SERIE 0Conocimientos previos: - Formuleo y nomenclatura. Teoría atómico-molecular. Estado gaseoso. Ley de Dalton. Volumen molar. Fórmula mínima y molecular. Soluciones. Estequiometría. 1) a) Completar el siguiente cuadro: Número 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 Fórmula Nomenclatura amoníaco HClO3 Tetróxido de dinitrógeno Ca H2 permanganato de potasio sulfito ferroso H2S ácido carbónico CuCl2 Fe2O3 ácido nitroso CaSO4 H3PO4 cromato de plata HNO3 cloruro de plata ácido sulfúrico HCl NaOH óxido cuproso b) Del cuadro anterior, seleccionar los compuestos de carácter covalente y entre ellos, elegir los que no tienen carácter ácido. Calcular para cada uno de estos últimos, la masa de una molécula expresada en gramos. c) Del cuadro anterior, seleccionar el o los compuestos en los que el hidrógeno actúe con número de oxidación (–1). En ese caso, calcular el número de átomos de hidrógeno presentes en 100 g de ese compuesto. d) Para los compuestos integrados por algún elemento del grupo de los halógenos, calcular la masa de sustancia que contiene 2 moles de átomos del halógeno correspondiente. Rta: b) 2,8.10-23g; c) 2,87.1024átomos; d) HClO3: 169 g; CuCl2: 134,5 g; HCl: 73 g. AgCl: 287 g 2) Calcular: a) la masa de 10 moléculas de S8. b) el volumen molar del SF6 (g) a 25 ºC y 1 atm c) el volumen molar del S8(s) a 25°C y 1 atm. d) en cuántos dm3 de SF6 (g) medidos a 25°C y 1 atm hay tantos átomos de S como en 10 cm3 de S8 medidos a 25°C y 1 atm. Dato: δ S8 = 2,07 g/cm3 a 25° C Rta: a) 4,26.10-21g; b) 24,4 dm3; c) 124 cm3; d) 15,8 dm3. 3) Un tanque de hierro contiene gas He a una presión de 136 atm y una temperatura de 25°C. Suponiendo que dicho tanque se encuentra en un edificio que se incendia, determine si explotará antes de fundirse. La presión máxima que puede soportar es de 500 atm y el punto de fusión del hierro es de 1535 °C. Justificar con cálculos. Rta: sí. 4) Un termómetro de gas hidrógeno tiene un volumen de 100,0 cm3 cuando se sumerge en un baño de agua helada a 0°C. Cuando se lo sumerge en cloro líquido hirviente, el volumen del hidrógeno a la misma presión es 87,2 cm3. Encontrar la temperatura de ebullición en K y en °C. Rta: 238K. 5) Se ponen en comunicación un balón de 3 dm3 que contiene oxígeno a 750 mm Hg y 70°C con otro balón de 2 dm3 que contiene nitrógeno a 730 mm de Hg y 70° C. Se logra comprimir todo el gas en el primer balón y durante toda la operación la temperatura aumenta 50 °C. Calcular: a) la presión final de la mezcla. b) la densidad del sistema final. c) la composición del sistema final expresada en % v/v. d) la presión parcial del nitrógeno en el sistema final. Rta: a) 1,86 atm; b) 1,76 g/dm3; c) 60,7 %O2 y 39,9% N2; d) 0,73 atm. 6) El cianógeno se usa como gas de soldadura, como propulsor de cohetes y como gas para fumigación. Se sabe que es un compuesto binario con 46,2% de C y que 1,73 g de este gas ocupan 0,82 dm3 a 1 atm y 300 K. Calcular en cuántos moles de sustancia hay 1023 átomos de N. Rta: 8,3.10-2 moles. 7) Una muestra de 370 cm3 de oxígeno se recogió sobre agua a 15 °C y una presión barométrica de 0,992 atm. ¿Qué volumen ocuparía esta muestra seca en CNPT? Datos: pv agua 15ºC : 12,79 mmHg Rta: 342 cm3. 8) a) ¿Qué volumen de ácido para baterías de δ= 1,28 g/cm3 y 37,30 % en masa de H2SO4 puro se puede preparar a partir de 10 dm3 de una solución concentrada acuosa de ácido sulfúrico de δ = 1,83 g/cm3 y 92,0 % m/m. b) ¿Cuál es la concentración molar de la solución obtenida? Rta: a) 35,26 dm3 ; b) 4,86 M. 9) Dadas las siguientes soluciones: a) 600 g de solución acuosa de CaCl2 12% m/m. b) Se diluyen 500 cm3 de solución acuosa de CaCl2 1M (δ= 1,05 g/cm3) con 500 g de agua. c) Se mezclan 180 g de solución acuosa de cloruro de calcio 9,0 %m/m con 600 cm3 de solución acuosa de cloruro de calcio 12,5% m/v de δ= 1,02 g/cm3. Indicar si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas, justificando en todos los casos su respuesta: I) La solución c) es la menor concentración y es 1,17 m. II) El número de átomos de cloro en la solución a) es 3,9.1023. III) La solución b) también se podría preparar con 562 g de agua y 463 g de la solución a). IV) La densidad de la solución b) es 1,025 g/cm3. Rta: I) falso; II) falso, lo correcto es 7,8.1023 ; III) verdadero; IV) verdadero. 10) Los cilindros del motor de un automóvil tienen un volumen total de 6,15 dm3. Supongamos que se llena este volumen con aire a 1 atm y 27°C. (El aire contiene 21% v/v de oxígeno). Durante la combustión del octano ocurre: b) El rendimiento de la combustión si se producen 3. c) La masa de agua que debe tener la lechada de cal si la concentración de la solución resultante de hidróxido de sodio es 10. Rta: a) 97. c) El volumen de H2O producido si se lo mide a 525 °C y 3 atm.4 %. Al reaccionar con agua se desprenden 195 cm3 de etino (C2H2) medidos a 15°C y 747 mm de Hg de presión barométrica.8 kg de una solución acuosa al 15% m/m de carbonato de sodio (98.4% c) 0.0% de pureza). d) Si en lugar de octano se usar heptano (C7H16). Se desea calcular: a) El rendimiento de la reacción. Rta: 80 %. Los productos son: una solución acuosa de hidróxido de sodio que contiene 1 kg de soluto y carbonato de calcio. Rta: a) 0.2 C8H18 (l) + 25 O2 (g) ⎯⎯⎯→ 16 CO2 + 18 H2O (g) Calcular: a) La masa de octano necesaria para que reaccione completamente el oxígeno del aire. CaC2 (s) + 2 H2O ⎯⎯→ Ca(OH)2 (ac) + C2H2 (g) Calcular la pureza de la muestra.479 g b) 89.10-2 moles de CO2. 12) Una muestra de carburo de calcio comercial tiene una masa de 0. ¿necesitaría más o menos masa de combustible para que reaccione completamente el oxígeno del aire? Justifique su respuesta y suponga comportamiento ideal de los gases.712 g. . 11) Para fabricar soda caústica se hacen reaccionar 9.0% m/m.0% de pureza) con una solución acuosa de hidróxido de calcio (lechada de cal) que se preparó con 1 kg de soluto (95. c) 670 g. b) La masa de carbonato de calcio obtenido. b) 1250 g.74 dm3 d) menos. El rendimiento es 90%. 4 minutos. Calcular la masa molar del etano. El tiempo necesario para que un litro de etano difunda a la misma temperatura a través del mismo agujero es 19. 6) Se coloca 1 g de helio en el matraz A y 1 g de oxígeno en el matraz B. d) discutir detalladamente el significado de cada palabra: ecuación. factor de compresibilidad 1) a) Enunciar y escribir las ecuaciones que corresponden a las leyes empíricas de los gases perfectos (“ideales”): Boyle y Mariotte (expansión isotérmica) y Gay Lussac (expansión isobárica) b) sobre la base de la ley de expansión isobárica justificar la existencia de una escala absoluta de temperaturas c) ¿Por qué es incorrecta la expresión que aparece en muchos libros: oK = oC + 273. calcule la relación entre ambos números. Ambos matraces son iguales y se mantienen a 25°C. calcular la constante R c) Escribir la ecuación de estado de los gases ideales para: i) un mol de gas. ii) demostrar la ley de Graham. Responder justificando en todos los casos su respuesta: a) En qué matraz hay más moléculas. vinculándolas con el punto c). ideales.SERIE 1 ESTADO GASEOSO Conocimientos previos Gases ideales. iii) mostrar la validez de la hipótesis de Avogadro c) Realizar un diagrama de distribución de velocidades moleculares y comentar brevemente el significado de: i) velocidad más probable. Rta: 30. ii) velocidad promedio. 5) a) Enunciar con sus propias palabras los postulados de la teoría cinética de los gases ideales b) a partir de los postulados anteriores: i) deducir la ley de Boyle y Mariotte. b) ¿Cuál es la relación entre las presiones de ambos matraces? c) ¿En qué matraz se mueven más rápido las moléculas? . estado. iii) raíz cuadrada del promedio de las velocidades al cuadrado (o “raíz de la velocidad cuadrática media”: rvcm).0 minutos. el volumen y la temperatura de dos estados cualesquiera A y B para cierta masa m de un gas perfecto b) Sobre la base del valor experimental obtenido para el volumen molar de un gas ideal en condiciones normales de P y T. Gases reales. gases. ¿en qué hilera empezarán los alumnos a reír y llorar simultáneamente? Rta: 24 4) Un litro de oxígeno difunde a través de un agujero del tamaño de una cabeza de alfiler en 20.1 g/mol. Ecuación de Van der Waals. Si un profesor libera gas hilarante (N2O) en la fila anterior y gas lacrimógeno (C6H11OBr) en el extremo posterior al mismo tiempo.15. Ecuación fundamental de la Teoría Cinética Ley de efusión de Graham. 3) a) Enunciar la ley empírica de Graham para la efusión gaseosa b) Una sala de conferencias contiene 36 hileras de asientos. 2) a) Deducir la ecuación de los gases que vincula la presión. ii) n moles de gas. b) 95. el cociente z= PV / RT de cierto gas (1mol) es 1. a) Calcular el valor de b para ese gas. He. 3714. b) mayor . ii) n moles de gas. Compare luego con los datos que figuran tablas. CH4.01 dm3/mol.25 atm L2/ mol2 b= 0. Rta: a) 0. b) escribir la ecuación de los “gases de Van der Waals” para: i) un mol de gas. 8:1. b) escribir la ecuación virial (Z vs P) y reinterpretar en base a ella los diagramas del ejercicio 7) a). 9) Calcular la presión ejercida por 2. b) Indicar si el cociente V / V-b es mayor. basándose en razones estructurales: HCl. d) A=B. b) la ecuación de Van der Waals.5 atm. 12) A 0°C y 1 atm.5 atm.00054.5 J/mol 7) a) Dibujar un diagrama PMV/RT “vs” P para dos gases “reales” diferentes a distintas temperaturas y compararlo con lo esperado para un gas ideal.50 moles de CH4 (g) que a 273 K ocupan un volumen de 439. H2O. b) ¿a qué se denomina “temperatura de Boyle“ de un gas? 8) a) Discutir las correcciones que propone Van der Waals para explicar el comportamiento de algunos gases que se apartan de la idealidad.0 cm3 empleando: a) la ecuación general de los gases ideales. 10) Ordene las siguientes sustancias gaseosas según el orden creciente de valores del coeficiente a de Van der Waals. 11 ) a) Definir “factor de compresibilidad” Z de un gas y mostrar cómo expresa la desviación del volumen del gas con respecto a la idealidad (a P y T constantes). Rta: a) A. c) A. b) 8:1. igual o menor que el cociente a / VRT.0428 L /mol) Rta: a) 127. (a=2.d) ¿En qué frasco hay mayor energía cinética? Realizar el cálculo. Rta: Vg/Vl = 1628. esto indica que las fuerzas de atracción entre las moléculas de H2 son mayores que las que existen entra las moléculas de O2. b) el comportamiento a la temperatura crítica. c) el comportamiento a temperaturas relativamente altas. (Nota: incluir las definiciones que sean necesarias. b) temperatura de ebullición normal.10-3 atm.Solución ideal.01 K. Datos: δ H2O a temperatura de ebullición normal: 0. 3) Analizar los enunciados y determinar si son correctos o no: a) La temperatura crítica del H2 es –240°C y la del O2 es –119°C. presión de vapor del sólido a 10 K : 1. .SERIE 2 EQUILIBRIO DE FASES: Sistemas de un solo componente Conocimientos previos: . 1) Representar en un diagrama de Andrews P-V las isotermas para una sustancia gaseosa que puede condensar. 4) a) Escribir la ecuación diferencial de Clapeyron para los equilibrios S-V. Calcular la relación de volúmenes entre ambas fases. discutir las aproximaciones o suposiciones realizadas. 5) Para el hidrógeno. e) discutir la Ley de los estados correspondientes. punto de fusión: 14.95 K a 7. punto triple: 13.Estado crítico. se conocen los siguientes datos: punto de ebullición: 20. . Explicar y señalar: a) el comportamiento a temperaturas relativamente bajas.Diagrama de equilibrio de fases. presión de vapor). gas y vapor?. Explicar cada término. Se solicita que: a) Dibujar una familia de isotermas de Andrews. 2) Definir: a) temperatura de ebullición. c) ¿Cuánto vale aproximadamente el cociente entre la temperatura crítica y la temperatura de ebullición normal de un líquido “regular” o normal (explicar qué significa líquido regular o normal). a 200 °C la densidad del agua en estado líquido es mayor que la del agua en estado gaseoso. por ejemplo. b) Dibujar el diagrama de fases correspondiente.10-2 atm. . ejemplificarla. por lo tanto. 6) Se tiene un cilindro provisto de un pistón que forma una cámara conteniendo vapor de agua y agua hirviendo en el punto de ebullición normal del agua.Ecuación de Clausius Clapeyron. . L-V y S-L. d) ¿qué diferencia existe entre los siguientes conceptos: fase gaseosa. Además cuenta con otros datos en las tablas del anexo de esta guía.958 g/cm3.38 K. Suponer que el gas tiene comportamiento ideal. c) Comparar la densidad del sólido con la del líquido. b) escribir y comparar la ecuación integrada de Clapeyron para los equilibris S-V y L-V. b) La temperatura crítica del agua es 374° C. Se quiere que en cada fase haya el 50% de las moléculas totales. 579 y 0. calcular: a) la presión final en mm de Hg.8 mm de Hg.4 kJ/mol. PV propanol 40°C: 50. Rta: 40. Datos: δ H2O (l) a 54°C: 0.776 Torr respectivamente. 12) Se quiere recoger oxígeno a un presión de 732 mm de Hg por desplazamiento de agua en un día que se registra una presión barométrica de 742 mm de Hg. Rta: 40%. Si se mantiene la temperatura del sistema a 54°C. indique qué cambios podrá observar si: a) El sistema evoluciona desde –10°C hasta 110°C a : I) presión constante de 1 atm II) presión constante de 6 atm. Aplicando la regla de las fases. Rta: 12. se inyecta una gota de agua (0.2 mm de Hg. Calcular la entalpía de sublimación del agua.7 cm3. b) El sistema evoluciona aumentando la presión desde 1 atm: I) a temperatura constante –1°C. 11) Calcular la humedad relativa en un sistema que contiene aire con vapor de agua (no está en equilibrio) si a 54°C la presión del vapor de ese sistema es de 45 mm de Hg.8044 g/ cm3. Rta: a) 55. Rta: ΔHS: 50. 9) La presión de vapor del hielo a 0°C y a –20°C es de 4.00 L a 54°C. II) a temperatura constante 50°C.97 kJ/mol.7) En un recipiente completamente vacío de 1. b) nada. Calcular la temperatura del agua.050 cm3). b) la masa de agua líquida que queda cuando se haya establecido el equilibrio.050 cm3) de propanol (l) (CH3CH2CH2OH) para obtener un sistema monofásico a 80°C? Datos: δ propanol: 0.9862 g/cm3. Δ HV propanol: 45. 8) ¿Cuál será el mínimo volumen que puede medir un recipiente en el que a 20°C se inyecta una gota (0. 10) Observe y compare los gráficos PV = f (T) para el CO2 y el H2O.8°C . Rta: b) 32. Se introducen a ambas en un baño refrigerante. normal tolueno = 110. Calcular la masa molar del soluto. . 3) El benceno y el tolueno forman soluciones ideales. d) 236. 1) a) Dibujar la curva de solubilidad del KNO3 en agua con los siguientes datos: Solubilidad del KNO3 en g de soluto / 100 g de disolvente. 2) Una mezcla de benceno y dicloroetano se comporta idealmente a 50°C. se calienta hasta 30°C.6 ºC ΔH vap benceno= 31 kJ/mol ΔH vap tolueno = 33. f) Calcular la masa de soluto que se separa de 200 g de solución acuosa saturada a 20°C al ser enfriada a 10°C. e) Calcular la masa de disolvente que habrá que evaporar de 200 g de una solución saturada a 35°C si se quiere obtener 50 g de sal sólida a esa temperatura.5 g de KNO3 sólido en equilibrio con los 113 g de solución de KNO3 a 0°C. c) 88 g.2 g: f) 16. ¿cuántos gramos de agua habrá que agregar para obtener una solución justamente saturada a 24.2 ºC. Datos: P0 benceno (C6H6): 268 mm de Hg.08 4) La presión de vapor del agua a 25°C es 23.6 30 45.59.8 40 63.Ascenso ebulloscópico. . b) yb = 0.0 10 20.86°C / molal.4 kJ/mol Rta: a) Pv b=132 mmHg. . c) Si se tienen 58. XD 0.Solubilidad.2g. 5) Se preparan 106 g de dos soluciones acuosas (A y B) que contienen 6 g de urea ( CON2H4) y 6 g de sacarosa ( C12H22O11) respectivamente.SERIE 3 EQUILIBRIO DE FASES: sistemas de dos componentes Conocimientos previos: . a) Calcular las presiones de vapor de cada componente a 30°C. Pv tol = 46 mmHg .30 g/mol.76 mm de Hg y la presión de vapor de una solución que contiene 5.33°C para sacarosa . Calcular: a) La presión de vapor total de una mezcla líquida que contiene masas iguales de ambos componentes.9 mm de Hg. e) 91.5°C? d) ¿Qué masa de KNO3 se debe agregar a 800 cm3 de solución 2.41.7 M en KNO3 a 40°C. P0 dicloroetano (Cl2C2H4): 236 mm de Hg. b) XB 0. b) Calcular las fracciión molar en el vapor para la solución líquida cuya fracción molar de tolueno sea: 0.1623 g/cm3. Temperatura °C 0 Solubilidad 13.9 b) Calcular la masa de sólido que se disuelve.Ley de Raoult.86°C para urea y –0.Coeficiente de Vant’Hoff.7M: 1. Rta: 57. Dato: KC H2O: 1. .8 g.6 g.92 . Calcular la temperatura a la que comienza a separarse el hielo en cada recipiente.2 Datos: Teb. Rta:–1.Descenso crioscópico.40 g de una sustancia no volátil en 90 g de agua es 23. yt = 0. normal benceno = 80.9 20 31.32 mm de Hg. Teb. cuando 113 g de solución de KNO3 que está en equilibrio con KNO3 sólido a 0°C. para obtener una solución saturada a esa temperatura? Densidad de la solución 2. Rta: a) PT: 253. b) La composición molar del vapor. 34 ºC kg /mol Ar P = 31 Rta: 4 13) El antraceno tiene una fórmula empírica de C7H5.06 g/ cm3.00g / cm3. 9) Una solución acuosa 0.835 g de fósforo blanco en 64. un soluto no. Calcular la mínima temperatura que puede soportar el radiador. 10) Una solución acuosa de sacarosa (C12H22O11) tiene una presión osmótica de 12.74 °C. Datos Ke = 2.2°C.6°C. el punto de congelación de A disminuye 0. Dato: KC H2O: 1.74 atm a 0°C y 7. Rta: 0.volátil) en 200g del solvente A. Dato: KC H2O: 1.82 .027 atm.65 atm a 37°C. el punto de congelación de A disminuye 0. P0V a 23°C: 21.25 ºC.8 atm. Rta: a) 30. Tomar del problema 1) los datos que considere necesarios. Suponga que en 1 cm3 de plasma sanguíneo hay 1 g de agua. Calcular la presión osmótica del mismo a 0°C y a 37°C. Rta: 6. 7) a) Calcular la masa de soluto que se separa de 200 g de solución acuosa al 30% m/m de nitrato de potasio a 30°C al ser enfriada a 10°C. 8) El plasma sanguíneo congela a –0. 11) Cuando se disuelve 1 g de urea (Mr = 60) (no. La sal es un electrolito fuerte.53 ºC/m Masas atómicas relativas: C: 12 H: 1 Factor i de Van’t Hoff en función de la concentración para varias sales: m 0. Para determinar su fórmula molecular se disuelve 0.5 g de Y. Rta: a) es un electrolito. Se pide: a) Comprobar si el soluto es un electrolito.001 i (NaCl) 1.volátil. Dato: Kc H2O: 1.7 g.1 mm de Hg.10 ºC y la solución tiene un punto de ebullición de 80.86°C/ molal.243 ºC determinar el número de átomos que posee la molécula de fósforo blanco.86°C / molal. b) 100. Rta: . b) ¿Cuál será la temperatura de ebullición de la solución saturada a 10°C si se la diluye 10 veces con agua? Datos: Keb.2 molal tiene una temperatura de fusión –0.20ºC.12 g/cm3 respectivamente.34 ºC. b) 9. δ del agua a 25°C: 1. Las densidades de ambas sustancias son 1.electrolito y no.6) El radiador de un camión está cargado con una mezcla anticongelante que se preparó con partes iguales en volumen de agua y etanodiol (C2H6O2). Calcular la masa molar de Y Rta: 180 g 12) Cuando se disuelven 0.33.86°C/molal.97 i (ZnCl2) ------- i (MgSO4) 1. b) Calcular la presión osmótica de la solución a 25°C.0 g de benceno.507 g en 30.4 g de sulfuro de carbono el punto de ebullición de este último se eleva en 0. en 125 g del mismo solvente. admitiendo que la solución anticongelante se comporta con solución ideal. Cuando se disuelven 1.56°C. ¿Cuál es la fórmula molecular del antraceno? Ke = 2.513 °C / molal.00 g/cm3 y 1.electrolito y no. H2O: 0.5 atm a 23°C. ¿Cuál es la presión de vapor de la solución a esa temperatura? Datos: δ de la solución a 23°C: 1. El punto de ebullición del benceno es 80. 53 1.87 1.94 1.1 1 1.80 1.21 1.09 .77 2.01 0.81 2.66 2.0. b) Calcular para el proceso (I). c) Calcular la temperatura final del gas. Datos: 1 Pa (Pascal) = N/m2.2ºC. 1 atm = 101325 Pa.26 J. Inicialmente el pistón se encuentra en equilibrio.08 J.Entropía. (II)Se enfría a volumen constante hasta 2 atm de presión. b) -159.Segundo principio de la Termodinámica. Rta: el atleta disipa mayor energía que la bombilla eléctrica. Rta: a) 46. 3) Un atleta sigue una dieta de 17000 kJ/día y disipa diariamente como calor la misma cantidad de energía. (III) Se expande isotérmicamente hasta el volumen inicial. la temperatura del gas es de 25ºC y la presión atmosférica es de 1 atm.SERIE 4 TERMODINÁMICA Conocimientos previos . el trabajo realizado por el sistema y la presión final del mismo. 1) Dos moles de gas ideal se encuentran en un cilindro que posee en su parte superior un pistón móvil de 20 cm de diámetro y de masa despreciable. c) para II) 0 kJ.04 L. ¿Cómo es la producción diaria de calor del atleta comparada con la de una bombilla eléctrica de 100 W? Suponer que la energía de la bombilla se transforma totalmente en calor. a) Dibujar los procesos (I).02 kJ. Rta: b) 7. .6ºC. (II) Se enfría a volumen constante hasta 4 atm de presión. 2) Repetir el problema anterior considerando que la masa del pistón es de 20 kg. PF: 20 atm. (II) y (III) en un gráfico P-V. (II) y (III) en un gráfico P-V. c) 34. . a) Dibujar los procesos (I). 4) Dos moles de nitrógeno (considerado como gas ideal) realizan reversiblemente los siguientes procesos: (I) Se comprimen isobáricamente desde 600 K y 20 dm3 hasta la mitad del volumen. Ley de Hess. Ley de Lavoisier-Laplace. Rta: a) 48. b) -169. para III) –2. b) Calcular el trabajo desarrollado si la temperatura del gas aumenta y como consecuencia el pistón se desplaza 5 cm hacia arriba. .03 kJ 6) Cuando un sistema pasa del estado A al estado B (ver figura) a lo largo de la trayectoria A-C-B recibe 85 kJ y realiza 30 kJ de trabajo. Dato: 1 W = 1 J/s. c) 35.Primer principio de la Termodinámica. b) Calcular el trabajo para los tres procesos. a) Calcular el volumen inicial de gas.87 L. (III) Se expande a presión constante hasta el volumen inicial.Entalpía. c) Calcular para (II) y (III) el trabajo realizado en cada caso. Rta: 5) Un mol de oxígeno (considerado como gas ideal) realiza reversiblemente los siguientes procesos: (I) Se comprime isotérmicamente desde 10 atm y 10 dm3 hasta la mitad del volumen. . C p SO 2 ( l ) = 39. Considerar el vapor de agua como gas ideal.1 m3 de agua el vaporizarse a la temperatura de ebullición normal. ¿Qué cantidad de calor absorbe o libera el sistema? c) Si UA es 0 kJ y UD es 42 kJ .72 J/g°C.5 J.1 J. Gráfico 2: ΔU: 716. se encuentran inicialmente en el estado A a una temperatura de 200 K y realizan los siguientes ciclos: Calcular la variación de energía interna y el calor absorbido en A → B pasando por C para cada uno de los gráficos. es decir.5 J/K mol. Rta: Gráfico 1: ΔU 1509 J. b) –75 kJ. Q: 716.a) ¿Cuánto calor recibe el sistema a lo largo de A-D-B si el trabajo es de 10 kJ? b) Cuando el sistema vuelve desde B hasta A por la trayectoria bajo la curva.87 J/ K mol. . QD-B 13 kJ ~ ~ 7) 0. b) 7. b) Bajar la temperatura de 100 g de SO2 (l) desde –3°C hasta –18°C.2 moles de un gas ideal (Mr = 30) que posee Cp = 1 J/g°C y Cv = 0. el porcentaje del calor que se convirtió en trabajo. calcule el calor absorbido en los procesos A-D y D-B. 9) Calcular la energía necesaria (expresada en J) para realizar cada uno de los siguientes cambios: a) Aumentar la temperatura de 100 g de Zn (s) desde 410°C hasta 420°C. Datos: C p Zn (s ) = 25. Q: 1675. ~0 Datos: H 2 O ( l) = 1 g/cm3.H 2O (100º C) = 540 cal/g Rta: a) -17210 kJ. b) –934.62%. Rta: a) 390.5 J. Rta: a) 65 kJ. c) Q A-D 52 kJ.5 J. 8) a) Calcular el trabajo que producen 0. el trabajo es de 20 kJ.4 J. H vap . b) Calcular el rendimiento del proceso. b) -614 kJ. y iii) determinar el cambio de entalpía de la siguiente reacción: Cl2 (g) + H2 (g) → 2 HCl (g) cuando la misma se produce en condiciones normales y a 25ºC.42 kJ/mol H form .6 kJ/mol Fe.28 J/ºCmol. 0 0 Datos: H form .5 kJ 12) a) A partir de las reacciones i).H 2O ( l ) ( 25º C) = . cuál de las dos sustancias es mejor combustible. 16) Calcular la variación de entalpía normal a 25°C que corresponde a la siguiente ~ reacción tomando de las tablas correspondientes los datos de H 0for ( 25º C) necesarios. La vaporización se efectuó a presión constante de 1 atm. 13) Para la reacción: 3N2H4(l) 4NH3(g) + N2(g). H for = . 11) Se calentaron 45 g de hielo desde –15°C hasta convertirlo totalmente en vapor de agua a 120°C y 1 atm de presión.16 kJ. .5 kJ/mol.5 kJ/mol.00 g de Fe se desprenden 14. i) NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) H 0reac ( 25º C) = .6 J/ºmol (suponer que los Cp no varían con la temperatura).6 kJ/mol Rta: 50. Datos: C p H 2O ( v ) = 36.285.393.63 kJ y se forma óxido férrico. Calcular el H comb (25º C) para ambos procesos e indicar tomando como base la masa.5 kJ/mol. Calcular la cantidad de calor absorbido. ¿Cuál es la temperatura final del sistema y cuánto hielo fundió? Rta: 0°C y 18. Rta: 138. Calcular la entalpía molar de combustión a la temperatura de trabajo planteando la ecuación termoquímica correspondiente. b) Tanto la hidracina como el amoníaco líquido se queman en oxigeno para dar agua 0 líquida y nitrógeno gaseoso.629 kJ b) Para la reacción iii) calcular la variación de energía interna normal a 25ºC Rta: a) -185 kJ. CO (g) + H2O (g) → CO2 (g) + H2 (g) Rta: .7 g.176 kJ ii) N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) H 0reac ( 25º C) = .92 kJ iii) N2 (g) + 4 H2 (g) + Cl2 (g) →2 NH4Cl (s) H 0reac (25º C) = . N 2 H 4 ( l ) (25º C) = 50. NH 3 ( l ) ( 25º C) = -15.27 kJ. .41. a) Calcular el H 0reac ( 25º C) . Rta: -406. ii). C p H 2O (s ) = 33. C 2 H 4 ( g ) ( 25º C) .10) Un sistema formado por 100 g de hielo a 0°C recibe de una fuente caliente 6.CO 2 ( g ) ( 25º C) 0 H for . Rta: 14) Calcular el calor de formación normal a 25°C del eteno (C2H4) considerando las leyes de la Termoquímica y teniendo en cuenta para ello los siguientes datos: 0 0 H comb = -1409.8 kJ /mol. 15) Cuando se queman 2. (b) la entalpía de formación molar normal del agua líquida a 25°C. a presión constante: 4.3 J/molK. La temperatura final del sistema es de 320°C. d) positivo. f) –889.CS2 ( l ) ( 25º C) sabiendo que el H comb . c) –442. positivo.SO 2 ( g ) ( 25º C) y 0 0 determinar el H for . completar la tabla con los valores requeridos: .CS2 ( l ) ( 25º C) es –1073. 20) La combustión completa de 0. 18) 10 g de hielo a 0°C se agregan a 20 g de agua a 90°C en un calorímetro de capacidad calorífica despreciable. a) N2O4 (g) → 2 NO2 (g) b) NH4Cl (g) → NH3 (g) + HCl (g) c) 2 CO (g) → C (s) + CO2 (g) d) CO (g) → C (g) + O (g) e) X (s) → X (l) f) X (s) → X (g) g) X (l) → X (g) Rta: a) positivo.6 kJ/mol. 19) Cuando se colocan 10 g de Ni a 99. Calcular: (a) la entalpía de formación molar normal del agua vapor a 25°C. Calcular la temperatura final del sistema. d) –444.11°C. que puede calentarse desde 15°C hasta 195°C con la combustión completa de 0. C v H 2O ( v ) = 28. positivo.CH 4 ( 25º C) y (g) la masa de Zn. Datos: C v H 2 O (l ) = 74. e) a volumen constante: 0 J.33 kg Zn.3 °C.2 kJ a 25°C. Cv bomba = 20 J/K. f) positivo. (b) Qp. Calcular el calor específico del Ni. H for . se colocan. ~ 0 Datos: H fus .5 mol de gas metano (CH4) en una bomba calorimétrica desprende 442. e) positivo. g) positivo. c) negativo.2 kJ: b) –444. f) y g).6 moles de H2 y 0. Rta: 22) Dado que la entropía está relacionada con el grado de caos o desorden térmico de las partículas. Rta: a) –442. 0.C ( gr ) ( 25º C) . asignar el signo a ΔH.90°C en un recipiente aislado que contiene 80 g de agua a 20°C. el sistema alcanza el equilibrio a la temperatura de 21.4 kJ/mol. Mediante una chispa se inicia la reacción de combustión del H2 la cual continúa hasta completarse.7 kJ. en kg. positivo. Calcular también: 0 (f) el H comb . prediga el signo de ΔS de los siguientes procesos a presión y temperatura constantes.H 2O (0 º C) = 80 cal/g.8 kJ /mol. Para los procesos e). (e) W a volumen y presión constantes.0 0 17) Buscar en tablas los siguientes datos: H comb . b) positivo. que se encuentra vacía y a 25°C de temperatura. Suponer que es despreciable la capacidad calorífica del calorímetro. 23) a) Dadas las siguientes reacciones a 25°C y 1 atm de presión. (d) ΔH. Calcular para dicho proceso: (a) Qv. g) 6.7 kJ. Rta: 0.471 J/°C g.3 moles de O2. Cp H 2 O ( l) = 1cal/°Cg Rta: 33.5 mol de CH4 (g). Suponer que las capacidades caloríficas no dependen de la temperatura y que los gases se comportan idealmente.2kJ.95 kJ/mol.5 J/molK. (c) ΔU. a 25°C de temperatura. 21) En una bomba calorimétrica. Rta: 86. 10 kJ IV) 78.1 -92.SO 2 Cl 2 ( l ) ( 25º C) = -389. II) -198. no espontánea.CuO ( s ) ( 25º C) = -155.11 J/mol. Br2 ( g ) ( 25º C) = 30. 24) Dado el siguiente proceso a 65°C y 1 atm: Br2 (l) → Br2 (g). no.4 +5. H for . b) I) exotérmica. sí. Rta: a) sí. no espontánea. III) endotérmica.CuO ( s ) ( 25º C) y U for . III) 21.3 kJ 0 0 (a) Calcular el H for .ΔH (kJ) -211.1 kJ/mol.5 J/ K 0 mol y SCu ( s ) ( 25º C) = 33. 0 (b) Teniendo en cuenta que SO0 2 ( g ) ( 25º C) = 205 J/ °K mol. SCl0 2 ( g ) (25º C) = 223 J /mol.23 J/Kmol SBr2 ( g ) (25º C) = 245. 0 SSO (25º C) = 248. II) exotérmica.7 ΔS J/K +39. b) 2 Cl 2 ( l ) .4 I) 2 H2O2 (g) 2 H2O (g) + O2 (g) II) 3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g) III) N2O4 (g) 2 NO2 (g) IV) N2 (g) + 2 O2 (g) 2NO2 (g) + 67. IV) endotérmica. 0 0 Datos: G for . espontánea. SCuO ( s ) ( 25º C) = 43.0 J/K. 0 0 0 Datos: H for .CuO ( s ) ( 25º C) .3 +52. a) Predecir (indicar las aproximaciones realizadas) si la vaporización del Br2 a 65°C y 1 atm es un proceso espontáneo. si ocurre o no espontáneamente a 25°C y 1 atm y si esa tendencia se invertiría al aumentar la temperatura.SO 2 Cl 2 ( l ) ( 25º C) = -313. 0 0 Rta: a) H for .4 b) Indicar o predecir en cada caso si la reacción es endotérmica o exotérmica.81 kJ.8 kJ /mol.91 kJ/mol SBr2 ( l ) ( 25º C) = 152.1 kJ / mol. b) 332 K. b) sí. Rta: a) I) -222. 26) a) Calcular la entropía normal absoluta del SO2Cl2 (l) a 25°C a partir de la siguiente información: SO2 (g) + Cl2 (g) SO2Cl2 (l) b) Predecir la espontaneidad en condiciones normales de la reacción precedente. b) Calcular en forma aproximada la temperatura de vaporización del Br2 (l) a 1 atm. es espontánea.35 J/Kmol.8 kJ ΔH: -11.7 -35. U for . indicar si la oxidación del cobre se produce espontáneamente a 25°C. 2 (g ) 0 Rta: a) SSO (25º C) = 723. es espontánea.9 kJ/mol. 25) Dadas las siguientes reacciones a 25°C y 1 atm y sus respectivos valores de ΔH en dichas condiciones: Cu2O (s) CuO (s) + + ½ O2 (g) Cu (s) 2 CuO (s) Cu2O (s) ΔH: -143.7 J/ K mol. espontánea. no.9 ΔG (kJ) -33.CuO ( s ) ( 25º C) = -153.4 J/ K mol. si.40 kJ. Velocidades de reacción . Indicar los órdenes parciales y el orden total. (b) Determinar el tiempo de vida media a 25ºC. 4) Se han determinado los siguientes valores de la constante de velocidad en función de distintas temperaturas para la descomposición del pentóxido de dinitrógeno gaseoso: T (K) 339 318 298 273 k (1/s) 4.4610-5 7.5 h. b) 18.8710-7 (a) Escribir la expresión de la ley de velocidades.SERIE 5 CINETICA QUÍMICA Conocimientos previos. (b) ¿Qué relación numérica hay entre estas velocidades? (c) ¿Qué significa el Fe sobre la flecha? (d) Dar dos razones por las cuales la reacción no puede ser elemental. Rta: b) 5. .30 3. (d) Determinar la energía de activación de la reacción. (c) Determinar la constante de velocidad.Ecuación de Arrhenius .8710-3 4.4410-8 0. Fe 2) Para la reacción: N 2 (g ) 3H 2 (g ) 2 NH 3 (g) : (a) Definir las velocidades de desaparición de los reactivos y de aparición del producto.Orden de reacción . (b) Escribir la ecuación cinética asumiendo que la reacción admite expresión sencilla para la misma. (d) Explicar por qué es más correcto emplear el término rapidez que el término velocidad.6 h. (c) Escribir la ecuación cinética asumiendo que la reacción es elemental.90 3.610-9 0. c) E = 105 kJ/mol .9810-4 3. Rta: a) 2. (c) Calcular el tiempo necesario para que se descomponga el 90% del pentóxido de dinitrógeno inicial a 25 ºC. b) k = 410-8 M-1s-1 Nota: recordar que las concentraciones expresadas con corchetes [] siempre son en molaridad.2410-8 (a) ¿Cuál es el orden de la reacción? (b) Escribir la expresión de la ley de velocidades (ecuación cinética). Indicar los órdenes parciales y el orden total.60 1.Interpretación de gráficos .Mecanismos 1) Dada la reacción: 2A B 3C D (a) Definir la rapidez de la misma en función de todas las sustancias participantes. 3) Para la reacción: 2 NOCl(g) 2 NO(g ) Cl 2 (g ) se obtuvieron los siguientes datos trabajando a 27ºC: [NOCl] inicial (mol/L) Rapidez inicial (mol/L·s) 0. 410-2 (a) Indicar el orden de reacción. Determinar la ecuación que establece el tiempo de vida media. 12) Un insecticida se descompone de acuerdo a la ecuación: 2A B .8 kJ/mol. (b) Discutir en qué condiciones sería viable la distribución y venta de un medicamento como el indicado. suponiendo que la misma es de primer orden respecto de A.6ºC . Se produce un accidente y una cierta cantidad de insecticida es arrastrada hacia un lago el 1º de junio. 7) La concentración inicial de un medicamento es. Rta a) 5. 13) La descomposición del compuesto A se produce en una sola etapa de acuerdo a la siguiente ecuación: A B C . 100 unidades por mL.5 kj/mol y el factor A de la ecuación de Arrhenius tiene un valor de 51013 s-1.7510-8 M.3 min. b) 0. (a) ¿A qué temperatura tendrá que conservarse el medicamento para que tenga un tiempo de vida media de 30 días? (b) ¿Cuál será el tiempo de vida media de ese antibiótico si se lo conserva a 75 ºC? Rta: a) 4.415 años. lo que origina una concentración de 510-7 M.79 años 8) Para la reacción de descomposición del ioduro de hidrógeno en fase gaseosa.410-5 h-1. La constante de rapidez de la reacción en solución acuosa a 12ºC es 1.25 10-4.45 años-1. b) 3. Dar las dimensiones de la constante de rapidez. b) 919 kJ/mol 11) La reacción de descomposición de un antibiótico tiene una energía de activación de 107. suponiendo que la misma es de orden n 1 respecto de A. (a) Si la energía de activación es 104. Dar las dimensiones de la constante de rapidez. Rta: a) 2º.510-5 h-1 ¿a qué temperatura debe almacenarse el medicamento para que la constante de velocidad sea menor que 2. Transcurridos 20 minutos desde el comienzo de la reacción se descompuso .610-2 715 1.0910-5 h-1 a 25ºC. Suponiendo que la temperatura del lago es 12ºC: (a) ¿Cuál será la concentración del insecticida el 1º de junio del año siguiente? (b) ¿Cuánto tiempo tomará para que la concentración del insecticida se reduzca a un 30% de la concentración inicial? (c) ¿Cuál será el tiempo de vida media para esta reacción? Rta: a) 2. b) [H2] = [I2] = 6. ¿cuál es el tiempo que puede conservarse el medicamento a partir de la fecha de envase? Rta: 3. 9) Se tiene una solución de un medicamento que se descompone a temperatura ambiente.5 kJ/mol y k a 25ºC es 43. c) 0. Determinar la ecuación que establece el tiempo de vida media. Se sabe que el medicamento se hace ineficaz cuando su concentración es menor que 50 unidades por mL Si la constante de velocidad de la reacción de descomposición de dicho medicamento es 2.5) Deducir la expresión que da la concentración del reactivo como función del tiempo para la reacción aA P .24 años.8ºC 10) ¿Qué energía de activación se necesita para que la velocidad de reacción aumente en un factor de 3 al elevar la temperatura (a) de 300 a 310 K (b) de 1000 a 1010 K? Rta: a) 84. (b) Indicar cuál es la composición del sistema al cabo de 2 horas.810-2 417 1. 6) Deducir la expresión que da la concentración del reactivo como función del tiempo para la reacción aA P . a 391ºC. al envasarse. se obtuvieron los siguientes valores: Tiempo (min) [HI] 0 210-2 200 1. 30 0.3610-4 0.un 35.1810-4 0. (a) Escribir la ley de rapidez.5% 14) El peróxido de hidrógeno (H2O2) se descompone espontáneamente según la siguiente reacción: 2H 2 O 2 (ac) 2H 2 O(l) O 2 (g ) Experimentalmente se obtiene que k = 110-3 h-1.010-4 2. (b) ¿Cuál debería ser el porcentaje de descomposición después de transcurridos otros 20 minutos? Rta: b) 58. recogiendo sobre agua 20 mL de oxígeno medidos a una presión atmosférica de 1 atm y a 30 ºC. trabajando a temperatura constante se obtuvieron los siguientes datos: Experimento Nº 1 2 3 [A] 0. (a) Escriba la expresión de la ley de velocidad. a 30ºC.810-3 1.010-4 1.60 0.30 0.15 0.82 mmHg.1 M de A al cabo de 5 minutos la misma se reduce a la décima parte.3610-4 0. a 30ºC.30 [B] 0. (b) ¿Cuánto tiempo lleva preparada la solución del frasco? (c) Calcular el tiempo de vida media. determinar: (a) La constante de rapidez de reacción. usando catalizador. Rta: 17) Se estudió la cinética de la reacción: CO(g ) NO 2 (g) CO 2 (g) NO(g) y se obtuvieron los siguientes datos experimentales. Para determinar la concentración real de un frasco etiquetado como H2O2 0. Rta: 15) La reacción: A B P es de orden cero respecto del reactivo B y de orden dos respecto del reactivo A.010-4 5. a 100ºC: Experimento Nº 1 2 3 4 [CO] 5.7210-4 Rapidez inicial (mol/L·hora) 3.710-8 6. Mecanismo I 2A A 2 Mecanismo II A B AB AB P A2 B A P Mecanismo III 2A C D BC P Rta: 16) Para la reacción A B P (ΔH < 0).010-3 1.810-8 ¿? (a) Escribir la expresión de la ley de rapidez. Datos: Pv agua 31.410-3 (a) ¿Cuál es la expresión de la ley de velocidad? (b) ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad. Si partiendo de una concentración 0. (c) ¿Cuál es la rapidez inicial de la reacción en el experimento 4? Rta: .6 % de A. (b) El tiempo de vida media (c) ¿Cuál de los siguientes mecanismos es consistente con los datos cinéticos? Justificar la respuesta. k? (c) Dibujar el diagrama de energía en función del avance de reacción.410-8 1.510-3 [NO2] 0.30 Rapidez de formación de C (M/s) 7.2 M se descomponen 10 mL de dicha solución. (b) Calcular la constante de rapidez. calcular Kp para la reacción: 2 NO (g) + 2 O3 (g) ⇔ N2O4 (g) + 2 O2 (g) a 298 K Rta:a) Kp = 6.89. a) ¿Cuál es la constante de equilibrio? b) ¿Cuántos moles de éster hay en el equilibrio cuando se mezclan 3 moles de etanol y un mol de ácido acético? C2H5OH (l) + CH3COOH (l) ⇔ CH3CO2C2H5 (l) + H2O (l) Rta: a) 4. b) Calcular ΔGº y Kp para la reacción siguiente.40 10 34 4) a) b) c) d) Para la conversión entre NO2 (g) y N2O4 (g) Calcular Kp a 25 ºC para la reacción escrita en sentido espontáneo ¿Cuál de los dos gases será estable a 25 ºC? Calcular ΔGº y Kp para la reacción inversa Con los datos del problema 3 y de 4 a) . aplicando el principio de Le Chatelier. la presión o el volumen del sistema 2) Dada la siguiente reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇔ 2 NH3 (g) ΔH < 0 correspondiente al proceso Haber para obtener amoníaco. cómo se modificará la posición de equilibrio por: a) el agregado o sustracción de productos o reactivos. para un sistema que opera a P y T constantes.SERIE 6 EQUILIBRIO QUÍMICO Conocimientos previos: - Termodinámica Expresión de las constantes de equilibrio Principio de Le Chatelier Buscar los datos necesarios de tablas 1) Para las siguientes reacciones en equilibrio: i) 2 SO2(g) + O2 (g) ⇔ 2 SO3 (g) ΔH < 0 ii) I2 (g) + H2 (g) ⇔ 2 HI (g) ΔH < 0 iii) I2 (s) + H2 (g) ⇔ 2 HI (g) ΔH > 0 iv) 2 NO2 (g) ⇔ N2O4 (g) ΔH < 0 Determinar. b) N2O4 (g) c) Kp = 0.145.9 moles 6) Para la reacción : CO (g) + H2O (g) ⇔ H2 (g) + CO2 (g) .78 kJ d) Kp = 2.8 1070 5) Si 1 mol de etanol (C2H5OH) se mezcla con 1 mol de ácido acético (CH3COOH) a temperatura ambiente. indicar las condiciones de P y T convenientes para lograr un buen rendimiento. la mezcla en equilibrio contiene 2/3 mol de acetato de etilo (CH3CO2C2H5) y 2/3 mol de agua. ΔGº. ΔGº = 4. b) variación de la temperatura. a 298 K: NO (g) + O3 (g) ⇔ NO2 (g) + O2 (g) Rta: 6. b) 0. 3) a) Determinar que relación existe entre ΔG. Q y K. en forma reversible. Se obtuvieron los siguientes datos.63 moles de dióxido de carbono ¿cuál es la temperatura a la que se encuentra el recipiente? f) Si el recipiente anterior se enfría bruscamente a 600 K ¿cómo evoluciona el sistema? ¿cuál es la concentración de hidrógeno en el equilibrio? Rta: c) [CO] = [ H2O] = 0. c) 0.62 atm .6 M: SO2(g) + 1/2 O2 (g) ⇔ SO3 (g) Kc 700K= 18.5 moles monóxido de carbono.91 atm.34 M [H2] = [CO2] = 0.00 0. considerando que el nitrógeno es inerte? c) Calcular Δ Gº a 700 K Rta: a) 0. b) Δ Gº = -5. a) b) c) d) I2 (g) + H2 (g) ⇔ 2 HI (g) Kc=50 Calcular Kp a 448ºC ¿Cuál es la presión total de la cámara? ¿Cuántos moles de yodo quedan sin reaccionar? ¿Cuál es la presión parcial de cada componente en el equilibrio? Rta: a) Kp = 50.36 M [CO2] = 0.11 molesl.5 moles de hidrógeno y 0. T (K) 298 600 850 1100 2000 Kc Kp 31.9 a) ¿Cuántos moles de oxígeno habrá que agregar al recipiente? b) ¿Tendría el mismo efecto agregar una cantidad equivalente de aire (21 % V/V de O2). Si se desea aumentar la concentración de trióxido de azufre hasta que llegue a 0.227 a) Completar la tabla de datos b) La reacción es endo o exotérmica? Justificar c) Se mezclan 28 g de monóxido de carbono y 1 mol de agua gaseosa en un recipiente de 2 L a 2000 K.39 M [H2] = 0. b) Pt = 5. d) Si al sistema en equilibrio descripto en c) se le agrega 1 g de hidrógeno gaseoso y se deja que alcance el equilibrio calcular las nuevas concentraciones e) Si en un recipiente de volumen constante se encuentran en equilibrio 90 g de agua gaseosa.16 M d) [CO] = [ H2O] = 0.32 kJ/mol 8) En una cámara vacía de 10 dm3 se hacen reaccionar a 448 ºC 0. Calcular la composición en el equilibrio.5 moles de iodo y se deja que el sistema alcance el equilibrio. [H2] = 3. pHI = 4.156 1.106 M e) 850 K. 6 g de hidrógeno 2. 0. f) hacia productos.65 atm.42 moles.43 M 7) En un recipiente de 3 dm3 hay inicialmente 2 moles de dióxido de azufre gaseoso y 1 mol de trióxido de azufre gaseoso a 700K.6 3. d) pH2 = p I2 = 0. 300 mg de CaO y 250 mg de CO2.76 atm. se encuentran en equilibrio en un recipiente de 2.84 10-3. Calcular: a) Kp b) La composición en fracciones molares cuando la presión total en el equilibrio es 5 atm. cuando la reacción alcanza el equilibrio.1 10 .84 10 -3.78. a) Calcular ΔGº de la reacción b) Si se disminuye el volumen del recipiente ¿aumentará el rendimiento de la reacción? Fundamente su respuesta Rta: a) – 10.053.22 12) Dado el siguiente equilibrio a 1000 ºC: CaCO3 (s) ⇔ CaO (s) + CO2 (g) En un recipiente de 10 L se encontró que Kp = 1.4 10) 500 mg de CaCO3 .32 10-2 b) [CO2] = 2. Calcular Kc si inicialmente se parte de 1 mol de vapor de agua por dm3. b) Si se agrega 100 mg de CO2 al sistema que está en equilibrio ¿cuál será la nueva composición en el equilibrio? ¿La masa de CaCO3 aumentará o disminuirá (justifique mediante cálculo) Rta: a) Kc= 2.25.9) A 2000 ºC el vapor de agua se descompone en 1% de H2 y O2. cerrado y de paredes rígidas. ¿Cuáles son las presiones parciales de CO2 (g) y H2O (g) en el equilibrio? Rta: PH2O = PCO2 = 0. H2O (g) ⇔ 1/2 O2 (g) + H2 (g) Rta: Kc= 7. b) xCO = 0. Hallar la masa de carbonato de calcio que se descompone para llegar al equilibrio. a 10 atm el sistema alcanza el equilibrio y la presión final es 15.77% en moles de CO (g). Kp = 9.5 atm 14) Dada la reacción: A (g) ↔ 2 B (g) + 3 C (g) Cuando se inyecta A en un recipiente.0 L a 400 K según la siguiente reacción química: CaCO3 (s) ⇔ CaO (s) + CO2 (g) Calcular: a) Kp y Kc.83 kJ/mol b) disminuye . Rta: 10 g 13) El carbonato ácido de sodio puede extinguir el fuego debido a su descomposición térmica según: 2 NaHCO3 (s) ⇔ Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g) A 25 ºC el valor de Kp es 0. 11) En la reacción C (grafito) + CO2 (g) ⇔ 2 CO (g) a 850 ºC y 1 atm de presión total se obtiene en el equilibrio 93. Rta: a) Kp = 14. x CO2= 0. 30.10.00 4.1 N b) 200 cm3 HNO3 0. Admitiendo que no varía el volumen de la solución.10-9 M 1 dm3 NaOH 1.Concepto de ácido y base.05 M c) 300 cm3 NaOH 0. se obtiene una solución cuya concentración es 0.Producto de solubilidad. resolviendo por balance de masa y carga: a) pH pOH [H+] (M) [OH-] (M) 10-3 10-7 1. Resolver por balance de masa y carga 1 2 100 cm3 NaOH 0. pH columna 3: a) 1. c) 13. b) 12.2 M 3 600 cm3 HNO3 0.10-8 M pH pOH 2) Calcular el pH y la [OH-] resultante al mezclar cada una de las soluciones de la columna 1 con las soluciones de las columnas 2 y 3.052% m/v.Producto iónico del agua. .SERIE 7 EQUILIBRIO IÓNICO Conocimientos previos: .00 Rta: [OH-] = 3.40 b) Solución 1 dm3 HCl 0.009 moles de NaOH (s). pH. .78.pH de sales solubles . d) 12.2.235 N 200 cm3 NaOH 0. c) A 1 litro de solución de HCl 0.10-8 6.3. b) Calcular el pH a 25°C de una solución de KOH. b) 1.1 N d) 300 cm3 Ca(OH)2 0.94.10 -3 10-8 Rta: pOH = 11.30. Calcular el pH de la solución resultante y la concentración de todas las especies iónicas presentes en la solución.150 N 2 dm3 H2SO4 0.50 11.10-3 5.Electrolitos débiles.52.01 M se agregan 0. . 1) Completar los siguientes cuadros.050 N 1 dm3 HCl 3.14 g de KOH en agua hasta obtener 25 cm3de solución.015 M del mismo soluto.05 N a) 200 cm3 H2SO4 0. sabiendo que si 50 cm3 de dicha solución se mezclan con 30 cm3 de solución 0. Considerar volúmenes aditivos. d) 7. c) 1.10 5. calcular: i) [H+] .1 N Rta: pH columna 2: a) 7.00. 3) a) Se disuelven 0. 4 g de soluto/dm3solución.10-5.2. resolviendo con balance de masa y carga: [H+] a) b) c) d) e) HNO2 2. v) 3.10-2M Ka = 4. (Resolver con balance de masa y carga) Dato: Ka = 1. 7) Calcular la masa de nitrato de amonio que se debe disolver en 1.9 g .8.10-5 b) KCOOH 0.ii) iii) iv) v) [Cl-] [OH-] [Na+] pH de la solución. HCN.00. c) 11.5. c) Ka = 1. b) 2. Rta: a) 0.62 2. Kb = 1.70. 1.1 M Ka= ? [OH-] pH M del ácido o base conjugada correspondiente 10. Kb NH3 = 1. b) pH = 11.8.9 cm3 de NH3 30. (resolver con balance de masa y carga) Dato: Ka = 4.37 1.74.10-5 M HX 0. b) pH = 11. iii) 1.17. iv) 9.01 mol de ácido hipocloroso para formar 1 dm3 de solución.10.10-11 c) Na X 0.8.8.1 M Ka = 4. Datos: Ka = 3.00 4) Completar el siguiente cuadro. ii) 1.5 dm3 de agua para obtener una solución de pH igual al que se obtiene al disolver en forma separada 0.70. c) ¿Cuál será el pH de una solución que se prepara tomando 1. b) Calcular el % de ionización del ácido cianhídrico.10-9 5) a) Calcular la molaridad de una solución de ácido acético su el mismo está ionizado un 2%.8.8.8. Resolver con balance de masa y carga.10-5 CH3COOH ? M Ka = 1. c) i) 1.0 M. Rta: a) pH = 13.8 . Rta: 69.10-4 MOH 4.10-8.10-11M.10-5.10-2M pKb = 4.10-2M.88 Rta: a) pH = 5.10-3M.8920 g/cm3 y se diluye con agua destilada a un volumen final de 300 cm3? (Resolver con balance de masa y carga) Dato:Kb = 1.10-5.10-3M.09 NH3 ? M Kb = 1. resolviendo con balance de masa y carga: pH % de hidrólisis Kh a) NH4Cl: 5.10-3.10-10.13.1 M 8. 6) Completar el siguiente cuadro.0% m/m y δ = 0.045 M.10-5.2. 001 de NaOH Rta: a) b) 12) Se prepara 1000mL de una solución reguladora disolviendo 6..10-3. 9) a) ¿Cuál es el pH de una solución de ácido acético (CH3COOH).0365 g de HCl a otros 10 mL de solución reguladora? Rta: a) b) c) 13) Dados los siguientes datos a 25°C: 1 2 3 4 5 AgCl Ag2CrO4 SrC2O4 Cu (IO3)2 Ag3PO4 Kps 1.96.1 M.0 cm3 y c) 60. precipitará hidróxido de magnesio? .10-7 1.0 cm3 de NaOH 0.0 cm3 de ácido clorhídrico 0. sin cambio de volumen. b) Calcular la solubilidad molar del Cu (IO3)2. b) 1. Rta: a) 1.1 M de amoniaco y 0.3.4.1M. (Suponer volúmenes aditivos). 50.37.2.10-7 1.60.001 mol de HCl ii. Rta: a) 1.0. 14) a) Calcular el pH y el porcentaje de disociación de una solución de amoníaco 0.y PO4-3 donde la concentración de cada uno de estos iones es 0.0.001 mol de HCl ii.10 M de cloruro de amonio? b) Calcular el pH si a 100 mL de la solución del punto a) se le agrega.5.8) Calcular el pH que resulta de mezclar. c) sí.15 M a 100 cm3 de amoníaco 0.8. c) Si a la solución de la parte b) se le agregan 0. c) 11. a 25°C. b) 30.10-12 1.08 moles de MgCl2 sólido. d) Se tiene una solución de Cl-.0. sin variación del volumen: i. CrO42.3. b) Calcular el pH de la solución resultante de agregar 100 cm3 de solución acuosa de HCl 0.0 g de ácido acético y 16.15M.1 M con 5.1 M con: a) 20.1 M. si cuando se titula 50 mL de la misma se consume 40 mL de solución de NaOH 0.4.10 M de acetato de sodio (CH3COONa)? b) Calcular el pH si a 1 L de la solución del punto a) se le agrega.0 cm3de solución de nitrato de plata 0. d) cromato de plata es el último en precipitar...8 10 -5 Rta: a) 2.001 de NaOH Rta: a) b) 11) a) ¿Cuál es el pH de una solución 0. ¿Qué sólido precipita último por agregado de nitrato de plata? Justificar.05 10) a) ¿Cuál es la concentración de iones H+ en una solución 0.020 g de NaOH a 10 mL de la solución reguladora c) ¿Cuál será el pH después del agregado de 0.3.0 cm3.4.57 b) 9.10 M de ácido acético (CH3COOH) y 0. c) Predecir si precipita cloruro de plata cuando se mezclan 5. sin variación del volumen: i.10-18 a) Ordenar las sales según su solubilidad molar creciente. Justificar.0 cm3 de una solución de HCl 0..10-10 3.0.4 g de acetato de sodio a) Calcular el pH de la solución b) Calcular el pH después del agregado de 0. Ka = 1. b) 3.15 M.5 M? b) ¿Cuál es el pH en el punto de equivalencia en dicha titulación? Resolver con balance masa y carga. 8 10 -5 Kps= 1.55 10-4 M b) 6.5 10 -11 Rta: a) 1.12 10-6 M c) 1.5 10 -11 Rta: a) 11.1 M? Kps= 1. Se le agregan 100mL de NaOH 0. Justificar mediante cálculo.1 M de un ácido débil HA que tiene un pH= 3.8 10-11 Rta: a) 8.19 c) no precipita 15) a) Calcular la solubilidad del Mg(OH)2 (s) en agua b) ¿Cuál es la solubilidad del Mg(OH)2 (s) en una solución de MgCl2 0.0012 M ¿Se formará precipitado de PbI2 (s) cuando se mezclan 100 cm3 de solución de Pb(NO3)2 10-2 M con 50 cm3 de NaI 10-3 M? Suponer volúmenes aditivos.22 b) 5.1 M ¿cuál es el pH de la solución resultante? Rsolver con balance de masa y carga b) Si a la solución resultante del punto a) se le agrega 100 mL de cloruro de magnesio 0.85 b) no precipita .1 M? c) ¿Cuál es la solubilidad del Mg(OH)2 (s) en una solución de NaOH 0.5 10 -9 M 16) La solubilidad del PbI2 (s) en agua es 0. Rta: no precipita 17) a) Se tiene 100 mL de una solución 0.Kb= 1.01 M ¿precipitará hidróxido de magnesio? Kps hidróxido de magnesio = 1. 2 cm3 de solución 0. [ MnO4-] = 10-2 M.SERIE 8 OXIDO-REDUCCIÓN. Rta: a) 0. ELECTRÓLISIS Conocimientos previos: - Método del ion-electrón Potencial estándar Ecuación de Nernst Celdas electroquímicas: galvánicas y electrolíticas 1) a) Equilibrar las siguientes ecuaciones por el método ion-electrón. b) 1.28 v.10-6. si [ Br-] = 1 M y Kps PbBr2 = 9. c) –0. la reacción iónica total y la molecular equilibrada. agente reductor. Cu2S (s) + HNO3 ⎯⎯→ Cu (NO3)2 + H2SO4 + NO2 + H2O 7. KBr + KBrO3 + H2SO4 ⎯⎯→ Br2 + H2O + K2SO4 3.12 v. KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 ⎯⎯→ Fe2 (SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O 2. b) Indicar en cada caso el agente oxidante. b) Calcular la concentración (g/dm3) de una solución de H2O2 si 1 cm3 de la misma consume 16. e) electrodo de plomo en una solución saturada de PbBr2.1 M de KMnO4 al ser titulada en medio ácido. . seleccionar: a) Tres metales que desplacen al elemento Ni de soluciones que contengan Ni2+ (condiciones estándar) b) Una especie oxidante o reductora que produzca: I) Cl2 + 2 e ⎯⎯→ 2 ClII) Fe ⎯⎯→ Fe2+ + 2 e III) Cu2+ + 2 e ⎯⎯→ Cu 4) Calcular el potencial de reducción de los siguientes electrodos: a) de cobre metálico en solución 10-6 M de Cu2+.0.16 v.1 v./ Mn2+ donde [ Mn2+] = 10-8 M.7 g/dm3 3) Utilizando la serie electroquímica. d) Nombrar todos los reactivos y productos 2) Dada la reacción: KMnO4 + H2SO4 + H2O2 ⎯⎯→ MnSO4 + O2 + H2O + K2SO4 a) Escribir las hemirreacciones. K2CrO4 + H2 + H2O + KCl ⎯⎯→ KOH + CrCl3 5. KMnO4 + NH3 ⎯⎯→ KNO3 + MnO2 + KOH + H2O 6. Rta: 137.42 v. pH = 5. PILAS. d) –0. e) –0. c) de hidrógeno en el cual [ H+] = 10-2 M y pH2 = 1 atm. Zn + NaNO2 + NaOH + H2O ⎯⎯→ Na2 [ Zn (OH)4 ] + NH3 4. b) de MnO4.1. d) de hidrógeno en H2O destilada a 25°C y 1 atm. FeS (s) + HNO3 ⎯⎯→ Fe(NO3)3 + NO + S + H2O c) Indicar el número de oxidación de los elementos de las distintas especies químicas que figuran en las reacciones químicas anteriores. especie oxidada y especie reducida. 1. 36 V Rta: b) –0. i) Calcular el Ec indicando cuál es el electrodo negativo y por qué. calcular los: E° de Cr4+/ Cr2+. Cr4+/ Cr y Cr3+/ Cr.870 dm3 de H2. c) Dibujar el esquema de la pila III) indicando polaridad de los electrodos y sentido de circulación de iones y electrones.( 1 M ).01 M) / Pt E° = 1.= 1.1 M) / Mg y Hg2+ ( 0.14 V 9) Dada la siguiente pila: Co (s) / Co2+(1 M) / / Cl2 (1 atm) / Cl . .40.98 V. iii) Escribir la notación convencional de la celda galvánica.695 V.5. Cr3+/ Cr2+ = -0.09 V.15 V. a) ¿Con cuál lo combinaría para que funcione una pila? b) ¿Cuál es el Ec de esa pila? c) Cuando la pila no funciona más. 0. 435 dm3 de O2. b) Escribir las ecuaciones correspondientes a cada electrodo.5) Dados los E°: Cr2+/ Cr = .0. III) HCl ( 0. b) Cl2 0. Rta: c) 0. II) Cl2 ( p = 1 atm ) / Cl . ii) Calcular el pH en el que se invierte el sentido de la pila.01 M.575 V. si las demás concentraciones no se modifican. III) 0. pH = 1.04 V.⇔ 2 Fe 2+ + I2 Rta: a) 2.36 V. b) 2.0.27 V. ¿cuál es el valor de [ Ag+ ] ? Rta: b) 3. Rta: a) 0. c) 1.89 V 10) Dados los siguientes electrodos a 25°C: a) MnO4.01 M).63 V a) Indicar la reacción espontánea en la pila.56 V. Eº Cl2/Cl. b) Escribir cada pila en notación convencional y las reacciones correspondientes en cada electrodo. se ha determinado que su voltaje es 1.1 M ) / Hg.41 V. .005 M ) / H2 ( p = 1 atm ). c) Calcular el volumen de O2 e H2 en CNPT desprendido y el número de electrones que circulan con 5 A fluyendo 25 minutos.15 . Cr4+/ Cr3+ = 1. .107 7) a) Calcular el voltaje de las celdas galvánicas que resulten de combinar un electrodo de Zn2+ ( 0.001 M ) / Cu.(0.1 atm). Cl (0.1.202 V. Rta: a) I) 1. Rta: 0. b) Calcular el E° del electrodo de Co.79 V 6) Calcular las constantes de equilibrio de las reacciones: a) Sn (s) + Pb2+ ⇔ Sn2+ + Pb (s) b) 2 Fe3+ + 2 I. d) Calcular el Ec cuando la concentración de Co2+ es 0.(1 M) / Pt.65 V 8) Se dispone de un electrodo Ag+ (0. MnO2 (s) / Pt E° = +1.0. c) Indicar cómo varía el Ec cuando aumenta la presión de gas cloro.1 M) /Zn con los siguientes electrodos: I) Cu2+ ( 0.1 M) / Ag a usar como cátodo y otros dos electrodos: Mg2+( 0. 11) a) Dibujar el esquema correspondiente a la electrólisis del agua acidulada. II) 2. b) 6. 08 kg Ag.51V Rta: a) b) 17) Calcular el Ec para la siguiente celda galvánica: Pt / HCl (0. Calcular: a) La concentración de sulfato de cobre en la solución resultante. indicar la marcha de los electrones e iones y escribir las ecuaciones que tienen lugar en cada electrodo.824 g de cobre. Fe3+(0.11. se han recogido 112 dm3 de H2 (g) medidos en CNPT en la primera cuba. a) Calcular el número de moles de Pb que se han depositado.01 M) // MnO4 . Cu2+/Cu donde las concentraciones de los iones metálicos es 1 M¿con qué electrodo armaría la celda galvánica para conseguir que el potencial sea máximo? Justificar la elección mediante cálculo b) Escribir la notación convencional de la celda galvánica seleccionada.(0. b) El tiempo que duró la electrólisis c) El volumen de solución de NaOH 0.1M). H+/H2 (g).01 M necesario para neutralizar la solución anódica.44V Eº Cu 2+/Cu = 0. cuál el cátodo y la polaridad de los electrodos.15 10 11 15) Se realiza la electrólisis de 1 L de una solución acuosa de sulfato de cobre 0.77 V Eº MnO4 -/ Mn2+= 1.7 L 16) a) Calcular el potencial de la siguiente celda galvánica. Rta: a) 1.1M).56 Amperes se depositan 1. b) Dibujar el esquema correspondiente a estas dos cubas en serie. 13) Al circular corriente eléctrica por dos cubas electrolíticas conteniendo HCl (ac) y AgNO3 (ac) respectivamente. Rta: a) 2.1M) / Pt b) ¿A qué pH se invierte la celda galvánica si las demás concentraciones se mantienen constantes e iguales a las del punto a)? Eº Fe3+ /Fe2+= 0. Eº Fe2+/Fe = -0. 1 M). 14) a) A 25 ºC se tiene un electrodo de hidrógeno.12) En una electrólisis de PbCl2 fundido se han recogido 55 cm3 de Cl2 medidos a 40°C y 750 mm de Hg. usando electrodos inertes.1 M.10 M) / Cl2 (g) (p=100 torr) // Cl2 (g) (p= 8 atm) / HCl (0.071 M b) 165 c) 5. colocar el signo y nombre a los electrodos.34 V Rta: a) Cu 2+/Cu c) 2. indicando las reacciones que se producen en los electrodos: Pt / Fe2+ (0. c) Dibujar el esquema correspondiente a dicha electrólisis. H+ ( 0. a) Calcular la masa de Ag que se depositó en la segunda. con un pH de 4 y una presión de H2= 1 atm y se lo quiere acoplar a uno de los siguientes electrodos Ni/Ni2+. cuando se hace circular una corriente de 0. indicando cuál es el ánodo.0566 A.001M) / Pt . b) 0. c) Calcular la constante de equilibrio Eº Ni2+ / Ni = -0. Rta: a) 0. Fe2+/Fe. Mn2+ (0. b) Calcular la intensidad media de la corriente si el proceso total duró dos horas.10-3 moles Pb.25 V . 54 V Eº K+/K= -2.(0. con un rendimiento del 80%. Durante cuanto tiempo deberá pasar dicha corriente para que la concentración de cloruro de sodio se reduzca a un 30 % de la concentración inicial. Rta: 19) a) Dada la siguiente celda galvánica: Pt/ Fe2+ (0.Rta: 18) Se realiza la electrólisis de 1 litro de una solución de cloruro de sodio 3 M con una intensidad de 10 A.51 V Eº I2/I.01 M) // MnO4 . Mn2+ (0.1M).1M).83 V Rta: a) 0. con electrodos inertes con la celda galvánica del punto a) Eº Fe3+ /Fe 2+ = 0.9 V Eº O2/H2O = 1.01 M)/Pt Calcular el Ec b) Determinar si será posible realizar la electrólisis de una solución acuosa de ioduro de potasio 0.716 v b) no es posible . Fe3+ (0. H+ (0.77 V Eº MnO4-/ Mn2+= 1.1M).= 0.1 M.23 V Eº H2/H2O = -0.