno que se obtiene en c.n. [6,72 l] 5. Se hacen reaccionar 3 l de disolución de ácido sulfúrico 0,5 M con aluminio. Calcular los gramos de sulfato de aluminio que se forman. [171 g] 6. Calcular el volumen de dióxido de carbono, en condiciones normales, que se obtiene al descomponer 625 g de caliza, cuya riqueza en carbonato de calcio es el 80%. [112 l] Volumen - volumen 7. Se hacen reaccionar 9 l de gas hidrógeno con 5 l de gas nitrógeno, medidos en las mismas condiciones de presión y de temperatura ¿Cuántos litros de gas amoniaco se obtienen? [6 litros] 8. Calcular el volumen de disolución de ácido clorhídrico 2 M que reacciona con suficiente cinc para obtener 5,6 l de hidrógeno en c.n. [250 ml] 9. Se hacen reaccionar 10 l de hidrógeno con suficiente oxígeno. Calcular a) el volumen de oxígeno consumido y b) el volumen de agua gaseosa obtenido, si el rendimiento de la reacción es del 60 %. [a)3 l; b) 6 l] Datos: [Ar: Cl=35,5; H= 1; Zn=65,34; Na=23; Al=27; S=32; O=16; N=14; Ca=40; C=12] 2 TEMA 5. La reacción química. Estequiometría 1.- Asignar el número de oxidación a los siguientes compuestos: HClO4 ; KMnO4 ; (NH4)2HPO4 ; AlLiH4 ; HNO2 ; CrHP2O7 ; CH4 2.- Calcular la demanda teórica de oxígeno para oxidar completamente: a) 300 mg de glucosa (C6H12O6). b) 200 mg de ácido acético. c) 30 mg de etanol. R: a)320 mg. b)213 mg. c)62,6 mg. 3.-Ajustar, por el método del ión-electrón, las reacciones: Cu (s) + HNO3 Cu(NO3)2 + NO (g) + H2O KMnO4 + HCl MnCl2 + KCl+ Cl2 (g) + H2O KMnO4 + KCN + H2O MnO2 (s) + KCNO + KOH Br2 (l) + NaOH NaBrO3 + NaBr + H2O 4.- Un yoduro de magnesio hidratado, de peso 1,628 g, se calienta hasta deshidratación total, quedando 1,072 g de residuo. Calcular el número de moléculas de agua en la fórmula. R: 8 moléculas 5.- Calcular la cantidad de ácido sulfúrico que puede obtenerse a partir de 5 g de pirita que contiene un 93% de FeS2. La reacción sin ajustar que tiene lugar es: FeS2 + O2 SO3 + Fe2O3 SO3 + H2O H2SO4 R: 7,6 g 6.- El aluminio se obtiene a partir del óxido de aluminio a partir de la reacción sin ajustar Al2O3 Al + O2 ¿Qué cantidad de óxido de aluminio del 80% de riqueza hay que tomar para obtener 1Kg de aluminio? R: 2,361 Kg 7.- Una muestra de 1,367g de un compuesto orgánico se quema para obtener 3,002g de dióxido de carbono y 1,64g de agua. Si el compuesto original contenía C, H y O, ¿cual será su fórmula empírica?. R: C3H8O 8.- Se quema en presencia de un exceso de oxígeno una muestra de 2,52 g de peso de un compuesto formado por C, H, N, O y S. Como productos de la combustión se obtienen 4,23g de CO2 y 1,01g de H2O. Otra muestra del mismo compuesto de 4,14g de peso produce 2,11g de SO3. Y finalmente una muestra de 5,66g de peso da 2,27g de HNO3. Calcular la fórmula empírica de dicho compuesto. R: C6H7NO2S 9.- El primer paso de la obtención del cinc elemental a partir de su mena sulfurada, ZnS, supone la calefacción de ésta en presencia de oxígeno para obtener óxido de cinc y dióxido de azufre. a) Calcular la masa necesaria de oxígeno para que reaccionen completamente 7,00g de ZnS. b) ¿Cuanto dióxido de azufre se produce? R: a) 3,45 g de O2 b) 4,60 g de dióxido de azufre 10.- Cuando se calientan conjuntamente cinc y azufre reaccionan para formar sulfuro de cinc. Suponer que se calientan 12,00g de Zn con 7,00g de S: a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) ¿Cuál es la máxima cantidad de sulfuro de cinc que puede formarse? c) ¿Qué cantidad de uno de los elementos queda sin reaccionar? d) Si se encuentra que se forman 15,0g de sulfuro de cinc, ¿cuál es el rendimiento porcentual de la reacción? R: a) Zn b) 17,9g de sulfuro de cinc c) 1,1g de exceso de S d) 83,8% 11.- La nitroglicerina es un poderoso explosivo que se descompone según la reacción (sin ajustar): C3H5N3O9 N2 + CO2 + H2O + O2 a) ¿Cuál es la máxima cantidad de oxígeno en gramos que se pueden obtener de 2,00x102 g de nitroglicerina? b) Calcular el rendimiento porcentual de la reacción si se encuentra que la cantidad generada de oxígeno es 6,55g. R: a) 7,05g b) 93% SEMINARIO QUÍMICA TEMA 5 1. La reacción entre el permanganato de potasio, KMnO4, y el yoduro de potasio, KI, en presencia de hidróxido de potasio acuoso, KOH, conduce a la formación de manganato de potasio, K2MnO4, yodato de potasio, KIO3, y agua. a) Ajustar la reacción por el método del ión-electrón. b) Se hacen reaccionar 50 mL de una disolución de permanganato potásico 5 M, con 50 mL de una disolución de yoduro potásico 3 M, ¿cuál es el reactivo limitante? c) Calcula el rendimiento de la reacción sabiendo que se obtienen 35,86 g de manganato de potasio Mat(K)=39 g/mol Mat(Mn)=55 g/mol Mat(I)=127 g/mol 2. Dada la siguiente reacción: Sn (s) + HNO3 (aq) + H2O (l) → H2SnO3 (aq) + NO (g) a) Ajustar la reacción por el método del ión-electrón. b) Calcular el rendimiento teórico en gramos de NO que se puede obtener cuando se hacen reaccionar 25,2 g de estaño con 0,206 moles de ácido nítrico en agua. c) Calcular el rendimiento porcentual de la reacción si se recogen 3,8 litros de NO sobre agua a 1 atm y 25ºC. Mat(Sn)=118,69 g/mol Mat(N)=14 g/mol Mat(O)=16 g/mol Pv(H2O)=23,756 mmHg Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez 6. Las reacciones químicas. Estequiometria. • 1. Reacciones químicas. Estequiometria: Cálculos masa-masa; masa -volumen y volumen- volumen. masa-masa 1.1. En la síntesis del amoniaco, con 1 g de hidrógeno ¿Cuántos g de nitrógeno reaccionan y cuántos gramos de amoniaco se obtienen? [Solución: 4,67 g de N2 y 5,67 g de NH3] 1.2. ¿Cuántos gramos de O2 se pueden preparar a partir de la descomposición de 4,50 g de KClO 3? [Solución: 1,77 g] masa - volumen 1.3. En la síntesis del amoniaco, con 24 g de hidrógeno ¿Que volumen de nitrógeno reacciona y cuántos litros de amoniaco se obtienen en condiciones normales (c.n.)? [Solución: 89,6 l de N2 y 179,2 l de NH3] 1.4. Se hacen reaccionar 365 g de ácido clorhídrico con suficiente cinc. Calcular el volumen de hidrógeno que se obtiene en condiciones normales? [Solución: 112 l de H2] 1.5. Calcular el volumen de disolución de ácido clorhídrico 4 M, que se puede obtener al hacer reaccionar 49 g de ácido sulfúrico con cloruro de sodio [Solución: 0,25 l de disol de HCl] volumen - volumen 1.6. En la síntesis del amoniaco, con 48 l de hidrógeno ¿Que volumen de nitrógeno reacciona y cuántos litros de amoniaco se obtienen? [Solución: 16 l de N2 y 32 l de NH3] 1.7. Para obtener 30 l de amoniaco ¿Que volumen de nitrógeno y de hidrógeno son necesarios? [Solución: 15 l de N2 y 45 l de H2] 1.8. 100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de Al(OH)3 ¿Cuál será la concentración del ácido? [Solución: 0,75 M] 1.9. Calcular qué volumen de una disolución de HCl 0,4 M se necesita para reaccionar con el cinc necesario y obtener 5,6 l de hidrógeno en condiciones normales? [Solución: 1.5 l ] • 2. Concentración de disoluciones y Leyes de los gases. 2.1. Ante la denuncia presentada en la Oficina de Consumo Municipal respecto al contenido de la conocida “bombona” de butano, ya que se teme que contenga una mezcla de este gas y propano, se hace analizar una de ellas. Para ello se toma una muestra gaseosa de 60 ���, se introducen en un recipiente adecuado y se le añaden 600 cm3de oxígeno; se provoca la combustión completa y se obtiene un volumen final de mezcla gaseosa de 745 cm3. ¿Contenía propano la muestra? Razone su respuesta. Las medidas de los volúmenes anteriores se realizaron bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, siendo éstas tales que todas las especies químicas implicadas se encontraban en estado gaseoso. [Solución: Si, 10 cm3 de gas propano] 3 2.2. Calcular el volumen de disolución de ácido sulfúrico de densidad 1,2 g/cm y del 20% 3 de riqueza que es necesario para neutralizar 50 cm de disolución 0,1 M de Al(OH)3. 3 [Solución: 3,06 cm ] • 3. Reactivo limitante y reactivo en exceso. 3.1. El proceso comercial más importante para convertir N2 del aire en compuestos nitrogenados se basa en la reacción de N2 y H2 para formar amoniaco (NH3): ¿Cuántos moles de NH3 se pueden formar a partir de 3,0 mol de N2 y 6,0 mol de H2? [Solución: 4 moles] 3.2. ¿Cuántos gramos de NH3 se pueden formar a partir de 140 g de N2 y 40 g de H2? [Solución: 170 g] 3.3. ¿Cuántos moles de cloruro de sodio se obtienen si se hacen reaccionar 1 mol de sodio y un mol de cloro? [Solución: 1 mol de NaCl] 3.4. Considere la reacción 2Al(s) + 3Cl2(g) 2AlCl3(s). Se permite que reaccione una mezcla de 1,50 mol de Al y 3,00 mol de Cl 2. (a) ¿Cuál es el reactivo limitante? (b) ¿Cuántos moles de AlCl3 se forman? (c) ¿Cuántos moles del reactivo en exceso quedan al término de la reacción? [Solución: (a) Al; (b) 1.5 mol; (c) 0.75 mol Cl2] 3.5. Se hacen reaccionar 9,8 g de ácido sulfúrico con 7,8 g de hidróxido de aluminio. Calcular los g de sulfato de aluminio que se obtendrán. [Solución: 11,4 g] 3.6. Considere la reacción siguiente: 2 Na3PO4(ac) + 3 Ba(NO3)2(ac) Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(ac) Suponga que una disolución que contiene 3,50 g de Na3PO4 se mezcla con una disolución que contiene 6,40 g de Ba(NO 3)2. ¿Cuántos gramos de Ba2(PO4)2 podrán formarse? ¿De qué reactivo sobra y en qué cantidad? [Solución: 4,92 g Ba3(PO4)2; 0,82 g de Na3PO4] L:\Z-OposiFyQ-2014\Z-Oposiciones-2014\Problemas 1 Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez • 4. Rendimiento y pureza. Mezclas de sólidos y líquidos. Composición de mezclas. 4.2. Se hace reaccionar una muestra de 140 g de gas nitrógeno del 80 % de pureza con suficiente hidrógeno. Si el rendimiento de la reacción es del 60%, calcular la masa de amoniaco que se obtendrá. [Solución: a) -- g] 4.2. El ácido adípico, H2C6H8O4, es un material empleado en la producción de nylon; se fabrica comercialmente por una reacción controlada entre ciclohexano (C6H12) y O2: 2 C6H12(l) + 5 O2(g) 2 H2C6H8O4(l) + 2 H2O(g) a) Suponga que efectúa esta reacción partiendo de 25.0 g de ciclohexano, y que éste es el reactivo limitante. Calcule la cantidad teórica de ácido adípico que se obtiene. b) Si obtiene 33.5 g de ácido adípico en la reacción, calcule el porcentaje de rendimiento de ácido adípico. [Solución: a) 43.5 g H2C6H8O4; b) 77,0 %] 4.3. A partir de una pirita (Fe S2) que contiene 50 % de azufre, 40 % de hierro, 1,5 % de cobre 0,5 % de arsénico y 8 % de otras impurezas de cuarzo que no se alteran en la tostación, se quieren obtener 100 toneladas por día de trióxido de azufre. Si en la tostación todos los elementos pasan a óxidos, calcular. a) el consumo de mineral; b) el volumen de aire, medido en condiciones normales, que es necesario para producir la tostación de dicha cantidad de pirita. [Solución: a) 150 Tm de pirita b) 1,80·108 l de aire] *4.4. Una muestra de 10 g de un mineral que tiene 60% de cinc se hace reaccionar con una disolución de ácido sulfúrico del 96% y densidad 1823 -3 kg·m . Si el rendimiento es del 75 %, calcula: a) La cantidad de sulfato de cinc producido. b) El volumen de hidrógeno obtenido, si las condiciones del laboratorio son 25°C y 740 mm Hg de presión. c) El volumen de la disolución de ácido sulfúrico necesario para la reacción . [Solución: a) 11,1 g ZnSO4; b) 1,7 l de H2, c) 6,9 cm3 de H2SO4 al 96%] 4.5. Imagine que está buscando formas de mejorar el proceso mediante el cual una mena de hierro que contiene Fe2O3 se convierte en hierro. En sus pruebas, realiza la siguiente reacción a pequeña escala: Fe2O3(s) + 3 CO(g) 2 Fe(s) + 3 CO2(g) a) Si se parte de 150 g de Fe2O3 como reactivo limitante, ¿cuál será el rendimiento teórico de Fe? b) Si el rendimiento real de Fe en la prueba fue de 87,9 g, calcule el porcentaje de rendimiento. [Solución: a) 105 g de Fe; b) 83,7%] 4.6. Al tratar 2,5 g de una aleación de aluminio y cinc con ácido sulfúrico se desprenden 1,58 l de hidrógeno medidos en c.n. de presión y temperatura. Calcule la composición de la aleación. [Solución: 67,9 % en Zn y 32,1 % en Al] 4.7. En la industria aeronáutica se utilizan aleaciones de Al/Cu. Un proceso que permite analizar la composición de dicha aleación es por tratamiento con una disolución acuosa de ácido clorhídrico ya que el cobre no reacciona con este ácido y el aluminio reacciona en su totalidad dando tricloruro de aluminio (AlCl3). Se tratan 2,4 g de aleación Al/Cu con 25 ml de HCl del 36% y densidad -1 1,18 g·ml . Se supone que ha reaccionado todo el aluminio y que el HCl se encuentra en exceso. La disolución ácida resultante se valora con disolución de NaOH 2,0 M, utilizando fenolftaleína como indicador, gastándose 20,5 ml de dicha disolución. a) Escribe la reacción de neutralización y determina el número de moles de HCl en exceso. b) Escribe la reacción de la aleación con ácido clorhídrico sabiendo que se desprende hidrógeno molecular (H2) y determina la composición centesimal de la aleación. c) Determina el volumen de hidrógeno que se desprende medido en condiciones normales . [Solución: a) nHCl= 0,05 mol HCl ; b) 90 % Al; 10 % de Cu; c) 2,7 l de H2] 4.8. En la descomposición vigorosa producida al calentar 21,4 g dicromato de amonio, se desprenden nitrógeno, agua y óxido de cromo (III). Calcula a) la cantidad de este óxido que se forma b) el volumen de nitrógeno desprendido en condiciones normales de presión y temperatura. c) El número de moléculas de agua que se forman. [Solución: a) 12,9 g ; b) 1, 9 l; c) 2,045·1023moleculas] 4.9. Se sospecha que una mezcla de Ca(HCO3)2 y CaCO3 contiene CaO. Para comprobarlo se toma una muestra de 80 g y se calienta hasta descomposición de las sales, en sus respectivos óxidos. Se recogen 3 g de H2O y 25 g de CO2 ¿Cuál es la composición de la mezcla? [Solución: 33,8 % en Ca(HCO3)2; 29,3 % en CaCO3 y 36,9 % en CaO ] 4.9. Se dispone de una aleación ligera formada por magnesio y cinc. Si se toma una muestra de ella de 1,00 g y se quema totalmente en atmósfera de oxígeno se obtiene 1,41 g de la mezcla de óxidos. Determine cuál es la composición porcentual de la aleación original. [Solución: 40 % en Mg; 60 % en Zn] 4.10. El ácido clorhídrico se puede prepararen escala industrial calentando NaCl con H2SO4 concentrado. ¿Cuánto ácido sulfúrico, con 90,0% de H2SO4 en peso, se necesita para producir 1.000 kg de ácido clorhídrico concentrado, con 42,0% de HCl en peso? [Solución: 628 kg de H2SO4 al 90,0%] Reacciones consecutivas: 4.11. Se puede preparar KClO4 mediante una serie de reacciones consecutivas. ¿Cuánto Cl2 se necesita para preparar 100 g de KClO4 con la secuencia siguiente? Cl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O; 3 KClO → 2 KCl + KClO3; 4 KClO3 → 3 KClO4 + KCl [Solución: 205 g de Cl2] L:\Z-OposiFyQ-2014\Z-Oposiciones-2014\Problemas 2 Química. Supuestos prácticos Preparador: Paco Martínez Selección Problemas de Reaacciones de oxidación reducción Indicador de evaluación 1: "Identifica reacciones redox" 1.1. Identifica cuáles de las siguientes reacciones son redox, señalando los átomos que varían sus números de oxidación. a) KMnO4 + NH3 KNO3 + MnO2 + KOH + H2O. b) MgO + CO2 MgCO3. c) CrI3 + Cl2 + KOH K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O. d) Fe2O3 + Zn Fe + ZnO. e) Ca(OH)2 + HCl H2O + CaCl2 [Solución: Son redox: a); c) y d). No son redox: b) y e)] + 2+ 1.3. ¿Cuál es el oxidante y cuál el reductor en las reacciones siguientes? a) Mg (s) + 2H (aq) → Mg (aq) + H2(g) 2+ 2+ - - b) Zn(s) + Cu (aq) → Zn (aq) + Cu (s); c) Cl2(g) + 2I (aq) → I2(aq) + 2Cl (aq) [Solución: Oxidantes: a) H+; b) Cu2+; c) Cl2; Reductores: a) Mg; b)Zn; c) I-] Indicador de evaluación 2: “Ajustar procesos redox en medios ácidos y básicos 2.1. Ajusta el siguiente proceso que transcurre en medio ácido: MnSO4 + PbO2 + HNO3 PbSO4 + Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O [Solución: 2 MnSO4 + 5 PbO2 + 6 HNO3 2 PbSO4 + 3 Pb(NO3)2 +2 HMnO4 +2 H2O] 2.2. En la reacción KMnO4 + SO2 + H2O → MnSO4 + K2SO4 + H2SO4: a) ajusta la reacción indicando cuál es el proceso de reducción y cuál el de oxidación. b) señala cuál es el agente oxidante y cuál el reductor. [Solución: a) Reducción: MnO4-/Mn2+; oxidación. SO2/SO42- b) Oxidante: KMnO4. Reductor: SO2] 2.3. Ajusta la ecuación: CH3OH (aq) + KMnO4 (aq) HCOOK (aq) + H2O (l) + MnO2 (s) + KOH (aq) que transcurre en medio básico, por el método del ion-electrón. [Solución: 3 CH3OH (aq) + 4 KMnO4 (aq) 3 HCOOK(aq) + 4 H2O (l) + 4 MnO2 (s) + KOH (aq)] Indicador de evaluación 3: "Realiza cálculos estequiométricos en procesos de oxidación y reducción, así como valoraciones redox ." 3.1. El dicromato potásico reacciona con el cloruro sódico según la siguiente reacción escrita en forma iónica: 2− − + +3 Cr2O7 + Cl + H Cr +Cl2+H2O a) Calcula el volumen de dicromato potásico 0,4 N necesario para que se consuman completamente 3 g de cloruro sódico. b) Determina los gramos de dicromato potásico necesarios. c) Calcula el volumen de cloro medido en condiciones estándar. −1 −1 −1 Datos. M (NaCl) = 58,5 g mol ; M (K2Cr2O7) = 294,2 g mol ; y M(Cl2) = 71 gmol . [Solución: a) 0,13 L; b) 2,55 g; c) 0,64 L] 3.2. El dióxido de manganeso reacciona con el ácido oxálico (ácido etanodióico) para dar dióxido de carbono y Mn +2. a) Escribe y ajusta la ecuación. b) Calcula la masa de óxido metálico necesaria para oxidar 100 mL de disolución 0,2 N del ácido oxálico. Datos. -1 M (Mn) = 55 g mol-1 y M (O) = 16 g mol . [Solución: a) MnO2+H2CO4+2H+ Mn2+ + 2H2O + CO2 ; b) 0,87 g de MnO2] 4. Cuando se introduce Cu (s) en HNO , se produce una reacción violenta con desprendimiento de un gas de color terroso. El Cu desaparece y 3 la disolución cambia de incolora a azul verdosa. El gas desprendido es NO y el color verde es debido al Cu2+ 2 a) ¿Es una reacción redox? ¿Por qué? b) ¿Cuál es la especie oxidante y cuál la reductora? c) Ajustar la reacción correspondiente y señalar los estados de oxidación de todos los elementos que intervienen. [Soluc:a) Sí; b) Oxidante: HNO ; reductor: Cu (s).] 3 5. Ajustar las siguientes reacciones redox: Reacciones en forma iónica (disolución acuosa) - 2+ 3+ 2+ - 2+ a) MnO + Fe → Fe + Mn (medio ácido) b) MnO + H O → Mn + O (medio ácido) 4 4 2 2 2 2- 3+ - 2- c) Cr O + H C O → Cr + CO (medio ácido) d) Cr(OH) + ClO → Cl + CrO (medio básico) 2 7 2 2 4 2 3 2 4 - - - - 2- - - e) MnO + NO → MnO + NO (medio básico) f) CN + CrO → CNO + Cr(OH) (medio básico) 4 2 2 3 4 4 Reacciones globales g) CdS + HNO → S + NO + Cd(NO ) + H O h) Cu + H SO → CuSO + SO + H O 3 3 2 2 2 4 4 2 2 i) KMnO + H C O + HCl → KCl + MnCl + CO + H O j) K Cr O + HI → I + KCrO + H O 4 2 2 4 2 2 2 2 2 7 2 2 2 k) HI + H SO → I + H S + H O l) KI + H SO → I + H S + K SO + H O 2 4 2 2 2 2 4 2 2 2 4 2 6. ¿Cuál es el número de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos: NaCl (cloruro de sodio); CaCl2 (cloruro de calcio); H2SO4 (ácido sulfúrico); K2Cr2O7 (dicromato de potasio); K2CrO4 (cromato de potasio); MnCl2 (cloruro de manganeso) y KMnO4 (permanganato de potasio)? 7. Indique si cada uno de los siguientes procesos es o no una reacción rédox. En caso afirmativo, identifique cuál especie se oxida y cuál se reduce y escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción correspondientes y ajusta la reacción global.. a) BaCl2 (ac) + Na2SO4 (ac) NaCl (ac) + BaSO4 (s) → b) C (s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) → c) H2O2 (ac) + PbS (s) PbSO4 (s) + H2O (l) → d) HNO3 (ac) + I2 (s) HIO3 (ac) + NO2 (g) + H2O (l) → e) FeBr2 (ac) + Br2 (l) FeBr3 (ac) → f) KCl (s) + H2SO4 (ac) KHSO4 (ac) + HCl (g) → Indique los nombres de cada una de las especies químicas involucradas. 8. Balancee por el método del ion-electrón las siguientes reacciones rédox, indicando el agente reductor y el oxidante en cada una de ellas. Recuerde que en una reacción rédox correctamente balanceada, el número de electrones en ambas semirreacciones debe ser el mismo, la carga total de los reactivos debe coincidir con la de los productos y se debe conservar el número de átomos en productos y reactivos. + - a) Ag (s) + HNO3 (ac) AgNO3 (ac) + NO (g) + H2O (l) → b) I2 (s) + H2S (ac) H (ac) + I (ac) + S (s) → c) Zn (s) + HCl (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g) → d) H2S (g) + SO2 (g) S (s) + H2O (l) → e) Cl2 (g) + NaOH (ac) NaCl (ac) + NaClO (ac) + H2O (l) → 9. En las siguientes reacciones redox, a) indica qué elemento se oxida y cuál se reduce. Indica cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. b) Ajusta dichas reacciones: a) PbO (s) + CO (g) → Pb (s) + CO2 (g); b) CuO (s) + NH3 (g) → Cu (s) + H2O (l) + N2 (g) c) Mg (s) + H2SO4 (aq) → MgSO4 (aq) + H2 (g); d) MnO2 (s) + 4 HCl (aq)→ MnCl2 (aq) + 2 H2O (l) + Cl2 (g) 10. Completa e iguala las siguientes ecuaciones de reacciones redox en solución ácida por el método del ion electrón. - 2- 2- 3+ 2− a) H2O2 + I → I2 + H2O b) Cr2O7 + SO3 → Cr + SO4 c) KIO3 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O 11. Al reaccionar el estaño con el ácido nítrico, el estaño se oxida a SnO2 y se desprende NO. a) Escribe la ecuación ajustada de la reacción. b) Si el estaño forma parte de una aleación y de 1,00 kg de la misma se obtienen 0,382 kg de dióxido de estaño, halla el porcentaje de estaño en la aleación. [Solución: b) 30,09 % de Sn] 2+ 12. El permanganato potásico en medio ácido oxida a los sulfuros de los metales alcalinos para dar azufre elemental y Mn . a) Ajusta las semirreacciones de oxidación-reducción correspondientes. b) ¿Qué volumen de permanganato potásico 0,3785 M hará falta para oxidar completamente 50 mL de sulfuro sódico 1,126 M? [Solución: b) 59,5 mL] 1 Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Prueba de Verdadero-Falso Cálculos básicos en reacciones químicas 1. Cuando un litro de hidrógeno reacciona con 1 litro de oxígeno se obtienen 2 litros de agua. 2. Dos moles de hidrógeno reacciona con un mol de oxígeno para dar tres moles de agua. 3. Un mol de moléculas de hidrógeno tiene de masa 1 g. 4. La masa de una molécula de agua es 18 g. 5. Dos gramos de hidrógeno reaccionan con 1 g de oxígeno para dar tres gramos de agua. 6. El número de Avogadro de moléculas de un gas ocupa un volumen de 22,4 l. 7. Un mol de moléculas de un gas ocupa un volumen de 22,4 l. 8. La masa molecular del agua es 18 g. 9. Si no varía la presión ni la temperatura, cuando aumenta el número de partículas, aumenta el volumen que ocupa. 10. Si no varía la presión ni la temperatura, cuando disminuye el número de partículas, aumenta el volumen que ocupa. 11. Un matraz que contiene 56 g de nitrógeno (Ar N=14) tiene 4 moles de nitrógeno. 12. Un matraz que contiene 64 g de oxígeno (Ar O=16) tiene 12,04·1023 moles de oxígeno. 13. Un matraz que contiene 56 g de nitrógeno (Ar N=14) tiene 4 moléculas de nitrógeno. 14. Un matraz que contiene 32 g de oxígeno (Ar O=16) tiene 12,04·1023 moléculas de oxígeno. 15. Un matraz que contiene 16 g de Helio (Ar He:4) tiene 4 átomos de Helio. 16. La masa molecular del agua es 18 g 17. La masa de un mol de C es mayor que la masa de 1 mol de Ne; 18. La masa de un mol de butano (C4H10) es igual a la masa de una molécula de butano. 19. Un g de hidrógeno reacciona con 1 g de oxígeno para formar 2 g de agua. 20. De la descomposición de 20 g de carbonato de calcio se obtienen 8,8 g de carbono 21. Si se combinan 1 mol de hidrógeno con 1 mol de oxígeno se forman 2 moles de agua 22. La masa de un trozo de hierro es de 50 g. Cuando este trozo se deja a la intemperie, su masa aumenta en 10 g debido a la formación de óxido de hierro (II), por lo que quedan sin oxidar 40 g de hierro 23. Si se combinan 1 mol de hidrógeno con 1 mol de oxígeno se obtiene 1,5 mol de agua 24. Si 10 moles de propano se queman completamente se forman 672 l de dióxido de carbono medido en condiciones normales. 25. De la descomposición térmica de 10 g de carbonato de calcio, si el rendimiento de la reacción es del 50 % , se obtienen 2,2 g de dióxido de carbono. 26. Si se descomponen 50 g de CaCO3 (s), según el proceso CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g), donde el rendimiento es del 80%. se obtienen 8,96 l de dióxido de carbono, medidos en condiciones normales. 27. Si se combinan 1 mol de hidrógeno con 1 mol de oxígeno se obtiene 1 mol de agua. 28. Si se combinan 1 g de hidrógeno con 1 g de oxígeno para formar agua, queda oxígeno sin reaccionar. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Prueba de OM. Cálculos básicos en reacciones químicas 1. ¿Qué quiere decir que la masa molecular del agua es 18? a) Que 18 moléculas de agua tiene la masa de 1 g. b) Que una molécula de agua tiene una masa de 18 g. c) Que una molécula de agua tiene una masa de 18 u d) Que un mol de agua tiene una masa de 18 u. 2. La constante de Avogadro es: 23 a) El número de átomos contenidos en 1 mol de sustancia. b) Un número abstracto igual a 6,02·10 . 12 12 c) El número de átomos contenidos en 12 g de C. d) El número de moléculas contenidos en 12 g de C. 3. En condiciones normales cuál de las siguientes cantidades de gas no ocupan 22,4 l a) 1 mol de oxígeno (O2) b) 2,0 g de hidrógeno (H2) 23 23 c) 6,02·10 moléculas de nitrógeno (N2) d) 2 · 6,02·10 moléculas de nitrógeno (N2) 4. 16 g de oxígeno en condiciones normales ocupan: a) 22,4 l b) 11,2 l c) 16 l d) 44,8 l 5. Un matraz que contiene 16 g de Helio (Ar He = 4) tiene a) 4 átomos de Helio. b) 2 moles de átomos de Helio. 23 23 c) 24,08·10 átomos de Helio. d) 12,04·10 átomos de Helio. 6. Un matraz que contiene 16 g de Helio (Ar He:4). ¿Cuántos moles de Helio tiene? 23 23 a) 24,08 ·10 b) 2 c) 4 d) 12,04·10 7. Un matraz que contiene 28 g de nitrógeno (Ar N=14) ¿Cuántos átomos de nitrógeno tiene?: 23 23 a) 4 b) 6,02·10 c) 2 d) 12,04·10 8. Un matraz que contiene 32 g de nitrógeno (Ar O=16) ¿Cuántas moléculas de oxígeno tiene?: 23 23 a) 4 b) 6,02·10 c) 2 d) 12,04·10 9. Un matraz que contiene 28 g de nitrógeno (Ar N=14) ¿Cuántos moles de nitrógeno tiene?: 23 23 a) 2 b) 6,02·10 c) 1 d) 12,04·10 10. Un matraz que contiene 4 moles de átomos de Helio (Ar He=4) ¿Cuántos gramos de Helio tiene?: 23 a) 8 b) 16 c) 4 d) 6,02 ·10 11. Un matraz que contiene 4 moles de átomos de Oxígeno (Ar O=16) ¿Cuántos gramos de oxígeno tiene?: 23 a) 64 b) 32 c) 128 d) 12,04 ·10 12. Si mezclamos 3 litros de una disolución acuosa 2 M de NaCl con 1 litro de una disolución acuosa 4 M de NaCl obtendremos: a) 4 litros de una disolución 6 M. b) 4 litros de una disolución 4 M. c) 4 litros de una disolución 2,5 M. d) 4 litros de una disolución 3 M. 12. Si tenemos 3 litros de disolución 0,4 M de NaOH, (Ar: Na=23; O=16; H=1) podemos decir que existen en dicha disolución: a) 12 g de NaOH b) 12 moles de Na OH c) 1,2 g de NaOH d) 1,2 moles de Na OH 13. Si disponemos de 5 l de una disolución acuosa 2 M de NaCl (Ar: Na= 23; Cl=35,5) y calentamos hasta evaporar todo el liquido la masa del residuo que queda en el recipiente será: a) 5.000 g b) 10 g c) 0 g, ya que se evapora todo. d) 585 g 14. Cuando reaccionan 10 g de hidrógeno con 10 g de oxígeno, ¡Cuántos g de agua se forman? a) 20 g b) 11,25 g c) 15 g d) 22 g 15. Cuando reaccionan 2 g de hidrógeno con 8 g de oxígeno, ¡Cuántos g de agua se forman? a) 10 g b) 9 g c) 9,25 g d) 11 g 16. Si reaccionan 2 moléculas de un reactivo A con 5 moléculas de otro reactivo B para dar 4 moléculas de un producto C, para obtener 12 moléculas de C se precisan a) 3 moléculas de A y 7 de B b) 5 moléculas de A y 10 de B c) 6 moléculas de A y 15 de B d) 5 moléculas de A y 15 de B 17. ¿Qué volumen de HCl se produce en condiciones normales, cuando 1 mol de hidrógeno reaccionan con cloro, según la ecuación: H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl(g)? a) 5,60 L; b) 11,2 L; c) 22,4 L; d) 44,8 L 18. Para que se formen 72 g de agua ¿Cuantos g de hidrogeno y de oxígeno deben reaccionar a) 36 g y 36 g b) 12 g y 60 g c) 8 g y 64 g d) 22 g y 50 g 19. ¿Cuántos g de agua se forman si ´se hacen reaccionar 1 g de hidrógeno con 1 g de oxígeno? a) 2 g b) 1,125 g c) 1,5 g d) 1,8 g 20. Qué volumen de Cl2 reacciona en condiciones normales, cuando se obtiene 1 mol de cloruro de hidrógeno, según la ecuación: H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl(g)? a) 5,60 L; b) 11,2 L; c) 22,4 L; d) 44,8 L Soluciones 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 TEMA 6.‐ Estado Líquido y Sólido 1. ¿Cuáles de los siguientes pares de elementos es más probable que formen enlaces iónicos? Te y H; C y F; Ba y F; N y F; y K y O. 2. Explicar por qué los materiales enlazados covalentemente generalmente son menos densos que los unidos iónica o metálicamente. 3. ¿Qué tipos de enlace cabe esperar en cada una de las siguientes sustancias?: Xenón, fluoruro de calcio, polietileno, grafito y cobre. 4. ¿Por qué los enlaces covalentes se denominan enlaces direccionales mientras los iónicos se denominan no direccionales?. 5. Para cada una de las siguientes sustancias, describa la importancia de las fuerzas de dispersión, interacciones dipolo-dipolo y enlace de hidrógeno: a) HCl; b) Br2; c) ICl; d) HF; e) CH4. 6. Clasifique las siguientes sustancias en el orden creciente de sus puntos de ebullición: CCl4; Cl2; ClNO; N2 7. Cuando se sustituye uno de los átomos de H del benceno, C6H6, por otro átomo o grupo de átomos, cambia el punto de ebullición. Justifique el orden de los siguientes puntos de ebullición: C6H6, 80ºC; C6H5Cl, 132ºC C6H5Br, 156ºC C6H5OH, 182ºC 8. ¿Cuáles de las siguientes especies son capaces de unirse entre sí mediante enlaces de hidrógeno?: a) C2H6; b) HI; c) KF; d) BeH2; e) CH3COOH 9. a) Un sólido es duro, quebradizo y no conduce la electricidad. Su forma fundida y una disolución acuosa que contenga la sustancia, conducen la electricidad. Clasifique el sólido. b) Un sólido es suave y tiene un punto de ebullición bajo (menos de 100ºC). El sólido, su forma fundida y una disolución acuosa que contienen esta sustancia, son todos no conductores de la electricidad. Clasifique el sólido. EJERCICIOS DE DIAGRAMAS DE FASES 1.-Indique que fases están presentes a : a) 1 atm y 100ºC b) 0,5 atm y 100ºC c) 0,5 atm y 0ºC d) 5 mm Hg y -30ºC e) 1 atm y 25ºC f) 20 mm Hg y 70ºC D 2.- Considere una muestra de agua en el punto D del Diagrama. a) ¿Qué fases están presentes? b) Si se diminuyera la Tª de la muestra a Presión cte, ¿Qué sucedería? c) Cómo se podría convertir la muestra en vapor sin variar la Tª?. TEMA 9. Disoluciones 1.- Tenemos una disolución acuosa que contiene 400 g de ácido sulfúrico por litro de disolución a 20 ºC. Si la densidad de la disolución es de 1,243 g/cm3, ¿cual es la molaridad, molalidad, fracción molar y porcentaje en peso?. R: M= 4,08, m= 4,84, XH2SO4= 0,08, %(p/p)= 32,18 2.- Se mezclan 700ml de una disolución de hidróxido potásico 1,028M con 300ml de una disolución de hidróxido potásico al 3,5% (p/v). ¿Cuál será la molaridad de la disolución resultante? R: 0,9067 M 3.- Calcular los ml de agua que hay que añadir a 200ml de ácido clorhídrico 2M para convertirlo en ácido clorhídrico 0,5M. R: 600ml 4.- ¿Que volumen de disolución de I2 en agua de concentración 0,25 g/l hay que tomar para preparar: a) 50 ml de una disolución 3,15x10-4M? b) 50 ml de una disolución de cocentración 120mg/l? R: a) 16 ml b) 24 ml 5.- Se quiere obtener 1 l de disolución 0,1M de hidróxido sódico. Para ello se dispone de dos disoluciones de hidróxido sódico 0,1821M y 0,0459M respectivamente. ¿Qué volumen de cada una de las disoluciones habrá que tomar para que la mezcla resulte de la concentración deseada? R: 397,21 ml y 602,79 ml respectivamente 6.- Una muestra de yoduro potásico y cloruro potásico que pesa 5,00 g, se disuelve en agua hasta hacer una disolución de 0,5 l. Calcular la cantidad de cada uno de las sales si 50 ml de la disolución anterior necesitan 52,3 ml de disolución de nitrato de plata 0,1M para su completa precipitación. R: 2,0 g de KI y 3,0 g de KCl 7.- Se tratan 7,6 g de aluminio con 100 ml de ácido clorhídrico comercial del 36%(p/p) y densidad 1,180 g/cm3. Calcular: a) Cual es el reactivo limitante. b) El volumen de hidrógeno obtenido a 25 ºC y 750 mm Hg. R: b) 10,41 l 8.- Se hacen reaccionar 25,2 g de estaño con 100 ml de disolución de ácido nítrico al 10%(p/p) y densidad 1,300 g/cm3 , obteniéndose 3,74 l de NO húmedo a 17ºC y 740 mm de Hg. Calcular el rendimiento porcentual de la reacción. La reacción sin ajustar es: Sn + HNO3 + H2O → H2SnO3 + NO(g) La presión de vapor del agua a 17ºC es 14,5mmHg. R: 72,8% 9.- Calcular cuantos ml de ácido clorhídrico 0,2M son necesarios para que reaccionen completamente 10g de una muestra que contiene carbonato cálcico con una riqueza del 80%. R: 800 ml 10.- Determinar el volumen de una disolución de carbonato de sodio de densidad 1,15 g/ml y que contiene el 30% (p/p) de Na2CO3.10H2O necesario para neutralizar 600ml de ácido clorhídrico 0,4M. R: 99,5 ml 11.- ¿Cual es la molaridad de una disolución de oxalato potásico, si se necesitan 35 ml de la misma para que reaccionen completamente con 47,65 ml de una disolución 0,0632 M de permanganato potásico?. La ecuación sin ajustar es: KMnO4 (ac) + K2C2O4 (ac) + H2SO4 (ac) → MnSO4 (ac) + K2SO4 (ac) + CO2 (g) + H2O (l) R: 0,215M 12.- La siguiente reacción se realiza a presión atmosférica y 30ºC en medio ácido K2Cr2O7 (ac) + C2H4O (g) + H2SO4 (ac) → C2H4O2 (g) + K2SO4 (ac) + Cr2(SO4)3 (ac) + H2O (l) a) ajustar la ecuación química b) si tenemos 500ml de una disolución 3M en dicromato potásico con la cantidad suficiente de ácido sulfúrico¿que volumen de óxido de etileno gaseoso (C2H4O) habrá que burbujearle para que se consuma completamente? R: b) 112 L 13.- Disponemos de una disolución de permanganato potásico. Si añadimos ácido sulfúrico a esta disolución, la reacción con H2C2O4 (ácido oxálico) conduce a la obtención de Mn2+ y CO2. a)Escribir y ajustar la ecuación de la reacción red-ox que tiene lugar. b)Si en la valoración se consumen 45,0 ml de la disolución de permanganato para reaccionar con 50 ml de la disolución de ácido oxálico 0,125 M, ¿Cuál es la molaridad de la disolución de permanganato?. Si hacemos reaccionar la disolución de permanganato con otra de oxalato potásico en medio básico se obtienen CO2 y MnO2. c)Escribir y ajustar la reacción que tiene lugar. d)¿Cuantos ml. de la disolución de permanganato se necesitan para oxidar 25 ml de una disolución 0,125 M de oxalato potásico en medio básico? R: b) 0,055M d) 37,9ml 14.- La solubilidad en agua del cloruro amónico es 8,56m a 40ºC y 6,59m a 20 ºC. Si 25,0 g de agua se saturan con cloruro amónico a 40ºC y luego se enfría a 20 ºC, ¿cuanto cloruro amónico cristaliza? R: 2,62 g 15.- a)Calcular la concentración de equilibrio del oxígeno atmosférico en agua a 25ºC y 1 atm, sabiendo que la concentración del oxígeno en el aire es del 21% en volumen y la constante de Henry a 25ºC es 1,263x10-3 M.atm-1. b) Calcular la concentración de oxígeno en el agua de Denver (a 1525 m la presión atmosférica es 0,825 atm.). R: a) 8,5 mg/L b) 7,0 mg/L 16.- A 20ºC la constante de Henry para el dióxido de carbono disuelto en agua es de 9,26x10-7 torr-1. Suponer que tenemos una gran cantidad de dióxido de carbono gaseoso húmedo en contacto con 1 ml de agua líquida a la presión de 753,6 torr y 20 ºC, ¿cuantos cm3 de dióxido de carbono se disolverán en 1 ml de agua?.A la temperatura dada, la densidad del agua es 0,998 g/cm3 y la presión de vapor es 17,54 torr. R: 0,94 ml 17.- Hallar el peso molecular de la urea sabiendo que al disolver 13,2 g de urea en 60,8 g de agua a 28 ºC, la presión de vapor de la disolución es de 26,62 mm de Hg. La presión de vapor del agua a 28ºC es 28,35 mm Hg. R: 60,1 g/mol 18.-Un análisis de C, H y O del ácido benzoico da 68,8% de C, 5,0% de H y 26,2% de O. Una muestra de 0,1506g de ácido benzoico se disuelve en 100g de agua y produce una disolución cuyo punto de congelación es -0,023ºC. Otra muestra de 2,145g del mismo ácido en 50g de benceno produce una disolución con un punto de congelación de 4,58ºC. Si el punto de congelación del benceno puro es 5,48ºC, determinar: a) la fórmula molecular del ácido benzoico en agua. [Kc(H2O) = 1,86ºCm-1] b) la fórmula molecular del ácido benzoico en benceno y explicar la diferencia observada con el apartado anterior. [Kc(C6H6) = 5,12ºCm-1] R: a) C7H6O2 b) C14H12O4 19.- ¿Cuantos gramos de etanoamida (Pm= 59 g/mol) deben disolverse en 100g de agua para que la disolución resultante hierva a 100ºC a 740,9mmHg? R: 8,142 g 20.- Calcular la presión de vapor a 20ºC de una disolución de 5g de 1,2-propanodiol (no volátil, Pm= 76g/mol) en 100g de detiléter (Pm= 74g/mol), sabiendo que a dicha temperatura la presión de vapor del dietiléter puro es de 400mmHg. R: 381,37 torr 21.- La destilación de una mezcla formada por ácido clorhídrico y agua da lugar a un azeótropo que contiene un 20,22% en peso de ácido y una densidad de 1,096. Expresar la concentración de esta disolución en molaridad, molalidad y fracción molar. R: M= 6,07, m= 6,94, XH2O= 0,889, XHCl= 0,111 22.- Se prepara una disolución en agua de glucosa al 5% en peso, resultando una densidad de 1,0192 g/cm3 y una presión osmótica a 20 ºC de 6,8 atm. Calcular, sabiendo que la presión de vapor de agua a 20 ºC es 17,54 mm Hg: a) El peso molecular de la glucosa b) La presión de vapor de la disolución c) El punto de congelación [Kc(H2O) = 1,86ºCm-1] R: a) 180 g/mol b) 17,46mmHg c) -0,54ºC 23.- Se ha preparado una disolución de cloruro de bario en agua al 4% en peso. La densidad de la disolución es de 1,0341 g/cm3 y su temperatura de ebullición es de 100,3 ºC. Si la presión de vapor de agua a 20 ºC es 17,54 mm Hg, calcular: a) El grado de disociación del cloruro de bario[Ke(H2O) = 0,52ºCm-1] b) La presión osmótica de la disolución a 20 ºC c) La presión de vapor de la disolución a 20 ºC R: a) 0,965 b) 13,4atm c) 17,36 torr 24.- La sangre es isotónica con una disolución de cloruro sódico 0,91% (p/p) cuya densidad es 1,00g/cm3. A esta concentración el factor de van´t Hoff para el cloruro sódico es de 1,90. Calcular: a) la presión osmótica de la sangre a 37ºC b) su punto de congelación [Kc(H2O) = 1,86ºCm-1] R: a) 7,53 atm b) -0,55ºC 25.- Una disolución de cloruro de calcio al 20% en peso tiene una densidad de 1,2 g/cm3. Si el cloruro de calcio está disociado en un 80% a 0ºC, calcular: a) la presión osmótica b) su punto de congelación [Kc(H2O) = 1,86ºCm-1] R: a) 125,7 atm b) -10,88ºC Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Resumen de Cinética Química Velocidad de reacción. Factores de los que depende Orden de reacción Mecanismo de reacción Teoría de colisiones. Energía de activación. Catálisis Ecuación de Arrhenius: Nos da el incremento de la constante de velocidad k al aumentar la Ea temperatura: K A·e R·T ; donde A = Factor de frecuencia (nº de colisiones con la geometría correcta) Ea 1 ln k ln A R T Concentración del reactivo en función del tiempo. Cinetica de reacción. Ley de velocidad La semivida, t1/2, es el tiempo que debe transcurrir para que la mitad de un reactivo se convierta en producto. Se calcula a partir de la ecuación integrada. Cinetica de primer orden Ordenada en el origen =ln [A]0 Química. Supuestos prácticos Preparador: Paco Martínez Cinética Química 1. Velocidad de reacción. Factores de que depende. -1 -1 1.1. Para la reacción N2O4 (g) 2 NO2 (g), la velocidad de formación de NO2, en cierto intervalo de tiempo, es 0,004 mol·L ·s . ¿Cuánto vale, en -1 -1 ese intervalo, la velocidad de desaparición de N2O4? [Solución: 0,002 mol·L s ] 1.2. La lejía es una disolución de hipoclorito de sodio, NaClO, en agua. Se descompone según: 3 NaClO (aq) → 2 NaCl (aq) + NaClO3 (aq) −1 −1 A temperatura ambiente, la reacción es muy lenta, pero cuando se calienta a 80 ºC, la velocidad de formación de NaCl es de 2,8 mol·L ·min . -1 -1 -1 -1 Calcula la velocidad de desaparición de NaClO y la velocidad única de reacción. [Solución: 4,2 mol·L ·min ; 1,4 mol·L ·min ] 2. Orden de reacción y ley de velocidad. 2.1. La ecuación de la velocidad de la reacción: 2 NO (g) + 2 H2 (g) →N2 (g) + 2 H2O (g) viene dada por la siguiente expresión experimental, 2 V= k[NO] [H2 ]. ¿Cuál es el orden de esta reacción con respecto a cada uno de los reactivos y el orden total? [Solución: 2 , 1 y 3] 2 2.2. La ley de velocidad determinada experimentalmente para cierta reacción es: v = k[A] [B] . Explica qué pasa con la velocidad de dicha reacción cuando: a) Se triplica la concentración de A. b) Se reduce a la mitad la concentración de A. c) Se duplica la concentración de B. [Solución: a) 9 veces mayor; b) la cuarta parte; c) se duplica] 2.3. Uno de los principales irritantes oculares del esmog es el formaldehído, CH 2O, que se forma en la reacción: C2 H4 (g) + O3 (g) 2 CH 2O (g) + 1/2 O2 (g). Dada la tabla de datos: a) Determina la ley de velocidad para la reacción. b) Determina la constante de −7 velocidad, k. c) Calcula la velocidad de reacción cuando [C2H4] y [O3] son ambas 3,0 · 10 −1 3 -1 · -1 -10 - -1 mol L . [Solución: a) v=k·[C2H4]·[O3]; b) k=2,0·10 mol ·L s ; c) 1,8·10 mol·L 1·s ) 3. Mecanismo de reacción. 3.1. El bromuro de nitrilo se descompone en dióxido de nitrógeno y bromo: 2 NO2Br (g) 2 NO2 (g) + Br2 (g) El mecanismo propuesto es: (1) NO2Br (g) NO2 (g) + Br (g) (lenta) (2) NO2Br (g) + Br (g) NO2 (g) + Br2 (g) (rápida) Escribe la ley de velocidad predicha para este mecanismo. [Solución: v=k·[NO2Br] ] 3.2. Los envenenadores han utilizado mucho las sales de talio (I), para deshacerse de sus víctimas, tanto en la realidad como en la ficción. En disolución acuosa, el ion cerio (IV) oxida al talio (I). Los pasos elementales, en presencia de Mn (II) son: 4+ 2+ 3+ 3+ 4+ 3+ 3+ 4+ + 4+ 3+ 2+ (1) Ce + Mn Ce Mn (lenta) (2) Ce + Mn Ce + Mn (rápida) (3) Tl + Mn Tl + Mn (rápida) a) Escribe la ecuación de la reacción química global. b) Identifica el catalizador y los intermediarios. c) ¿Qué distingue a un catalizador de un intermediario? d) Deduce la ley de velocidad. [ + 4+ 3+ 3+ 2+ 3+ 4+ [Solución: a) Tl + 2Ce Tl + 2 Ce ; b) Catalizador: Mn ; Intermedio: Mn ; Mn ; d) v=k·[Ce4+]·[Mn2+] 4. Energía de activación. Catálisis. Ecuación de Arrhenius 4.1. Una manzana magullada se pudre, a temperatura ambiente (20 ºC), en aproximadamente 4 días. Si se mantiene refrigerada a 0 ºC, la misma -1 -1 extensión de putrefacción ocurre en 16 días. ¿Cuál es la energía de activación para la reacción de putrefacción? Dato. R = 8,314 J K mol . -1 [Solución: Ea=46 kJ·mol ] 4.2. Las enzimas del hígado catalizan un gran número de reacciones que degradan sustancias tóxicas. ¿Por qué factor cambia la velocidad de una -1 -1 reacción de detoxificación para la cual las enzimas del hígado disminuyen su energía de activación en 18 kJ a 37 ºC? Dato. R = 8,314 J K mol . [Solución: v´= 1,1·103 v] 4.3. A 20 ºC, la leche fresca (no pasteurizada) se agria en 9 horas, pero si se mantiene en la nevera a 5 ºC, tarda en estropearse 48 horas. Calcula -1 -1 la energía de activación para el proceso de deterioro de la leche fresca. Dato. R = 8,314 J K mol [Solución: Ea=76 kJ·mol-1] 5. Concentración del reactivo en función del tiempo. 5.1. El peróxido de benzoílo, la sustancia más utilizada contra el acné, se descompone siguiendo una cinética de primer orden con una semivida 3 de 9,8·10 días cuando se refrigera. ¿En cuánto tiempo pierde el 5% de su potencia? [Solución: t=7,3·102 dias] 5.2. Un bioquímico estudia la descomposición del insecticida DDT en el suelo y encuentra que decae en una reacción de primer orden, con una semivida de 12 años. ¿Cuánto tiempo debe transcurrir para que el DDT en una muestra del suelo disminuya desde 550 ppbm a 20 ppbm? (“ppbm” significa ‘partes por billón en masa’.) [Solución: t=57 años] 5.3. La aspirina se descompone en el cuerpo en un proceso de primer orden. La semivida de la aspirina en personas adultas es de 3,7 horas. Calcula cuánta aspirina permanece en el torrente sanguíneo después de 24 horas, a partir de una dosis de 160 mg. [Solución: 1,78 mg] 6. Problemas de síntesis. 6.1. Una de las reacciones implicadas en la destrucción del ozono en la estratosfera es: NO (g) + O3 (g) NO2 (g) + O2 (g) 8 −1 −1 -1 Para esta reacción en fase gaseosa, el factor de frecuencia es 6,31·10 L· mol s , y la energía de activación, 10 kJ mol . a) Calcula la constante de velocidad a 370 K. b) Suponiendo que se trata de una reacción elemental, calcula la velocidad de reacción a 370 K si: -1 -1 [NO] = 0,0010 mo·L y [O3 ] 0,00050 mo·L . [Solución: a) k=2,4·107 mol-1·L·s-1; b) v= 12 mol·L-1·s-1] 6.2. El cloruro de sulfurilo, SO2Cl2 , se utiliza en la fabricación del clorofenol (un antiséptico común). En la descomposición del SO 2Cl2 , a cierta temperatura, se obtuvieron los datos siguientes: a) ¿Cuál es la ley de velocidad para esta reacción? b) Calcula la constante de velocidad. c) Determina el orden de la reacción. [Solución: a) v = k [SO2Cl2 ]; b) k=2,2·10-5 s-1; c) n=1] 1 Química. Supuestos prácticos Preparador: Paco Martínez Cinética Química-2 1. Velocidad de reacción. Factores de que depende. 1.3. La azida de sodio, NaN3, se utiliza en los airbags. Aunque es estable a temperatura ambiente, por encima de los 275 ºC, se descompone según la reacción: NaN3 (s) Na (s) + 3/2 N2 (g). La reacción es tan rápida que en 40 milisegundos se descompone un mol de NaN3, produciendo unos 35 L de gas N2, que infla la bolsa del airbag. Calcula la velocidad media de aparición de nitrógeno en L/s. [Solución: 875 ·L·s-1] 2. Orden de reacción y ley de velocidad. 2.4. En la reacción 2 NO + O2 2 NO2 a una determinada temperatura, se ha obtenido la siguiente información. Calcula el orden total de la reacción, la ley de velocidad y su constante de velocidad. 2 -2 2 -1 [Solución: n=3; v = k [NO] ·[O2]; k=7.000 mol L s ] 2.5. Entre las sustancias utilizadas en la guerra química, el fosgeno (COCl 2) es el responsable del mayor número de muertes. Se produce a partir del CO y Cl2: CO (g) + Cl2 (g) → COCl2 (g) a) Determina la ley de velocidad para la reacción a partir de los datos de la tabla. b) Calcula la constante de velocidad, k. [Solución: a) v=k·[CO]·[Cl2]3/2; b) k= 11 mol -3/2·L3/2·s-1] 3. Mecanismo de reacción. 3.3. La reacción entre el ozono y el dióxido de nitrógeno: 2 NO2 (g) + O3 (g) N2O5 (g) + O2 (g) tiene la ley de velocidad experimental v =k [NO2 ]·[O3 ] . Durante la reacción se ha podido detectar la presencia de NO3 como especie intermedia. Propón un mecanismo factible para la reacción. 3.4. La síntesis de la urea, (NH2)2CO, por calentamiento del cianato de amonio, NH4OCN, disuelto en agua: NH4OCN (NH2 )2CO realizada en 1828, se considera un hito en la historia de la Química. Un mecanismo propuesto es: ¿Cuál es la ley de velocidad predicha para este mecanismo? (“En equilibrio” significa que la velocidad de la reacción directa es igual a la de la reacción inversa.) 4. Energía de activación. Catálisis. Ecuación de Arrhenius 4.4. Se ha estudiado la hidrólisis de la urea catalizada por la enzima ureasa: H2N− CO−NH2 + H2O 2 NH3 + CO2 -1 y se ha observado que, a 21 ºC, la energía de activación para la reacción catalizada y sin catalizar es, respectivamente, 43,9 y 134 kJ mol . -1 1 16 ¿En qué factor aumenta la ureasa la velocidad de hidrólisis de la urea? Dato. R = 8,314 J K mol- . [Solución: v´=10 v] -1 4.5. Indica La energía de activación para la descomposición del peróxido de hidrógeno: 2 H2O2 (aq) 2 H2O (l) O2 (g) es 42 kJ mol ; en cambio, -1 cuando la reacción está catalizada por la enzima catalasa, vale 7,0 kJ mol . Calcula a qué temperatura la velocidad de la reacción sin catalizar es igual a la velocidad de la reacción, a 20 ºC, catalizada por la catalasa. Se supone que el factor de frecuencia es el mismo en ambos casos. [Solución: T=1,8·103 K] 5. Concentración del reactivo en función del tiempo. + - 5.5. El cisplatino, Pt(NH3 )2Cl2 , utilizado en quimioterapia, reacciona con el agua: Pt(NH3)2Cl2 + H2O [Pt(NH3)2 (H2O)Cl] + Cl −4 -1 Supón que la concentración de cisplatino en el torrente sanguíneo de un paciente es 4,73·10 mol L . Calcula cuál será la concentración 24 horas −3 -1 -5 más tarde, sabiendo que la reacción es de primer orden con k = 1,87 · 10 min . [Solución: 3,20·10 mol/L] 5.6. El yodo−131 se utiliza para tratar tumores en el tiroides. Su semivida es de 8,1 días. Si un paciente ingiere una muestra que contiene 5,00 mg de I−131, ¿cuánto tiempo será necesario para que solo quede el 25% de este isótopo en el paciente? [Solución: t=16,2 dias] 5.7. La descomposición del 14C es de primer orden y su semivida vale 5770 años. Mientras vive una planta o un animal, tiene una cantidad constante de 14C en sus moléculas. Cuando el organismo muere, el contenido de 14C disminuye por descomposición radiactiva, y puede estimarse la edad de un organismo antiguo midiendo el contenido residual de 14C. Si se encontró que el contenido de 14C de una rama de ciprés obtenida en la tumba de Sneferu, un rey del Antiguo Egipto, era el 52,9% del correspondiente a los árboles vivos, ¿cuál es la edad de la rama? [Solución: t=.5301 años] 5.8. La semivida, t1/2, de una reacción de segundo orden es inversamente proporcional a la concentración de reactivo. Para la reacción orden A → -1 Productos, que es de segundo orden, t 1/2 es 64,0 s cuando [A]0 es 0,78 mol L . Calcula el tiempo necesario para que la concentración de A disminuya a: a) Un cuarto de su valor inicial. b) Un dieciseisavo de su valor inicial. [Solución: a) t=3·t ½ = 192 s ; b) t=15·t ½ = 960 s] 5.9. Una química encuentra que el amoníaco se descompone en sus elementos en un proceso de primer orden y obtiene los siguientes datos. a) Determina la constante de velocidad por métodos gráficos. b) Halla la semivida de la descomposición del amoníaco. [Solución: a) k=3·10-3 s-1; b) t½ =2,3·102 s] 6. Problemas de síntesis. 6.3. La semejanza entre el ICl y el Br2 es tan grande que privó al famoso químico Justus von Liebig de la fama del descubrimiento del elemento bromo. En 1815, Liebig obtuvo Br2 y lo guardó en un frasco al que puso la etiqueta “ICl”. A 200 ºC, el I Cl reacciona con el hidrógeno: 2 ICl (g) + H2 (g) I2 (g) + 2 HCl (g). Sabiendo que esta reacción es de segundo orden (total): a) Escribe posibles expresiones para su ley de velocidad. b) ¿Cómo se podría determinar cuál de las expresiones anteriores corresponde a la verdadera ley de velocidad? c) Razona si la reacción anterior puede ser elemental. [Solución: a) v = k [ICl]·[H2]; v = k [ICl]2; v = k [H2]2; b) Experimentalmente. Midiendo la velocidad pata diferentes concentraciones; c) No puede ser elemental] -1 6.4. La descomposición de la urea en HCl 0,1 mol L ocurre de acuerdo con la reacción: + 2- H2N-CO-NH2 + H2O 2 NH4 + CO3 . La constante de velocidad para esta reacción de primer orden se midió en función de la temperatura: Calcula la energía de activación y el factor de frecuencia, A, para esta reacción. [Solución: Ea = 1,27 105 J·mol-1; A= 8,42 1012 s-1] 1 Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Propuesta de problemas de Cinética Química por criterios e indicadores de evaluación Criterio de evaluación: “Diferenciar entre espontaneidad de una reacción y rapidez con la que se produce. Determinar la velocidad y los órdenes de reacción. Conocer como se relacionan la temperatura, los catalizadores, la naturaleza, el estado físico y la concentración de los reactivos con la velocidad de reacción. Identificar reacciones unimoleculares, bimoleculares y trimoleculares, y resolver problemas y cuestiones sobre la ecuación de Arrenihus. Representar en un diagrama de energía un posible mecanismo de reacción y compararlo con el mismo proceso pero catalizado. Estudiar diferentes tipos de catálisis que pongan en evidencia su importancia.” Indicador de evaluación 1: " Diferencia entre espontaneidad de una reacción y la rapidez con la que se produce” 1.1. ¿Si la combustión es un proceso termodinámicamente espontaneo, por qué no se quema una hoja de papel en contacto con el oxigeno atmosférico? 1.2. ¿Cuándo una reacción es espontanea y muy rápida, la energía de activación es negativa? Indicador de evaluación 2: " Determina la velocidad y los órdenes de reacción” -1 -1 -1 -1 2.1. Para la reacción a A + B → Productos, se han obtenido los siguientes datos [A] (mol·L ) [B] (mol·L ) V (mol·L ·s ) -4 experimentales: a) Determina la ecuación de velocidad. 1ª 0,02 0,02 4,4·10 -4 b) Específica los órdenes de reacción. 2ª 0,04 0,02 8,8·10 -4 c) Calcula la constante de velocidad. 3ª 0,04 0,04 35,2·10 [Soluc: a) v=k·[A][B]2; b) n=3; α=1; β=2; c) k=55 mol-2· L2·s-1] -6 -1 2.2. Calcula la ecuación de velocidad de la reacción a A → b B sabiendo que la constante de velocidad de la reacción es 4,2·10 s -3 -1 -8 -1 -1 y que, si la concentración del reactivo es de 6,3 · 10 mol , la velocidad tiene un valor de 2,6·10 mol L s . ¿Cuál es el orden de la reacción? [Soluc: a) v=k·[A] n=1; α=1] -1 -1 -1 -1 2.3. Para una reacción química entre dos reactivos, A y B, se han obtenido los [A] (mol·L ) [B] (mol·L ) V (mol·L ·s ) -3 siguientes datos. A partir de estos datos: 1ª 0,2 0,2 2,7·10 a) determina la ecuación de velocidad. -3 2ª 0,4 0,2 5,4·10 b) calcula el valor de la constante de equilibrio. 3ª 0,4 0,4 10,8·10 -3 [Soluc: a= v= k·[A]·[B]; k=0,0675 mol·L-1·s-1] 2.4. Escribe la ecuación de velocidad de la reacción 2 A + 2 B → C + 2 D, sabiendo que el orden total de la reacción es 3 y que si se duplica la concentración de la especie B se cuadruplica la velocidad. ¿Es dicha reacción tetramolecular? [Soluc: v=k·[A·[B]2; No.] Indicador de evaluación 3: " Conoce como se relacionan la temperatura, los catalizadores, la naturaleza, el estado físico y la concentración de los reactivos con la velocidad de reacción ” 3-1. Una pera pelada en contacto con el aire se oscurece al oxidarse un componente de la misma. ¿Se vería modificado este hecho si se introduce en el frigorífico? [Soluc: Si al bajar la Tª disminuye la VR] 3.2. .Como podríamos, sin calentar, aumentar la velocidad de reacción del cinc con el acido clorhídrico? [Soluc: Aumentar la concentración del HCl o pulverizando el cinc] Indicador de evaluación 4: " Identifica reacciones unimoleculares, bimoleculares y trimoleculares, y resolver problemas y cuestiones sobre la ecuación de Arrhenius " 4.1. Clasifica las siguientes reacciones elementales según su molecularidad. a) 2 NO2 → NO3 + NO b) Cl + Cl + M → M + Cl2 c) O3 → O2 + O [Soluc: a) bimolecular; b) trimolecular; c) monomolecular] -5 -1 4.2. Calcula la energía de activación para cierta reacción de descomposición, si a 298 K la constante de velocidad vale 1,7 · 10 s , y el factor 13 -1 -1 preexponencial, 2,69·10 s . Dato. R = 8,134 J·K . [Soluc: Ea=13,8·105 kJ·mol-1] 4.3. Al aumentar la temperatura de la reacción de 25 ºC a 35 ºC la constante de velocidad se multiplica por 10. ¿Cuál es el valor de la energía de activación? [Soluc: Ea=175,8 kJ·mol-1 ] 4.4. Partiendo de la gráfica dada, ln k frente a 1/T, de una reacción, determina la energía de activación de la -1 misma. [Soluc: Ea= 8,31J·mol ] Indicador de evaluación 5: "Representa en un diagrama de energía un posible mecanismo de reacción y compararlo con el mismo proceso catalizado." 5.1. Un reactivo A puede unirse a otro B para dar AB o bien a otro C para originar AC (reacciones competitivas): A + B → AB o A + C → AC En base a los siguientes diagramas de energía, razonar que proceso será más rápido. ¿Cómo se podría invertir el resultado sin modificar las condiciones de reacción? [Soluc: Será más rápido el primer proceso] Indicador de evaluación 6: " Identifica diferentes tipos de catálisis que pongan de manifiesto su importancia" 6.1. Si la descomposición del agua oxigenada se realiza empleando platino como catalizador, la energía de activación es de 12 kcal; sin embargo, si se emplea catalasa, es de 5 kcal. ¿Qué se puede concluir de este hecho? [Soluc: enzima catalasa disminuye notablemente la energía de activación, y es más selectiva que el platino. ] Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez Prueba de Verdadero-Falso de Cinética química 1. Dada la siguiente ecuación de velocidad, v = k · [A]2 · [B] correspondiente a la siguiente reacción química, A+B C, indique, razonadamente, si cada una de las siguientes proposiciones es verdadera o falsa: 1.1. La constante k es independiente de la temperatura. 1.2. La reacción es de primer orden respecto de A y de primer orden con respecto de B pero de segundo orden para el conjunto de la reacción. 1.3. La velocidad de reacción posee un valor constante mientras dura la reacción química. 2. La k de velocidad para una ecuación de primer orden se expresa en unidades de mol.l-1.s-1 3. Las unidades de la velocidad de una reacción dependen del orden total de la reacción. 4. En la ecuación de Arrhenius: k= A· e -Ea /RT , la Ea no depende de la temperatura. 5. La adición de un catalizador rebaja la energía de activación. 6. La adición de un catalizador modifica la velocidad de reacción directa. 7. La adición de un catalizador modifica el estado de equilibrio de la reacción. 8. Si la reacción A + B C + D es de orden uno con respecto a A y de orden cero con respecto a B, la velocidad de reacción es constante. 9. Si la reacción A B es de orden dos con respecto a A, si la concentración de A se duplica la velocidad de reacción también se duplica . 10. La ecuación de velocidad de la reacción: 2 A (g) + B2 (g) 2AB (g) es v= k·[A]2·[B] cuando las concentraciones de A y B se duplican, la velocidad también se duplica. 11. La ecuación de velocidad de la reacción: 2 A (g) + B2 (g) 2AB (g) es v= k·[A]2·[B] cuando las concentraciones de A y B se duplican, la velocidad se cuadriplico. 12. La ecuación de velocidad de la reacción: 2 A (g) + B2 (g) 2AB (g) es v= k·[A]2·[B] cuando las concentraciones de A y B se duplican, la velocidad se octuplica. 13. La ecuación de velocidad de la reacción: 2 A (g) + B2 (g) 2AB (g) es v= k·[A]2·[B] cuando el volumen del recipiente de la reacción se reduce a la tercera parte, la velocidad de la reacción disminuye tres veces. 14. La ecuación de velocidad de la reacción: 2 A (g) + B2 (g) 2AB (g) es v= k·[A]2·[B] cuando el volumen del recipiente de la reacción se reduce a la tercera parte, la velocidad de la reacción permanece inalterada. 2 15. La ecuación de velocidad de la reacción: 2 A (g) + B2 (g) 2AB (g) es v= k·[A] ·[B] cuando el volumen del recipiente de la reacción se reduce a la tercera parte, la velocidad de la reacción aumenta tres veces. 16. La ecuación de velocidad de la reacción: 2 A (g) + B2 (g) 2AB (g) es v= k·[A]2·[B] cuando el volumen del recipiente de la reacción se reduce a la tercera parte, la velocidad de la reacción aumenta veintisiete veces. 17. La ecuación de velocidad de la reacción: 2 A (g) + B2 (g) 2AB (g) es v= k·[A]2·[B] cuando el volumen del recipiente de la reacción se reduce a la tercera parte, la velocidad de la reacción disminuye nueve veces. 18. Un cambio en la constante de velocidad de una reacción se puede alcanzar cambiando la presión. 19. Un cambio en la constante de velocidad de una reacción se puede alcanzar modificando la concentración de productos y reactivos. 20. Un cambio en la constante de velocidad de una reacción se puede alcanzar modificando la temperatura. 21. Un cambio en la constante de velocidad de una reacción se puede alcanzar introduciendo un catalizador. 22. Al aumentar la concentración de los reactivos de una reacción, la constante de velocidad también aumenta. 23. La velocidad de una reacción química depende de la temperatura a la que se efectúa. 24. La velocidad de una reacción es más elevada cuanto mayor es la velocidad de los reactivos. 25. Una reacción exotérmica se verifica siempre a gran velocidad. 26. Una reacción exotérmica se inicia sin necesidad de suministrarle energía. 1.1 1.2 1.3 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26