Nomenclatura

Problemas de Química propuestos en las P.A.U. Formulación y Nomenclatura 1.- Formula o nombra los compuestos siguientes: a) Nitrito de hierro (II) b) Hidruro de Berilio c) Trimetilamina d) TiO2 e) KOH f) HOCH2COOH 2.- Formula o nombra los compuestos siguientes: a) Yoduro de oro (III) b) Peróxido de hidrógeno c) 2–buteno d) KMnO4 e) HBrO3 f) CH3COCH3 3.- Escribe las fórmulas de los siguientes compuestos orgánicos: a) 4-metil-2-penteno b) Etilmetiléter c) Fenilamina d) 2,2-dimetilbutanal 4.- Escribe y nombra los siguientes compuestos orgánicos: 1) Un aldehido; 2) un ácido; 3) una amina secundaria; 4) un alcohol secundario. 5.- Formula las siguientes especies químicas: • hidruro de aluminio • cloruro cálcico • ácido perclórico • nitrato mercurioso • 3-metil-2-butanol • 2-butenal • pentanoato de etilo • ácido propanoico Nombra (de una sola forma), las siguientes especies químicas: H2S Al (OH)3 KMnO4 HNO3 CH3 –CH2 – CH2 – C(CH3)2 –CH2OH CH3 – CH(OH) – CH2 -CHO CH3 –CH2 – CH2 – NH2 CH3 – CO – CH3 6.- Formula las siguientes especies químicas: • hidróxido plúmbico • cloruro estannoso • ácido sulfúrico • carbonato cálcico • 3 – bromopropanal • propadieno • etanoato de butilo • ácido butanóico Nombra las siguientes especies químicas: P2O5 H3PO4 CH2 = CH – CH2 – CH = CH2 FeCl2 NaClO CH3 – CH2 - COOH Problemas de Química propuestos en las P.A.U. Formulación y Nomenclatura CH3 – CH2 –CH(OH) – CH3 CH3 –CH2 – CH2 – CONH2 7.- Nombra o formula los siguientes compuestos: NaH2PO4, Al2O3, MnCl2, K2O2, C6H5COOH, peryodato de potasio, ácido hipocloroso, dietilamina, 2 – buteno y oxalato de plata. 8.- Nombra o formula, según el caso, los compuestos siguientes: 1) 4-5 dimetil – 1- hexeno 2) Ácido 2 – cloropropanóico 3) C6H5 – NH2 4) CH3 – CH2 – ONa 9.- Escribe las fórmulas (semidesarrolladas) de los siguientes compuestos: 3 – metil – 1- clorobutano; 3 – metil – 1 – pentino; metil – 2 – propanol; 2, 4 – pentanodiona. Formulación en Química Inorgánica. Tipos de compuestos : Tablas de las valencias y números de oxidación más generales de metales y no metales Metales I - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr y Ag. II- Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn y Cd. III- B, Al, Bi y Ga. I y II- Cu y Hg. II y III - Fe, Co y Ni. II y IV - Ge, Sn y Pb. Semimetales : Cr : II, III y VI* Mn : II, IV, VI* y VII* La valencia VI se utiliza para formar el anhídrido crómico y por lo tanto los ácidos crómico y dicrómico. Las valencias VI y VII se utilizan para formar los anhídridos mangánicos y permangánico y respectivamente por lo tanto los ácidos mangánico y permangánico. No Metales F Cl Br I Con H y Metales I (1-) “ “ “ Con Oxígeno ----------I (+1) ; III (+3) ; V (+5) ; VII (+7) “ “ O S Se Te N P As Sb C Si II (-2) “ “ “ III (-3) “ “ “ IV (-4) “ -----------II (+2) ; IV (+4) ; VI (+6) “ “ I (+1) ; III (+3) ; V (+5) “ “ “ II (+2) ; IV (+4) “ Para nombrarlos se emplea la palabra anhídrido del nombre del no metal acabado en osoen -ico.....o en -ico... Para nombrarlos se nombra el no metal acabado en -hídrico.....ico Ejemplos : anhídrido sulfúrico : SO3 anhídrido hipocloroso : Cl2O anhídrido peryódico : I2O7 c) Hidruros : Resultan de la combinación de un metal con el hidrógeno....seguido de la palabra hidrógeno..a) Oxidos básicos : Resultan de la combinación de un metal con el oxígeno......ico per.según actúe con su menor o mayor valencia.. El no metal va a ser un halógeno o un anfígeno con la excepción del oxígeno.según actúe con su menor o mayor valencia.....precedido de la palabra ácido También se pueden nombrar con el no metal acabado en -uro.oso ..... Para nombrarlos se emplea la palabra hidruro seguida del metal acabado en -oso. Se nombran empleando la palabra óxido seguida del metal acabado en -oso... entonces se emplean los prefijos y sufijos que se indican a continuación : hipo ..... Ejemplos : hidruro cuproso : CuH hidruro de calcio : CaH2 hidruro plúmbico : PbH4 d) Acidos Hidrácidos : Resultan de la combinación de un no metal con el hidrógeno.. oso .. Ejemplos : óxido de potasio : K2O óxido cúprico : CuO óxido niquélico : Ni2O3 óxido mercurioso : Hg2O b) Oxidos ácidos ó anhídridos : Resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno.. Si el no metal tiene más de dos valencias para nombrar el óxido.según actúe con su menor o mayor valencia respectivamente.o en -ico. Ejemplos : fluoruro de hidrógeno o ácido fluorhídrico : HF cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico : HCl sulfuro de hidrógeno o ácido sulfhídrico : H2S e) Compuestos del hidrógeno con otros no metales : ... ácido nítrico : N2O5 + H2O ---. Ejemplos : ácido sulfuroso : SO2 + H2O ---H2SO3 . Se nombran igual que el anhídrido del que proceden pero empleando la palabra ácido.orto.según actúe con su mayor o menor valencia. y X un no metal o un semimetal (como Cr o Mn).y a continuación el metal acabado en oso o en -ico.H2Cr2O7 .y . Son excepciones los ácidos ortosilícico ( SiO2 + 2 H2O ---.H5IO6).HNO3 Según el grado de hidratación del ácido se encargan para nombrarlo los prefijos -meta.según actúe con su menor o mayor valencia. Los diácidos son ácidos oxácidos que contienen dos átomos del elemento que anteriormente llamamos X. Para formarlos añadimos una molécula de agua a dos moléculas de anhídrido. Ejemplos : hidróxido de sodio : Na OH . b y c números enteros y positivos.H4SiO4) y ortoperyódico ( I2O7 + 5 H2O ---.Estos compuestos no tienen carácter ácido en disolución acuosa y por tanto no son ácidos hidrácidos. Ejemplo : 2 CrO3 + H2O ---. Reciben todos ellos nombres especiales : amoniaco : NH3 fosfina : PH3 arsina : AsH3 estibina : SbH3 metano : CH4 silano : SiH4 f) Hidróxidos : Resultan de la combinación de un metal con el anión hidroxilo (-OH) que tiene valencia I. fluoruro de calcio : CaF2 h) Acidos oxácidos : Son compuestos que responden a la estructura Ha Xb Oc siendo a. Se puede determinar su estructura sumándole al anhídrido correspondiente una o varias moléculas de agua aunque hay que tener muy en cuenta que ésto no es cierto desde el punto de vista químico en todos los casos. Para nombrarlos se escribe el no metal acabado en -uro.ó en -ico. Para nombrarlos se emplea la palabra hidróxido seguida del metal acabado en -oso.. de forma sencilla se puede formar un metaácido añadiendo una molécula de agua al anhídrido . Ejemplos : cloruro férrico : FeCl3 . sulfuro de sodio : Na2S . y un ortoácido añadiendo tres moléculas de agua al anhídrido. hidróxido de aluminio : Al (OH)3 g) Sales de ácidos hidrácidos : Resultan de la combinación de un metal y un no metal. . ato Ejemplos : sulfato de sodio : Na2SO4 perclorato de potasio : KClO4 hipoyodito de plata : AgIO nitrito de plomo (II) : Pb (NO2)2 ...... K2CO3 por H2CO3 . AgNO3 por HNO3 . oso oso ico per. ito ito ato per. Ejemplos : Na2SO4 por H2SO4 .... Se nombran teniendo en cuenta la siguiente tabla : ácido oxácido hipo . ico sal oxácida hipo..i) Sales oxácidas : Se forman por sustitución de los hidrógenos de los ácidos oxácidos por elementos metálicos. 9. 15.NOCl Na+ AlCa2(OH)7 HCrO2 HNO3 H4SiO4 H2CO4 H2SCl8 (UO2)2SO4 [NiCl2(H2O)2] [Cr(C2O4)3]3 [Fe(NO)2(CO)2] Nombre del compuesto 20. 8. 4. 5. [CoCl(NCS)(NH3)4]NO3 .Serie 1 # 1. 3. Fórmula NH4F KMnO4 SnBr2 PbO2 Zn(NO3)2 Ag3PO4 NH4NO2 BiCl3. 11. 18. 2. 10. 16. 17. 7. 6. 19. 14. 13. 12. 19. 6. 10. 17. 12. 5. 9. 11. 16. 13. 15.# 1. 8. 3. 2. Nombre del compuesto Cloruro de zinc Dihidrógenfosfato de calcio Ácido fosfórico Peróxido de potasio Ácido súlfurico Hidróxido de magnesio Sulfato amónico Ion bromato / trioxobromato(V) Tetraoxowolfromato(VI) de hidrógeno Dióxido de cloro Bromuro de oro(I)-tricloruro de fósforo Trioxoseleniato(IV) de hidrógeno Hexaoxoperoxodifosfato(V) de hidrógeno Manganato sódico Trioxovanadiato(V) de bario Carbonato-sulfato de plomo(IV) Fluoruro de magnesio y potasio Ion tetracloroplatinato(II) Cloruro de pentaacuohidroxocromo(III) Sulfato de hexaacuohierro(II) Fórmula . 7. 4. 14. 18. 20. 19. 6.Serie 2 # 1. 2. 16. 18. 11. 15. 14. 12. 8. 20. 13. 7. 5.6H2O Co2+ H2TeO4 HPO3 KAuO2 NH4BrO4 HNO2 H3SbO4 Fe2(Cr2O7)3 HClOS3 [Ni(H2O)6]2+ [Pt(NH3)4]Cl2 [CoCl2(DMG)2] Nombre del compuesto . 9. Fórmula CS2 Na2HPO4 HCl HClO NH4OH Fe(OH)2 LiOH K2Mg(SO4)2. 10. 17. 3. 4. 5. 17. 14. 18. 3. 20. 8. 13. 4. 19.# 1. 15. 10. 11. 6. Nombre del compuesto Nitrito de sodio Tetraóxido de diiodo Sulfato de cobre(II) pentahidratado Óxido de mercurio (II) Ioduro de hierro(II) Cloruro de cromo (III) Carbonato de potasio Hidrógensulfato de plata Ion vanadilo(V) Ácido carbónico Tetraoxodinitrato(III) de hidrógeno Sulfuro de hidrógeno-agua(8/46) Arsina Trioxoantimoniato(V) de hidrógeno Tetracloroplatinato(II) de hidrógeno Nitrato de sodio y talio(I) Heptaoxodimolibdato(VI) de sodio Ion hexacianoferrato(II) Cloruro de tetraacuoclorohidroxocromo(III) Carboniltetracianomanganato(I) de sodio Fórmula . 7. 2. 9. 16. 12. Fórmula Pb(OH)4 HNO Ni(OH)2 Na2O Na2O2 N2 MgSO3 Ni4+ Na2Pb(OH)6 TeCl4. 20. 19. 7. 13. 12. 2. 8. 18. 9.Serie 3 # 1. 3. 4. 14. 6. 15. 17. 10.2PCl5 SbH3 H2Cr2O7 H3AsS3 H3VO4 Ba3(SbO4)2 CaNa(NO2)3 [Fe(CN)5NO] 2 [FeF(H2O)5]S Na2[HgBr2O] H2SiF6 - Nombre del compuesto . 11. 5. 16. 6. 11. Nombre del compuesto Fluoruro de hidrógeno Hidróxido de antimonio(V) Cloruro sódico Hidróxido de litio Hidróxido de hierro(III) Hidróxido de amonio Ácido hipocloroso Ion bario Tetraoxoantimoniato(V) de hidrógeno Ácido disulfúrico Nitrato de mercurio(II) Trioxobromato(V) de hidrógeno Fluoruro-trifosfato de pentacalcio Tetraoxomolibdato(VI) de plomo(II) Dioxoarseniato(III) de hidrógeno Ion diclorodihidruroborato(1-) Tetracarbonildiiodohierro(II) Tetrahidroxodioxoosmiato(VI) de potasio Cianofosfinahidruronitrosilplatino(II) Bromuro de hexaammincobalto(III) Fórmula . 4. 3. 5. 2. 10. 16. 9. 14.# 1. 18. 19. 15. 20. 13. 8. 7. 17. 12. 16. 10. 4. 17. 8. 3. 7. 15. 20. 19. Fórmula As2O5 MnO2 ZnCO3 CO K2S SnCl4 Mg3N2 CuBr2 KClO3 O2H2Si3O10 H2SO5 PbCrO4 H3AsO4 CaCl2. 6. 18. 13. 11.Serie 4 # 1. 2. 5. 14.6H2O HAsCl4 (NH4)2[IrCl6] [Co(CN)5H]3 - Nombre del compuesto [PtClNO2(NH3)2] OH [(NH3)3ClCo OH CoCl(NH3)3]2+ . 9. 12. 13. 9. 15. 8. 10.# 1. 17. 20. 14. 4. 6. 16. 2. Nombre del compuesto Hidrogenfosfato de disodio Hidróxido de bario Hidruro de calcio Tetracloruro de carbono Nitrito de amonio Fosfato de plata Nitrato de zinc Óxido de plomo(IV) Bromuro de estaño(II) Permanganato potásico Trifluoruro de arsénico-amoníaco(1/3) Ion fosfato Trioxovanadiato(V) de hidrógeno Metano Dioxotiocarbonato(IV) de hidrógeno Fosfato de cobalto(III) Ion hexaacuovanadio(II) Cloruro de µ-hidroxo-bis[pentaammincromato(III)] Dicianocuprato(I) de litio Trioxalatocromato(III) de hexaammincobalto(III) Fórmula . 5. 12. 3. 11. 7. 19. 18. 14. 15. 16. 4. 5.3H2O H4P2O5 Fe2NiO4 HNO4 NaHS2O5 HAsO2 H2SeO3S Na2ReO4 PbClPO4 HNOS [MnFO3] Ba[BrF4]2 [Ni(H2O)2(NH3)4]SO4 Ca5[V(CN)6]2 Nombre del compuesto . 13. 3. 17. 12.Serie 5 # 1. 9. 6. 11. Fórmula CCl4 CaH2 Ba(OH)2 NH4HSO4 CrO42H2SO4 Li2O2. 2. 7. 18. 20. 19. 8. 10. 5. 14. 15. 19. 8. 18. Nombre del compuesto Bicarbonato de plomo(II) Sulfuro de plata Cloruro de antimonio(III) Nitrato de mercurio(I) Nitruro de potasio Ion manganeso(III) Fosfina Heptaoxodiarseniato(V) de hidrógeno Sulfato de manganeso(II)-amoníaco(1/6) Hexafluoroborato(III) de hidrógeno Tetraoxorenato(VI) de hidrógeno Ácido arsenioso Dioxotiofosfato(V) de hidrógeno Carbonato de calcio Fosfato de amonio y magnesio hexahidratado Trióxido de sodio y niobio Ammintricloroplatinato(II) de potasio Ion diamminplata Tetracloropaladiato(II) de potasio Tetraamminbis(hidrogensulfito)rutenio(II) Fórmula .# 1. 10. 11. 2. 6. 9. 4. 17. 7. 13. 16. 3. 12. 20. Serie 6 # 1. 19. 5. Fórmula BaO AlPO4 SO3 SiO2 3CdSO4. 13. 9. 7. 20. 15. 17. 8. 12. 3. 14. 16. 2.8H2O CO2+ Cr(OH)2 BH3 SrO2 HIO4 NaSn(OH)5 HSbO3 H3AsO2S2 H3PO5 MgTiO3 (NH4)2PtCl6 [CrCl(OH)(H2O)4] K[CrF4O] [Co(NH3)6]ClSO4 Na3[AsS4] - Nombre del compuesto . 11. 10. 4. 18. 6. 6. 5. 14. 12. 3. 15. 2. 4. 16. 18. 13. 7. 17.# 1. 20. Nombre del compuesto Hidróxido de sodio Amonio Peróxido de hidrógeno Ion tiofosforilo Silano Nitruro de sodio Pentóxido de diiodo Ácido crómico Dioxocromato(III) de hidrógeno Hidróxido de oro(III)-amoníaco(2/3) Carbonato de potasio y sodio Tritioclorato(V) de hidrógeno Trióxido de lantano y aluminio Tritiocarbonato(IV) de hidrógeno Hidrogenfosfato de amonio y sodio tetrahidratado Ion tetrahidroxozincato(2-) Tetrakis(nitrato)-sulfato de aluminio Ion ditiosulfatoargentato Cloruro de µ-carbonatobis[tetraacuohidroxocromo(III)] Tetrahidruroborato(III) de sodio Fórmula . 11. 19. 8. 10. 9. 10. 13. 20. 8. 6. 10. 16. 15. 12. 11. 19. ZnCl2 Fórmula Ca(H2PO4)2 H3PO4 K2O2 H2SO4 Mg(OH)2 (NH4)2SO4 BrO3 - H2WO4 ClO2 AuBr. 14. 3. 7. 16. 14. Nombre del compuesto Fluoruro amónico Permanganato potásico Bromuro de estaño(II) Óxido de plomo(IV) Nitrato de zinc Fosfato de plata Nitrito amónico Cloruro de bismuto-cloruro de nitrosilo Ion sodio Hidróxido doble de aluminio y dicalcio Dioxocromato(III) de hidrógeno Ácido nítrico / trioxonitrato(V) de hidrógeno Tetraoxosilicato(IV) de hidrógeno Dioxoperoxocarbonato(IV)de hidrógeno Octaclorosulfato(VI) de hidrógeno Sulfato de diuranilo Diacuodicloroníquel(II) Ion trioxalatocromato(III) / trioxalatocromato(3-) Dicarbonildinitrosilhierro Nitrato de tetraammincloroisotiocianatocobalto(III) # 1. 6. 20. 4. 11. 5. 2. 17.PCl3 H2SeO3 H4P2O8 Na2MnO4 Ba(VO3)2 PbCO3SO4 KMgF3 [PtCl4]2 - [Cr(OH)(H2O)5]Cl2 [Fe(H2O)6]SO4 . 5. 9. 8. 17. 3. 4.Soluciones serie 1: # 1. 13. 7. 18. 18. 2. 19. 15. 12. 9. 16. 18. 16.46H2O AsH3 HSbO3 H2PtCl4 NaTl(NO3)2 Na2Mo2O7 [Fe(CN)6]4 - 19. 10. 3. 10. 11. Fórmula NaNO2 I2O4 CuSO4. 11. 6.5H2O HgO FeI2 CrCl3 K2CO3 AgHSO4 VO3+ H2CO3 H2N2O4 8H2S. 14. 9. 4. 15. 13. 19. 2. 7. 8. 12.Soluciones serie 2 # 1. 15. 9. 5. 17. 6. 2. 18. 4. Nombre del compuesto Disulfuro de carbono Bifosfato de sodio / hidrogenfosfato de sodio Cloruro de hidrógeno Ácido hipocloroso / oxoclorato(I) de hidrógeno Hidróxido de amonio Hidróxido de hierro (II) Hidróxido de litio Sulfato (doble) de magnesio-dipotasio hexahidratado Ion cobalto(II) Tetraoxotelurato(VI) de hidrógeno Trioxofosfato(V) de hidrógeno Dioxoaurato(III) de potasio Tetraoxobromato(VII) de amonio Ácido nitroso / dioxonitrato(III) de hidrógeno Tetraoxoantimoniato(V) de hidrógeno Dicromato de hierro(III) Oxotritioclorato(VII) de hidrógeno Ion hexaacuoníquel(II) Cloruro de tetraaaminplatino(II) Dicloro-bis(dimetilglioxima)-cobalto(III) # 1. 5. 8. 17. [CrCl(OH)(H2O)4]Cl 20. 13. 20. Na3[Mn(CN)4CO] . 14. 7. 3. 12. HF Fórmula Sb(OH)5 NaCl LiOH Fe(OH)3 NH4OH HClO Ba2+ H3SbO4 H2S2O7 Hg(NO3)2 HBrO3 Ca5F(PO4)3 PbMoO4 HAsO2 [BH2Cl2] - [FeI2(CO)4] K2[OsO2(OH)4] 19. 17. 9. 10. 18. 16. 4. 9. 14. 6. 16. 8. 11. 15. 20. 8. 2. 11. 6. 7. 7. 13. 3. 19. 17. 12. 15. [Co(NH3)6]Br3 . 12. Nombre del compuesto Hidróxido de plomo(IV) Acido hiponitroso / oxonitrato(I) de hidrógeno Hidróxido de níquel(II) Oxido de sodio Peróxido de sodio Nitrógeno ó dinitrógeno Sulfato de magnesio Ion níquel(IV) Hidróxido doble de plomo(IV) y disodio Tetracloruro de teluro-pentacloruro de fósforo(1/5) Estibina / hidruro de estaño(III) Ácido dicrómico / heptaoxodicromato(VI) de hidrógeno Tritioarseniato(III) de hidrógeno Tetraoxovanadiato(V) de hidrógeno Tetraoxoantimoniato(V) de bario Nitrito de calcio y sodio / dioxonitrato(V) de calcio y sodio Ion pentacianonitrosilferrato(III) Sulfuro de pentaacuofluorohierro(III) Dibromooxomercuriato(II) de sodio Hexafluorosilicato(IV) de hidrógeno # 1. 13.Soluciones serie 3 # 1. 18. 14. 10. 4. 2. 5. [Pt(CN)H(NO)(PH3)] 20. 3. 5. 17. 16. 14. Nombre del compuesto Oxido de arsenio(V) Oxido de manganeso Carbonato de zinc Monoxido de carbono Sulfuro de potasio Tetracloruro de estaño Nitruro de magnesio Bromuro de cobre(II) Clorato potásico / trioxoclorato(V) de potasio Ion óxido Decaoxotrisulfato(VI) de hidrógeno Trioxoperoxosulfato(VI) de hidrógeno Tetraoxocromato(VI) de plomo(II) / cromato de plomo (II) Ácido arsénico/ tetraoxoarseniato(V) de hidrógeno Cloruro de calcio hexahidratado / Cloruro de calcio-agua(1/6) Tetracloroarseniato(V) de hidrógeno Hexacloroiridiato(IV) de amonio Ion pentacianohidrurocobaltato(III) Diammincloronitroplatino(II) Ion di-µ-hidroxobis[triamminclorocobalto(III)] 18. 10. 13. 16. 7. Fórmula Na2HPO4 Ba(OH)2 CaH2 CCl4 NH4NO3 Ag3PO4 Zn(NO3)2 PbO2 SnBr2 KMnO4 AsF3. 20. 11. 13. 7. # 1. 5. 18.3NH3 PO43 - HVO3 CH4 H2CO2S CoPO4 [V(H2O)6]2+ [(NH3)5Cr-OH-Cr(NH3)5]Cl4 19. 6. [Cu(CN)2]Li [Co(NH3)6][Cr(C2O4)3] . 2. 9. 10. 8. 19. 15. 11. 14. 17. 12. 8. 5. 9. 3. 2. 15. 4. 4.Soluciones serie 4 # 1. 20. 3. 6. 12. 19. 15. 13. 8. 18. 11. 16. 9. 14. 17. 6.Soluciones serie 5 # 1. 2. Nombre del compuesto Tetracloruro de carbono Hidruro de calcio Hidróxido de bario Bisulfato de amonio / Hidrogensulfato de amonio Ion cromato / tetraoxocromato(VI) Ácido sulfúrico / tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno Peróxido de litio trihidratado / Peróxido de litio-agua (1/3) Pentaoxodifosfato(III) de hidrógeno Tetraóxido de dihierro(III) y níquel(II) Dioxoperoxonitrato(V) de hidrógeno Hidrogenpentaoxodisulfato(IV) de sodio Dioxoarseniato(V) de hidrógeno Trioxotioseleniato(VI) de hidrógeno Tetraoxoreniato(VI) de sodio Cloruro-fosfato de plomo(IV) Oxotionitrato(III) de hidrógeno Fluorotrioxomanganeso(VII) Tetrafluorobromato(III) de bario Sulfato de diacuotetraamminníquel(II) Hexacianovanadato(I) de calcio # 1. 3. 5. 10. 10. 4. 2.6H2O NaNbO3 K[PtCl3(NH3)] [Ag (NH3)2]+ K2[PdCl4] [Ru (HSO3)2(NH3)4] . 6. 14. 7. 5. 17.6NH3 H3BF6 H2ReO4 H3AsO3 H3PO2S2 CaCO3 MgNH4PO4. 12. 16. 11. 12. 20. 3. 19. 15. 7. Fórmula Pb(HCO3)2 Ag2S SbCl3 HgNO3 K3N Mn3+ PH3 H4As2O7 MnSO4. 9. 20. 8. 18. 4. 13. 3. 7.3NH3 KNaCO3 HClS3 LaAlO3 H2CS3 NaNH4HPO4. 11. 10. 5.Soluciones serie 6 # 1. 5. Fórmula NaOH NH3 H2O2 PS3+ SiH4 Na3N I2O5 H2CrO4 HCrO2 2Au(OH)3. 14. 6. 4. Na[BH4] . 6. 17. 15. 20. 8. 18. 3. 13. 4. 9. 17. 13. 2. 16. 19. 11. 9. # 1. 8. 16. 2.4H2O [Zn(OH)4]2 - Al2(NO3)4SO4 18. 12. 15. 7. 14. Nombre del compuesto Óxido de bario Fosfato de aluminio Trióxido de azufre Dióxido de silicio Sulfato de cadmio-agua (3/8) Ion carbonilo Hidróxido de cromo(II) Borano Peróxido de estroncio(II) Ácido peryódico / tetraoxoiodato(VII) de hidrógeno Hidróxido doble de estaño(IV) y sodio Trioxoantimoniato(V) de hidrógeno Dioxoditioarseniato(V) de hidrógeno Trioxoperoxofosfato(V) de hidrógeno Trióxido de magnesio y titanio Hexacloroplatinato(IV) de amonio Ion tetraacuoclorohidroxocromo(III) Tetrafluorooxocromato(V) de potasio Cloruro-sulfato de hexaammincobalto(III) Tetratioarseniato(V) de sodio 19. [Ag(S2O3)2]3[(H2O)4(OH)Cr-CO3-Cr(OH)(H2O)4] 20. 12. 10. 15g proporcionó 3. 5. que contiene 74. Calcular la composición de dicho compuesto. 9. 0. que contiene 30. y 20. fórmula molecular C8H10 El tiofeno es un disolvente orgánico formado por carbono.¿Cual es la formula empírica del compuesto formado? Sol: HgI2 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 9º .4g de CO2 y 8. O y N. Sol: C4H8Cl2S En la escena de un crimen se ha encontrado un polvillo blanco. 0. 44. H y N y tiene una masa molecular de 12g/mol. La combustión de una muestra de 0.436g de amoniaco.89g de H2O.76% de O. utilizado como arma química. a) Calcule la fórmula empírica del compuesto b) Sabiendo que el peso molecular aproximado del compuesto es 150g. Sol: C19H16O4 b) El gas mostaza.23% de H y 20. 1.58% de Cl.07% de H. Sol: Fórmula empírica C4H5. Determina para este hidrocarburo su formula empírica y su formula molecular. Cuando se quema una muestra de 0. La nicotina contiene C.385g se obtienen 1.272g de CO2.83g de Hg y 13. H.16% de S. Se encuentra que su masa molecular es de 106u.01% de C.2998g de CO2 y 0.307g de agua y 0.20% de C. combustionando 18g de dicho polvillo con 19.0819g de H2O.072g dióxido de carbono.2g de este compuesto formado por carbono.2g de oxigeno se ha obtenido únicamente 26.2216g de H2O en el análisis de los productos de la combustión.086g de tiofeno produce 2.827g de SO2. La vitamina C es indispensable para la prevención del escorbuto y en dosis grandes puede resultar efectiva para evitar los resfriados.873g del compuesto produjeron 0.465g de H2O y 0. Su composición es de un 62.8661g de CO2 y 0.2612g de un hidrocarburo produce 0. Su masa molecular determinada experimentalmente es de 230u. 5. hidrógeno y oxígeno produce 0.58% de C. ¿Cuáles son las fórmulas empírica y molecular del succinato de dibutilo? Sol: Fórmula empírica C6H11O2. en masa.4g de H2O. ¿Cuál es la formula empírica de este compuesto?¿Cuál es la molecular si la nicotina tiene una masa molecular de 162u? Sol: Formula empírica C5H7N Formula molecular C10H14N2 Un compuesto orgánico contiene C. una muestra de 1.79 de O. hidrógeno.94g de CO2 y 1.068g de nitrógeno. en masa.1º El succinato de dibutilo es un repelente de insectos utilizado contra hormigas y cucarachas en las casas.63% de H y 27. H2O y SO2 en la combustión completa. ¿Cuál es la fórmula empírica de la vitamina C? Sol: C3H4O3 Una muestra de 0. En una reacción diferente. y azufre que produce CO2. determine su formula molecular. La combustión completa de 2.71g de I2 resulta un compuesto puro. Cuando se somete al análisis de los productos de la combustión. fórmula molecular C12H22O4 Determina la formula empírica de: a) El raticida Warfarina. ¿Cuál es la formula empírica del tiofeno? En la reacción de 10. 29%. oxigeno e hidrógeno. El análisis cuantitativo de una muestra similar indicó que contenía 4. Calcúlese la fórmula molecular. determinar la fórmula más simple para esta sal. ¿Cuál es la fórmula de la sustancia? Sol: C2H6 18º Un compuesto orgánico esta formado por carbono. Una muestra de 0. 0.348g de H.505g produce 0. Sabiendo que el peso molecular de dicho compuesto es aproximadamente 90.57g de dicho compuesto se obtiene 3g de dióxido de carbono y 1.5g se forman 0. Sol: C2H2O 17º Se coloca un compuesto orgánico en un horno de combustión. Sol: Formula empírica C2H6O. Cuando se quema por completo.605g de H2O.0% de H y 71.842g de vapor de agua. 49% de SO4-2 y 27. N: 8.1u. una muestra de 0. se forman 0. hidratado. Su masa molecular es de 108. 12º La sal de Mohr es un sulfato de hierro y amonio.741g de CO2 y 0.99%.486g se convierte en 0. Sabiendo que está formada por un 14.9g de agua y 1. ¿De qué compuesto se trata? Sol: C6H6 Benceno o uno de sus isómeros. hidrógeno. desprendiéndose agua y quedando un residuo de carbono puro de 336g. Sol: C2H4Cl2 15º Un compuesto orgánico contiene carbono e hidrógeno. H y O produce 1. y nitrógeno utilizado como combustible de cohetes.6% de agua. 0. ocupan un volumen 216cm3 a la temperatura de 450K y 105Pa.486g de CO2.2437g de H2O en el análisis de los productos de la combustión. Calcúlese la fórmula empírica de este hidrato de carbono. Sol: C2O4H2. formula molecular C2H6O. ¿Cuál es la fórmula empírica de la dimetilhidrácina? Sol: CH4N 11º El para-cresol se utiliza como desinfectante y en la fabricación de herbicidas. 4.38% y O: 38.575cm3 a 760 mmHg de presión y 27ºC. hidrógeno y oxígeno. La dimetilhidrácina es un compuesto formado por carbono.32%.9776 g de CO2. la fórmula molecular y el peso molecular de dicho compuesto. constituido por carbono. Una muestra de 5g se vaporizó ocupando un volumen de 1. Calcula la fórmula empírica. H: 2. . y a partir de una muestra de 0.616g de C y 0. El contenido de nitrógeno de una muestra de 0.2% de NH4+. en estado vapor. La determinación del peso molecular da un valor de 30. Calcule su fórmula empírica y molecular.2% de Fe.2% de C. 16º Una muestra de 588 gramos de un hidrato de carbono (CmH2nOn) se carboniza en ausencia del aire. 9.085g.8% de Cl. determínese su fórmula molecular. Sabiendo que un litro de dicho compuesto gaseoso medido a la presión de 710 mm de Hg y a 110ºC tiene una masa de 3. 19º En la combustión de un gramo de un compuesto orgánico.3654g de este compuesto de C. deducir su fórmula molecular.2001g de H2O. Sol: C7H5O4N 14º Un compuesto contiene 24. peso molecular 46. Sol: Fe(NH4)2(SO4)2·6H2O 13º La masa molar de un ácido monocarboxílico vale 167 y su composición centesimal es la siguiente: C: 50.10º .042g de CO2 y 0. Por combustión de 1.412g de dicho compuesto.226g de N2. 5 M? Sol: 17’9 cm3 Se disuelven en agua 250 l de amoniaco gas medidos a 25 ºC y 95000 Pascales. Sol: 416 g/L Un bote contiene una disolución de ÁCIDO ACÉTICO (CH3COOH) de densidad 1. 11º El Hidróxido de sodio (sosa cáustica) se prepara por reacción entre el Carbonato de Sodio y el Hidróxido de Calcio.5 l de disolución 0. a) Halla la molaridad de la disolución.5 M? ¿Qué volumen de disolución 1 M de cloruro potásico es necesario para obtener 0. b) La molaridad de la disolución resultante. ¿Cuál es la molaridad. b) Halla los gramos de sosa que se obtendrán con 1 kg de Carbonato.Problemas de química (4º de ESO). tanto por ciento en peso y fracción molar de la disolución? Se prepara una disolución disolviendo 180 g de hidróxido de sodio en 400 g de agua.340 g/ cm3. Sol: 31 % b) La concentración en gramos por litro.049 g/ cm3 y 6. Halla las moléculas de ácido que existen en esta muestra. ¿Cuál es la molaridad de la nueva disolución? . Sol: 39’9 % b) ¿Qué cantidad de disolución hay que coger para preparar 250 cm3 de otra disolución con concentración 0. si la disolución es 0.8 l de disolución 1. El volumen final de la disolución es igual a 1. a) Formula y ajusta la reacción. 12º Tenemos una vasija con 10 litros de disolución 1 M de HCl .5 M? ¿Qué volumen tiene una disolución 2 M de cloruro potásico si contiene 8 g de esta sustancia? ¿Qué masa molecular tiene una sustancia de la que hay disueltos 198 g. Usamos 1 litro de ella y añadimos 1 litro de agua pura.5 litros y su densidad es 0.997 g/cm3. a) Expresa la riqueza de la disolución en % (en peso). y se toma una muestra de 50 ml de ella. 1º Calcular la cantidad de carbonato sódico que se necesita para preparar 0.2 M ¿Qué volumen de disolución 1.98 M. Calcula: a) La concentración en % en peso.9 M y tiene un volumen de 2 dm3? Se prepara una disolución disolviendo 18 g de cloruro cálcico en agua hasta un volumen de 350 cm3. b) A la disolución anterior se le añaden 250 ml de agua. Hallar: a) La masa de agua empleada. 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 9º 10º Se disuelven 30 g de ácido sulfúrico en el agua necesaria para preparar 250 ml de disolución.5 M de carbonato sódico se necesita para obtener 600ml de disolución 0. La densidad de la disolución resultante es de 1. añadimos agua hasta 250 cm3.5 litros de la disolución anterior para obtener otra nueva que fuese 10 M. c) Si a la sosa obtenida. . 14º Se disuelven 30 g de Sulfato Cúprico en 400 ml de una disolución al 3% de la misma sal cuya densidad es 1. Halla a) La riqueza en hipoclorito de la muestra. a) Formula y ajusta la reacción. b) Calcula el volumen de hidrógeno en c.56 l de Cloro en condiciones normales.25 g/ml. a) ¿Cuántos litros de disolución contienen 10 g de ácido puro? b) ¿Cuál es la concentración de la disolución en gramos/litro? c) ¿Cuál es su molaridad? d) ¿Cuál es su fracción molar? e) ¿Qué volumen de agua hay que añadir a 1 litro de disolución para obtener otra del 25 %? 18º El sodio reacciona violentamente con el agua produciendo hidrógeno gaseoso e hidróxido sódico. y 27ºC. Halla: a) La Molaridad de la disolución. Halla la fracción molar y la molaridad de la disolución resultante. dióxido de Carbono y Agua? Calcula el volumen de dióxido de Carbono que se formará a la Presión de 1. Calcula la molaridad de la disolución resultante suponiendo que no hay variaciones de volumen al añadir la sal sólida.5 atm.2 g/ml. en una reacción donde se producen Sulfato Cálcico. 17º Disponemos de una disolución acuosa de Ácido Nítrico del 40% cuya densidad es 1.5 M de HCl que se consumiría en la reacción.11 g/cm3. b) La fracción molar. c) Los gramos de sosa sólida que añadirías a 0.13º Se mezclan 200 g NaOH sólido con 1000 g de agua resultando una disolución de 1. 15º ¿Qué volumen de disolución 2 M de ácido Sulfúrico reaccionará con 250 g de Carbonato Cálcico.¿Cuál es la Molaridad de la disolución resultante ? 19º El hipoclorito cálcico se añade a las piscinas como desinfectante liberando Cloro según la reacción: Ca(ClO)2 + HCl → CaCl2 + Cl2 + H2O Si 5 g de una muestra de hipoclorito producen 0. 16º Mezclamos 50 ml de una disolución de ácido Sulfúrico 2 N con 150 ml de otra disolución 0. b) El Volumen de disolución 1.n que puede obtenerse con una muestra de 150 g de sodio de una pureza del 24%.4 M del mismo ácido. a partir de 1. .5 moles de Cobre metálico. b) Halla el volumen de disolución 5 M de ácido Nítrico que se gastará en la reacción.20º El monóxido Nitrógeno es un gas incoloro que se obtiene en el laboratorio según la reacción : 8 HNO3 + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O a) Halla el volumen de NO que se puede obtener a 25 ºC y 2 atm. Calcula la cantidad de dióxido de carbono y de óxido de calcio que se obtiene al descomponerse 200g de carbonato de calcio.→ (NH 4 )2 SO 4 + Ca (SO 4 ) 4 KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + KCl + Cl 2 + H 2 O HI + H 2SO 4 → I 2 + H 2S + H 2 O KClO 3 → KCl + KClO 4 KIO3 + KI + HCl → KCl + I 2 + H 2 O HNO 3 + H 2S → NO + H 2 O + S 2º El carbonato cálcico se descompone al calentarlo. en óxido de calcio y dióxido de carbono.Ejercicios de estequiometría: 1º Ajustar las siguientes reacciones químicas: 1) O 2 → O 3 2) S → S8 3) Fe(OH ) 2 → Fe + OH − 4) CH 4 + O 2 → CO 2 + H 2 O 5) C 6 H 6 + O 2 → CO 2 + H 2 O 6) SO 3 + H 2 O → H 2SO 4 7) HCl + Na → H 2 + NaCl 8) H 2 O + P2 O 5 → H 3 PO 4 9) Al + O 2 → Al 2 O 3 10) Fe + O 2 → FeO 11) Pb + O 2 → PbO 12) Fe + O 2 → Fe 2 O 3 13) P2 + O 2 → P2 O 5 14) Li + S8 → Li 2S 15) H 2 O + Cl 2 O 5 → HClO 3 16) H 3 PO 4 + NaOH → H 2 O + Na 3 PO 4 17) Cd (OH )2 + HCl → Cl 2 Cd + H 2 O 18) F2 + O 2 → F2 O 19) C 6 H 6 + H 2 → C 6 H16 20) Li + H 2SO 4 → Li 2SO 4 + H 2 21) Fe + H 2 → FeH 3 22) H 2 O + O 2 → H 2 O 2 23) Cl 2 O + H 2 O → HClO 24) P2 O 5 + H 2 O → H 4 P2 O 7 25) SiO 2 + H 2 O → H 4SiO 4 26) CrO 3 + H 2 O → H 2 Cr2 O 7 27) H 2SO 4 + Fe → Fe(HSO 4 )3 + H 2 28) H 2SO 4 + Ca → Ca (HSO 4 )2 + H 2 29) NH 4 + Ca 30) 31) 32) 33) 34) + 2+ 2+ + SO 2. . 5 litros de amoniaco gaseoso en c.158 g de hierro con ácido sulfúrico en exceso.24 calorías .? 4º 5º 6º 7º 8º 9º 10º En la reacción del aluminio con el ácido sulfúrico se obtiene sulfato de aluminio es hidrógeno (gas). Calcula el volumen de hidrógeno que se obtiene -medido en c. (condiciones normales) se quemó? El cinc reacciona con el ácido clorhídrico en disolución formando cloruro de cinc y desprendiendo burbujas de hidrógeno (gas).. La reacción es exotérmica y se desprenden 210 Kcal por cada mol de metano que reacciona.n. Dato: 1 julio = 0. ¿cuánto magnesio se quemó? ¿qué volumen de oxígeno medidos en c. 13º El amoniaco se obtiene haciendo reaccionar nitrógeno con hidrógeno. Calcula: a) la cantidad de anhídrido que se formará a partir de 16g de carbonato de sodio b) la cantidad de ácido que se utilizó Se ha quemado magnesio (reacción con el oxigeno) y se obtuvieron 12 g de óxido de magnesio (II). medidos en condiciones normales. en c. ¿Qué cantidad debe utilizarse del otro reactivo? En algunos pueblos todavía se siguen blanqueando las casas con cal apagada (hidróxido de calcio) en disolución acuosa. dióxido de carbono y agua.n. b) Calcula los litros de oxígeno que han de reaccionar con butano para que se produzcan 100 litros de CO2. Determina la cantidad de nitrato y de agua que se obtiene.. ¿Qué volumen ocuparía el gas obtenido si se encontrase a 2. ¿Qué cantidad de reactivos son necesarios para obtener 10g de sulfato? El carbonato de sodio reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de sodio. agua y amoniaco. Calcula: a) la cantidad de agua que debe reaccionar con 500 g de cal viva b) la cantidad de hidróxido de calcio que se obtendrá. ¿Qué volumen ocupará el gas desprendido a 27ºC y 2 atm? 12º a) Calcula el volumen del anhídrido carbónico que se producirá en la combustión completa de 14 g de butano.al hacer reaccionar 5 g de aluminio con la cantidad necesaria de ácido.5 atm y 100ºC? 11º Se hacen reaccionar 100 g de carbonato cálcico con ácido sulfúrico. medidos a 25ºC y 730 mm de Hg. Igualar la reacción y calcula: a) los moles de agua que se forman por cada 100 g de metano que reacciona b) los kilojulios que se liberan si reaccionan 110 litros de metano. obteniéndose cloruro de calcio. se forma el sulfato y se desprenden 982 ml de hidrógeno. Una forma de obtención del amoniaco es hacer reaccionar cloruro amónico (NH4Cl) con óxido de calcio. dando sulfato cálcico. 14º Al reaccionar 2. El ácido sulfúrico reacciona con el hidróxido de aluminio para dar sulfato de aluminio y agua. Los productos de la reacción son: nitrato cálcico y agua. El sulfato formado es ferroso o férrico. ¿Cuánto cloruro amónico se necesita para obtener 3. (Se supone que se forma o solo férrico o solo ferroso). Determina el volumen hidrógeno.n.5 g de cinc con dicho ácido. Calcula el volumen de hidrógeno que será necesario utilizar para que en la reacción se obtengan 20 litros de amoniaco medidos en c.3º En una experiencia de laboratorio se hacen reaccionar 25g de hidróxido cálcico con ácido nítrico. Este líquido blanco se obtiene de la reacción de la cal viva (óxido de calcio) con el agua.n. que se producirá al hacer reaccionar 0. 15º El metano reacciona con el oxígeno y se obtiene dióxido de carbono y vapor de agua. anhídrido carbónico y agua.n. Determina el volumen de nitrógeno que se necesitó en la reacción. cuya riqueza en carbonato cálcico es del 83.56 g de hidróxido a) 6. ya que por cada mol quemado se desprenden 1304 kilojulios. b) 11.3 cm de la misma se 3 neutralizan con 28 cm de otra disolución 0. que podrán ser atacados por 150 ml de disolución de ácido clorhídrico 1 N. 12.5 moles b)4296. 660.71 g de hidróxido 8.62 litros de CO2 y 162. resultando ser 0.71 g de agua. si 22.56 g de ácido 160. determina el volumen de anhídrido carbónico obtenido. 3. 20º ¿Cuántos gramos de ácido acético comercial (97% en masa de C2H4O2) deben reaccionar con un exceso de PCl3 para obtener 75 g de cloruro de acetilo (C2H4OCl).1 M de ácido sulfúrico? 23º ¿Cuántos gramos de NO(g) pueden producirse en la reacción de 1 mol de NH3(g) y 1 mol de O2? 24º ¿Cuántos gramos de H2(g) se producen en la reacción de 1.87 KJ a) 2608KJ b) 89.4 g de nitrato.33 litros de oxigeno 0. C6H10.6%. 18º En la combustión del carbón (reacción con el oxígeno) se obtiene anhídrido carbónico.9 g de caliza 76 g 37 g 0. ¿Cuál debe haber sido la masa de la pieza de cinc que se disolvió? Soluciones: 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 9º 10º 11º 12º 13º 112 g de CaO y 88g de CO2 55.35 g 6.84 g de aluminio con 75 mL de HCl 2.5 litros de O2 30 litros de hidrógeno y 10 litros de nitrógeno 14º 15º 16º 17º 18º 19º 20 21º 22º 23º 24º 25º Ferroso a) 12.6 litros 543 gramos 179. se transforma en ciclohexeno.2%? 21º El ciclohexanol (C6H11OH) calentado con ácido sulfúrico o fosfórico. 4.16 g de agua.812 M.30 litros 21. C 6 H11OH(l) → C 6 H 6 (l) + H 2 O(l) Si el rendimiento de esta reacción es del 83%.2 litros 8.64 g de anhídrido.16º La reacción de combustión del etino es muy exotérmica. Zn(s) + 2HCl(ac) → ZnCl 2 (ac) + H 2 (g) Cuando termina la reacción se determina otra vez la concentración de HCl de la muestra de 50 mL. si la reacción tiene un rendimiento del 78.59 g de ácido.23 g de magnesio.25 kg glucosa? Suponer que la reacción tiene un rendimiento del 25%. 17º La fermentación de la glucosa para producir alcohol etílico tiene lugar de acuerdo con la ecuación sin ajustar: C 6 H12 O 6 → C 2 H 5 OH + CO 2 ¿Qué masa de alcohol se producirá a partir de 4. 42. Calcular: a) los kilojulios que se desprenden al quemar 52 g de etino b) el volumen de dióxido de carbono que se obtiene al quemar esos 52 g.01 g de ácido 7.17 litros de hidrógeno 8.95 M? 25º Una pequeña pieza de cinc se disuelve en 50 mL de ácido clorhídrico 1. 19º Calcular la cantidad de caliza. en condiciones normales.22 litros. ¿qué masa de ciclohexanol debe utilizarse para obtener 25 g de ciclohexeno? 3 22º ¿Cuál es la normalidad de una disolución de hidróxido sódico.49 litros 12.035 M. Si se queman 120 g de un carbón de 80 % de riqueza.25 N 24 g . 3. 1.827 g/cm3 ¿Que volumen de este se habrá de utilizar? Calcular la cantidad de hidróxido sódico y agua que se necesitan para preparar 2 litros de una disolución al 20%. cuya densidad es 1.4 M. La densidad de la disolución resultante es 1.17 N a) 12. ¿Cuál será su normalidad? Calcúlese la fracción molar de soluto en las siguientes disoluciones acuosas: a) C2H5OH del 21.5% b) 123.2 N que se empleará en una reacción de neutralización donde intervienen los tres hidrógenos? Queremos preparar 10 litros de sulfúrico 3 N.001 M de amoniaco hay un trillón de moléculas de amoniaco? ¿Y si esta disolución fuera de ácido nítrico? Calcula la concentración en % en peso de las siguientes disoluciones. 6. La densidad de esta disolución es de 1.8 M.02.3 cm3 9º 10º 11º 12º 13º 14º 15º 488 g de NaOH.6 cm3 a) 30. molalidad y normalidad de la disolución.94 g de agua y 10. 0.76% b) 6. En 35 g de agua se disuelven 5 g de cloruro de hidrógeno.37 mg de nitrato por mL? 3º 4º 5º 6º 7º 8º 9º 10º 11º 12º 13º 14º 15º Soluciones: 1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 297. si: a) se disuelven 20 g de soluto en 45 g de disolvente b) se disuelven 10 g de sulfato potásico en 150 g de agua Calcula los gramos de soluto y de disolvente que se necesitan para preparar: a) 200 g de disolución al 14% en peso b) 850 g de disolución de sal en agua al 5% en peso Calcula la molaridad y la normalidad de las disoluciones siguientes que contienen: a) 20 g de carbonato cálcico en medio litro de disolución b) 30 g de cloruro sódico en 200 cm3 de disolución ¿Cuántos gramos de ácido fosfórico serán necesarios para preparar 150 cm3 de disolución 0.13 m. añadiéndole agua hasta alcanzar un volumen total de 250 cm3 de disolución. ¿Cuál es su molaridad? ¿En cuantos centímetros cúbicos de disolución 0.0122 Xs=0. 1.292 0. Se preparó una disolución de ácido sulfúrico a partir de 95.7% en masa b) de 0. 0. 1952 g de H2O. fracción molar y porcentaje en peso de una disolución hecha tomando 2 g de Ca(OH)2 y disolviéndolos en 200 cm3 de agua.6 M d) 3.1 N 0. 1.05g/cm3.98 g 867.5 g c) 3.66 de H2SO4.Ejercicios de disoluciones: 1º 2º ¿Cuántos gramos de fosfato potásico se necesitan para preparar 700 ml de una disolución 2 M? Se prepara una disolución a partir de 40 g de alcohol etílico.0979 y Xurea =0.77% y densidad 1. 0. Hallar: a) su porcentaje en peso b) su densidad c) su molaridad d) su normalidad ¿Cuántos mililitros de una disolución de nitrato amónico 0. 4. El volumen de la disolución resultante era de 100 cm3. normalidad.22 g/cm3. 2.684 molal de urea CO(NH2)2 El amoniaco de un laboratorio tiene una densidad de 0.28 N.715 M deben diluirse en agua para obtener 1L de una disolución con una concentración de 2.6 cm3. Xs = 0.2 g 3. Calcular la fracción molar.1 N Xetanol = 0. y lo que tenemos es sulfúrico del 92.6N b) 4.0024.25% a) 28 g de soluto b) 172 g de disolvente a) 0.1 M.99% Xs=0.13 m.6 N 118 mL .14 M. C2H5OH.5 M 1. molalidad. ¿Cuál es la fracción molar de amoniaco? Determinar la molaridad.898 g/mL y molaridad 14.06 g/cm3. .Disponemos de una disolución de permanganato potásico. Cu=63. a) Escribir y ajustar la reacción que tiene lugar. 4. produciéndose 0. de una disolución 3M en dicromato potásico con la cantidad suficiente de ácido sulfúrico. a) Escribir y ajustar la ecuación de la reacción red-ox que tiene lugar.-Una muestra de una aleación de oro y cobre tiene una masa de 2.Si hacemos reaccionar la disolución de permanganato de concentración 0.125M.0 ml. Si añadimos ácido sulfúrico a ésta disolución. de una disolución 0. Datos : Masas Atómicas : Au=196. ¿ qué volúmen de óxido de etileno gaseoso ( C2 H4O) habrá que burbujearle para que se consuma completamente ? Resultado : V= 111’8 l.Problemas de Disoluciones 1.967 g. b) Si tenemos 500 ml..055M con otra de oxalato potásico en medio básico se obtienen CO2 y MnO2. 2. b) Si en la valoración se consumen 45.96 . de nitrato de cobre (II). O=16 Resultado : 85% . Determinar la riqueza porcentual en oro de la aleación.055moles/l.125M de oxalato potásico en medio básico ? Resultado : 37. b) ¿Cuántos ml. éste solo reacciona con el cobre presente.185 g.54 . Al ser atacada por ácido nítrico..9 ml. de la disolución de permanganato para reaccionar con 50 ml. 3. la reacción con ácido oxálico (H2C2O4) conduce a la obtención de Mn2+ y CO2. de la disolución de permanganato se necesitan para oxidar 25 ml. N=14 . ¿ cuál es la molaridad de la disolución de permanganato ?. Resultado : M=0.La siguiente reacción se realiza a presión atmosférica y 30ºC en medio ácido ácido : K2 Cr2O7 (ac) + C2H4O (g) + H2 SO4 (ac) == C2H4O2 (g) + K2 SO4 (ac) + Cr2 ( SO4)3 (ac) a) Ajustar la ecuación química. de la disolución de ácido oxálico 0. de un mineral que contiene hierro con una disolución de K MnO4 0. Datos : Mn=31 . 6. O=16 . de Na OH 9. ¿ Cuál es el % en peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1. Na=23 . de HCl .. b) Calcule cuántos gramos de hidróxido sódico reaccionarán con un equivalente de ácido sulfúrico. de ácido sulfúrico de densidad 1.Dadas las reacciones : ácido sulfúrico + ácido sulfhídrico = azufre + agua ácido sulfúrico + hidróxido sódico = sulfato sódico + agua a) Ajuste ambas reacciones y calcule el peso equivalente de ácido sulfúrico en cada una de ellas.electrón. O=16 . Resultado : 11.17 g/cc.2 N. de vinagre han necesitado 50’5 ml.6 ml. b) Sabiendo que se trata 1 g.5 .06 g/ml ? Resultado : 1N 7.Calcular el volúmen de una disolución de hidróxido sódico 2. Cl=35.2 N para su neutralización. de óxido de Mn (IV). si el ácido tiene una riqueza del 35% y su densidad es de 1.El ácido clorhídrico concentrado reacciona con óxido de Mn (IV) para dar cloro elemental y cloruro de Mn (II). gastándose 20 ml. Considera que el peso molecular del ácido sulfúrico es 98 g/mol.84 g/ml.-Dada la reacción : Fe + K MnO4 + H2 SO4 === Fe SO4 + Mn SO4 + H2O a) Ajustar la reacción por el método del ión.5. Datos : S=32 ..5N necesario para neutralizar 10 ml. Resultado : 147. y del 98% de riqueza en peso. H=1 Resultado : V= 5. Ajuste la ecuación completa por el método del ión electrón y calcule el volúmen de HCl necesario para hacer reaccionar completamente 1 g. a) ¿ Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre ? b) Suponiendo que su acidez se deba al ácido acético.2% 8..2 ml. H=1 Resultado : 40 g.. de una base 0. calcular el % de pureza de hierro en el mineral.-Si 10’1 ml. . s=1/2 m=3 . s=1/2 m= -1 . b) de qué tipo de elementos se trata .1/2 Denominar el correspondiente orbital atómico.Enuncie los principios de Pauli y de Hund. 5. 4.Dados los elementos A y B cuyos números atómicos son Z=26 y Z=35 respectivamente. e) Cuál tendrá mayor radio . Indicar razonadamente : a) Su estructura electrónica . 3. . .. 2. S2. s= -1/2 m=2 . l=0 l=3 l=1 l=2 . s= . cada uno de los grupos de números cuánticos para un electrón que aparecen a continuación : a) n=1 b) n=1 c) n=2 d) n=5 .. Xe (Z=54) y Ba2+ (Z=56).. f) Cuál tendrá mayor Potencial de ionización.. .Razone si serían posibles soluciones de la ecuación de Scrödinger y en definitiva posibles orbitales atómicos.Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos e iones : F (Z=9). m=0 .Justificar que el nitrógeno (Z=7) puede actuar con valencia 3 y el fósforo (Z=15) lo puede hacer con valencias 3 y 5 estando en el grupo XV del sistema periódico. . Rb+ (Z=37).Cuestiones de Estructura Atómica 1. Justificar los números cuánticos de los electrones de la última capa de valencia. que regulan las configuraciones electrónicas de los elementos. . c) su situación en el sistema periódico .(Z=16).. . . d) nombre y símbolo . aplíquelos a los casos del oxígeno (Z=8) y del ión óxido. s) son imposibles para un electrón en un átomo? Justifica tu respuesta.1. ¿Cuál es la energía de un fotón de luz de esta longitud de onda? ¿Y de un mol de fotones? Sea el átomo de uranio (Z=92).2.0. Ba(Z=56) 14º Se prepara en el laboratorio una muestra de uranio mezclando U 235 (masa=235. 21.-1/2) (2. Ag. 67. y un número atómico de 15 (Z=15).0.1/2) (3. ordénelos según su energia creciente. 73. 34. expresada en ángstrom.91 11.90 51. I. Se2-. si en ella hay un 60% del isótopo mas pesado. 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 9º 10º Escribe los valores de los números cuánticos que definen los orbitales del subnivel 2p. 10.1/2) ¿Cuál es la longitud de onda. 0. protones y neutrones presentes en dicho átomo. Calcule los números cuánticos de los electrones número 5.1. Hallar el peso atómico de esta mezcla. Rb +.80 16º a) ¿Cuál es el átomo más pequeño del grupo 3ª? b) ¿Cual es el átomo más pequeño de los siguientes átomos: Te.-2.91 2. Hallar su número atómico y su número másico. en comparación con los de los átomos de H y de He? d) Ordene las siguientes especies según los radios crecientes: Br. Se2-.90 17. especialmente en los alrededores de 6600A. y la velocidad (en cm/s) que tendría el electrón en la misma.+1/2) (2.-1/2) (2.0.1. que asocia una onda para cada partícula. Y3+. La hipótesis de Louis de Broglie. Sr2+. sintética. +1/2) (2. . Ordenelas según los radios crecientes y comente los principios en los que se basa para hacerlo. Sr(Z=38).23 91.05 UMA).6·10-19 C. 11º Un átomo posee un número másico de 31 (A=31). Sb? (consultar tabla periódica) c) ¿Como esperaría que fuesen los tamaños del ión hidrógeno H+.56 90. l. In. (2.-1/2) (4. 15.0·10-3 ? Calcular el radio (en Ángstrom) de la primera orbita del átomo de Bohr. Cl(Z=17). m. me=9. Br-. Au y Ra. Cl.2. y enuncie el principio de exclusión de Pauli. dio impulso a teorías superadoras del átomo de Bohr.Química cuántica y configuraciones electrónicas.11 93. Se.1. Po. 89. Escriba la configuración electrónica y el número cuántico de su último electrón de los elementos: C.-1/2) Identifique los correspondientes orbitales de cada electrón. 15º Calcular el peso atómico del Zr. Los pigmentos verdes de la clorofila de las plantas absorben luz. Ca. escriba su configuración electrónica. 90 y 92. que consiste en 5 isótopos cuyas masas y porcentajes se expresan a continuación: Masa (u) % 89. Hágase lo mismo para un electrón como el del ejercicio anterior.1·10-31 kg.1. Compárense ambos resultados. Kr.1/2) (3.-1.1. 12º Un átomo de antimonio.0. (mirar números atómicos en tabla periódica) Los números cuánticos de 4 electrones son: (4. 13º Escríbanse las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos: S (Z=16). Calcúlese la longitud de onda asociada a una pelota de tenis de 150g de peso que posee una velocidad de 15m/s. Datos: e=1.1.1. Calcúlese el número de electrones. y del ión H-. 70. Li+.0·10-18 J? ¿Cuál es la frecuencia de cierta luz verde de longitud de onda 5. 0.04 UMA) y U 238 (masa=238. 1º ¿Cuales de los siguientes números cuánticos listados en orden (n. e) Las especies que se dan a continuación son isoelectrónicas con el gas noble Kriptón. posee 51 electrones y 71 neutrones.40 95.91 17. de un fotón de luz de energía 1. P+. tiene pares de electrones sin compartir. K). son bases de Lewis. 22º El compuesto EX 3 no tiene un momento dipolar. justifique que ión presenta mayor radio. Se) ¿Qué es la afinidad electrónica? 19º Justifique que especie de cada una de las parejas (átomos o iones) presenta mayor volumen: a) (Fe. cuales se requiere una mayor energia de ionización para arrancar al menos un electrón. F). Si en ambos compuestos X es un elemento del grupo 17. Al). 23º Escriba la formula de las combinaciones de hidrógeno con los elementos del segundo periodo y discuta razonadamente la polaridad del enlace y el carácter iónico-covalente de dichas combinaciones. . (Ra. (H. NH3 (piramidal) y H2 O (angular): a) escriba sus estructuras de Lewis b) Justifique su polaridad 21º Los puntos de ebullición del bromuro de hidrógeno y el fluoruro de hidrógeno son respectivamente –67 y 19. Fe3+) 20º Dadas las siguientes especies CS2 (lineal). Bi). si lo tiene. HCN (lineal). Mg+. Si3+. Al. (As. defina las energías implicadas en los procesos de formación del catión. C) d) (Fe. Formule ambas sustancias y explique porque si la masa molecular de la primera es mayor que la de la segunda su punto de ebullición sin embargo es menor. 18º De entre las siguientes parejas de elementos.y Mg 2+ . Cl-. y defina las energías implicadas en la formación del anion. N). Na. (Cl. ZX3 y EX 3 . a) El compuesto EX 3 debe tener un doble enlace. O). Kr) b) (Fe. 24º Escriba las estructuras electrónicas de los iones O2. d) Ambas combinaciones. (Ti. Ar. P.5 ºC respectivamente. b) El compuesto EX 3 debe tener forma plana con ángulos de enlace de 120º c) El átomo central de ZX3 . indicar el más electronegativo usando las propiedades periódicas: (Fe. c) (Fe.17º De entre los siguientes elementos e iones. intente ordenarlos de menor energia de ionización a mayor. mientras que ZX3. discuta razonadamente la veracidad de las siguientes afirmaciones. Se tiene una disolución acuosa de ácido acético (etanoico) cuyo ph es 3.01 M sabiendo que se disocia en un 13% y determine el valor del ph de la disolución.Problemas de Química propuestos en las P.1 M.5 .La constante de disociación de los ácidos láctico y benzóico. si las disoluciones acuosas de las siguientes sustancias tendrán ph ácido..Se toman 0. Ka (acido acético) = 1. 6. Datos: Masas Atómicas: Cl =35. b) El grado de disociación del ácido benzóico en dicha disolución. b) El ph de la disolución resultante de mezclar los otros 50 ml del ácido clorhídrico preparado con otros 25 ml de hidróxido sódico 0. Para ello se dispone de otra disolución de ácido nítrico de ph=0.35 g/cm3 y 37% de riqueza en peso y se diluyen con agua destilada hasta 100 ml.1 M. O=16. a) Cianuro sódico Ka (HCN) = 4. b) ¿Cuántos gramos de hidróxido sódico es necesario añadir a 100 ml de la disolución anterior para su neutralización? Datos: Masas atómicas: Na=23. H=1 5. básico o neutro. Calcule: a) La concentración de dicho ácido. b) El grado de disociación del mismo.Una disolución de ácido cianhídrico (Ka = 6.3.3.5. Calcule: a) los gramos de ácido contenidos en 500 ml de disolución..7 10-5 4. Calcule: a) La constante de disociación de dicho ácido. a) ¿Qué volumen habrá que tomar de esta disolución para preparar la disolución deseada? b) ¿Cuántos miligramos de hidróxido sódico habrá que añadir a esos 100 ml de disolución para neutralizarla?.U.1.Se desea preparar 100 ml de una disolución de ácido nítrico de PH = 2. ¿Qué volumen de disolución 0. Calcule: a) El ph de la disolución resultante de mezclar 50 ml del ácido clorhídrico preparado con otros 50 ml de hidróxido sódico 0.A.Base 1. Datos: Masas atómicas: C=12. O=16.. Equilibrio Ácido . b) El grado de disociación de dicho ácido.3 10-10) tiene un ph de 5.1 M. O=16.. H=1 2.02 M de hidróxido sódico será necesario para neutralizar completamente a 10 ml de la disolución anterior? 3. O=16. H=1. Datos: Masas atómicas: Na= 23. H=1 8.. mediante los equilibrios apropiados y sin necesidad de cálculos numéricos.4.. ambos monopróticos es 1. H =1 7. Calcule: a) La concentración que debe tener una disolución de ácido benzóico para dar un ph igual al de una disolución de ácido láctico 0.73 ml de una disolución de ácido clorhídrico de densidad 1.23 g de ácido metanóico (fórmico) en 50 ml de agua se obtiene una disolución de ph igual a 2. Datos: Masas atómicas: C=12.8 10-5 .Calcula la constante de disociación de un ácido débil monoprótico 0..Al disolver 0.4 10-4 y 6 10-5 respectivamente.8 10-10 b) Nitrato potásico c) Nitrato amónico Kb (NH3) =1.-Justifique. Na = 23 . se encuentra ionizado en un 3 %.A. H =1 .47 g de dicho ácido en 100 ml de agua.01 M con 100 ml de hidróxido sódico 0. 15..0 10-4 .Calcule el ph de la disolución que resulta de añadir a 50 ml de ácido clorhídrico 0. calcule en qué volumen de disolución deben estar contenidos 2 gramos de dicho ácido para que el ph sea 2.Base 9.01 M y a 25 ºC se encuentra disociado en un 31%.5 g en 100 ml de agua.. ¿cuál sería el ph y el grado de disociación de la nueva disolución? Datos: Masas atómicas: F=19.05 M b) 50 ml de hidróxido sódico 0. ¿Cuál sería el grado de disociación de dicho ácido? Si esos dos gramos estuviesen contenidos en 10 l de disolución.1. en una disolución obtenida al disolver 0. es un ácido monoprótico débil cuya fórmula empírica es C9O4H8.. las siguientes disoluciones: a) pH =10 b) pOH =5 c) (OH-) =10-12 M d) (H+) = 10-6 M 12. 14.Problemas de Química propuestos en las P. 10.05 M.64 10-5. Masas atómicas: N = 14. 13.U.El ácido acetilsalicílico (aspirina).10 M.Calcule el ph de la disolución y el grado de disociación del ácido nitroso. 11.. ¿Cuántos gramos de hidróxido sódico se necesitarán para neutralizar 25 ml de la disolución anterior? Datos: Ka = 5.. O = 16.10 M con 100 ml de hidróxido sódico 0. b) El ph de la disolución. de mayor a menor. Calcular: a) el ph de la disolución.2 .1 M: a) 100 ml de hidróxido sódico 0. Se supone que el ácido acetilsalicílico se disuelve totalmente y que su constante de acidez Ka = 2.. b) 400 ml de ácido clorhídrico 0. b) La constante de disociación de dicho ácido. Calcule el ph de una disolución preparada disolviendo una tableta de aspirina de 0.Una disolución de un ácido monoprótico en concentración 10-2 M.Calcule el ph de las disoluciones obtenidas al mezclar: a) 400 ml de ácido clorhídrico 0.10 M..El ácido cloroacético (ClCH2 – COOH) en concentración 0.. Equilibrio Ácido . Calcule: a) La constante de disociación de dicho ácido. 16. H=1.Clasifique por su acidez. AH.Teniendo en cuenta que el ácido fluorhídrico es un ácido débil. cuya constante de disociación vale Ka = 10-3. c) Si en una reacción para la que la constante de equilibrio vale kc.A.. c) Aumentar el volumen. b) Al aumentar la presión total. Equilibrio Químico Ley de Chatelier 1.U.Problemas Química Propuestos en las P. ∆H <0 justifica razonadamente cuál será el efecto sobre la concentración de HCl en el equilibrio en los siguientes casos: a) aumentar la concentración de O2. queremos aumentar la concentración de dióxido de nitrógeno: a) Habrá que calentar el sistema. manteniendo constante las demás variables.Indica. Kp nunca puede ser mas pequeña que kc. b) Para una reacción. desplaza el equilibrio hacia la derecha. multiplicamos los coeficientes estequiométricos del ajuste por dos. en cada uno de los casos siguientes. justificando brevemente la respuesta. si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Para la reacción N2 (g) + 3 H2 (g) ⇔ 2 NH3 (g) un aumento de la presión.125 kJ Razona. 4.El metanol se fabrica industrialmente por hidrogenación del monóxido de carbono según: CO (g) + 2 H2 (g) ⇒ CH3OH (g) ∆H = . 3. ∆H = 58. 2. si la concentración del metanol aumentará: a) Al aumentar la temperatura.. . c) Al añadir al sistema un catalizador positivo. f) Introducir un catalizador..Para la siguiente reacción en equilibrio: 4 HCl (g) + O2 (g) ⇔ 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g). c) Habrá que modificar la estequiometría de la reacción.2 kJ Si. d) Habrá que bajar la temperatura. una vez alcanzado el equilibrio. d) Reducir la temperatura. la constante de equilibrio también queda multiplicada por dos.. b) Disminuir la concentración de H2O. d) Al aumentar la presión parcial de H2. b) Habrá que incorporar un catalizador. e) Añadir un gas inerte como He.Para la reacción: N2O4 (g) ⇔ 2 NO2 (g) . 5.042. Datos: R = 0..33 10-3 mol/l 7. Si se inyecta 1.Problemas Química Propuestos en las P. Sol: [I2]eq = 0. según: H2 (g) + I2 (g) ⇔ 2 HI (g) En estas condiciones.A 670 K. Sol: Kc = Kp = 64 b) La presión total en el recipiente y las presiones parciales de los gases de la mezcla.0 mol de PCl5 (g) y 1.76 10-5. P (HI) = 1.92 mol de N2 y 0. Sol: 1. estableciéndose el siguiente equilibrio: PCl5 (g) ⇔ PCl3 (g) + Cl2 (g) Sabiendo que Kc para la reacción a esa misma temperatura vale 0.8 10-4 Dato: R = 0. calcula: a) La concentración de todos los compuestos en el equilibrio a 2200 K.0 mol de PCl3 (g).1 M . [I]eq = 4. estableciéndose el equilibrio N2 (g) + O2 (g) ⇔ 2 NO (g).182 M .00 mol de I2 en un recipiente de 2.09 % del nitrógeno inicial ( con el oxígeno correspondiente).499 mol/l .165 atm . Se calienta la mezcla hasta 2200 K..En un matraz de 5 litros se introduce una mezcla de 0. Sol: 0. La temperatura se eleva a 250ºC..En un recipiente de 5 litros se introducen 2.U. se pregunta: a) Calcular la concentración de Cl2 en el equilibrio. Equilibrio Químico Cálculos de Kc. P (H2) = P(I2) = 0. Sol: 14% Dato: R = 0. Kp.51 mol de O2.003 mol de hidrógeno. calcula las concentraciones de I2 e I en el equilibrio a esa temperatura.082 atm l /mol K.65 atm . 0.Para el proceso: I2 (g) ⇔ 2 I (g) la constante de equilibrio a 1000K vale Kc = 3.8 c) Calcular el porcentaje (%) de disociación alcanzado por el PCl5.. Sol: Kp = Kc = 8.056 M b) Calcular el valor de Kp a esa misma temperatura.082 atm l /mol K 8.32 atm.00 litros que ya contenía 5. [O2] = 0. 6. Sol: PT = 1. calcula: a) El valor de Kc y Kp. [NO] = 4 10-3 M b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.003 mol de yodo y 0. Teniendo en cuenta que en estas condiciones reacciona el 1.00 10-3 mol de I.A.. un recipiente de un litro contiene una mezcla gaseosa en equilibrio de 0...082 atm l /mol K . Sol: [N2] = 0.etc.024 mol de yoduro de hidrógeno. P (N2) = 0. I = 126.La síntesis de metanol (alcohol metílico) se basa en le equilibrio siguiente: CO (g) + 2 H2 (g) ⇔ CH3OH (g) En un reactor cilíndrico de 1 litro de capacidad. y se calienta el conjunto hasta 600 K. Equilibrio Químico 9. se han formado 0.036 M .9 .A 400 ºC el amoniaco se encuentra disociado un 40% en nitrógeno e hidrógeno cuando la presión del sistema es de 710 mm Hg. Datos: R = 0.. Sol: 0. Sol: 280 Datos: Kc (150ºC) = 280 .. Calcula para el equilibrio: 2 NH3 (g) ⇔ N2 (g) + 3 H2 (g) a) Las presiones parciales de cada especie en el equilibrio cuando la cantidad inicial de NH3 es de 4 moles..082 atm l /mol K. CH3OH = 0. H2 = 0.9.En un recipiente cerrado de 400 ml. P (H2) = 0. Razona la respuesta.Problemas Química Propuestos en las P.032 g de yodo y 1.280 g de bromo.8 mol b) Calcula el valor de Kp a 600 K. Masas Atómicas: Br = 79.14 10-3 M . b) El valor de Kp para este equilibrio a 150 ºC.082 atm l /mol K <> 8. en el que se ha hecho el vacío se introducen 2. Considerando que una vez alcanzado el equilibrio a esta temperatura. Sol: P (NH3) = 0. Sol: CO = 1. PT = 1.74 10-3 c) Indica el efecto que producirá sobre el equilibrio un aumento de volumen del recipiente (supón que el cilindro está provisto de un pistón que permite la variación de su volumen). Sol : Kp = 1. [IBr] = 0.400 atm b) El valor de Kp.400 atm . Se eleva la temperatura a 150ºC y se alcanza el equilibrio: Br2 (g) + I2 (g) ⇔ 2 IBr (g) Calcula: a) Las concentraciones molares y la presión total en el equilibrio.4 atm. Sol: [I2] = [Br2] = 2.4 mol .314 J / mol K 10.U.2 mol .0536 11.A. .134 atm .8 mol de metanol: a) Calcula los moles de cada sustancia una vez alcanzado el equilibrio. se disponen 2 mol de CO y 2 mol de hidrógeno. R = 0. 686 mol . 0.8 atm Datos: El matraz es de volumen constante..8 g de Cl2 y 10. Cuando se establece el equilibrio para la reacción N2 + 3 H2 ⇔ 2 NH3. a esta temperatura. n (PCl5) = 0.En un recipiente de 0.En un matraz de 10 litros se introducen 2 mol de PCl5 a 162ºC. Sol: 1.082 atm l /mol K . 0.A.876 mol b) La presión final del sistema.082 atm l /mol K 13.125 M . una mezcla de las tres especies en equilibrio contiene. Kc..A una determinada temperatura. el cloro reacciona con tricloruro de fósforo para formar pentacloruro de fósforo: PCl3 (g) + Cl2 (g) ⇔ PCl5 (g) En un recipiente de dos litros.4 litros se introduce 1 mol de N2 y 3 mol de H2 a la temperatura de 780 K. Determina: a) El número de moles de cada componente en el equilibrio.075M.054 a 162ºC.76 mol . Calcular: a) La concentración de todas las sustancias en el equilibrio según la reacción: 0. R = 0. Sol: n (Cl2) = 0. a) Calcula la constante de equilibrio. 56.09 mol 14.4 g de PCl5.U. Kc = 0. Equilibrio Químico 12.Problemas Química Propuestos en las P.13 b) Explica si con estos datos se podría calcular la kp de este equilibrio. PT = 500 atm c) El valor de la constante de equilibrio Kp.562 mol .92 mol . en estado gaseoso. n (PCl3) = 0. c) Calcula la nueva composición en equilibrio si el volumen se reduce a la mitad. Sol: N2 = 0. Sol: 9. se tiene una mezcla con un 28 % en mol de NH3. H2 = 1. Sol: 0..12 10-5 Dato: R = 0.075 M PCl5 (g) ⇔ PCl3 (g) + Cl2 (g) b) La presión total del matraz en el equilibrio. 132 g de PCl3. NH3 = 0. se observa que la presión en el interior del recipiente es de 0.93 c) Si inicialmente hay 1. C=12. Equilibrio Químico 15.A. a) Calcula el valor de Kc y Kp.0 g de NaHCO3 (s). Na=23. Kc= 7.231.-A 400ºC el hidrogenocarbonato de sodio. Sol: 1. calcula la cantidad que se habrá descompuesto tras alcanzarse el equilibrio.082 atml/mol K .962 atm.Problemas Química Propuestos en las P. M(g) = 2. se calienta a 400ºC y cuando se alcanza el equilibrio a esta temperatura.U. en el que previamente se ha hecho el vacío. O=16.0 g Datos: Masas atómicas: H=1. R=0.6 10-5 b) Calcula la cantidad (en gramos) de NaHCO3 (s) que se habrá descompuesto. NaHCO3 se descompone parcialmente según el siguiente equilibrio: 2 NaHCO3 (s) ⇔ Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g) Se introduce una cierta cantidad de NaHCO3 (s) en un recipiente cerrado de 2 litros. Sol: Kp = 0. -HNO3 + H2S ----.KHSO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O 2.NO + S + H2O 3.-KCl + KMnO4 + H2SO4 ----.Ajustar las siguientes ecuaciones de oxidación -reducción : 1. d) peróxido de bario.-Cl2 + NaOH + NaIO3 ----.I2 + CaCl2 + KCl + H2O 6.K2MnO4 + NaIO3 + H2O 10.Cu (NO3)2 + S + NO + H2O 4.-KI + KNO2 + HCl ----.-Zn + As2O3 + H2SO4 ----. h) HClO b) manganato de calcio.-Sn + HNO3 ----. i) Ca3(PO4)2 j) Al2 (SO4)3 K) MgO2 L) Fe (NO2)2 .-Ca (ClO)2 + KI + HCl ----.Formular y nombrar los siguientes compuestos : a) arseniuro de litio.AsH3 + ZnSO4 + H2O 8. e) arsenito amónico.NaIO4 + NaCl + H2O 9.I2 + NO + KCl + H2O 2.Reacciones Redox 1.SnO2 + NO2 + H2O 7. c) clorito de aluminio.-KMnO4 + KOH + NaI ----.KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O 5.-CuS + HNO3 ----.-K2Cr2O7 + HCl ----. utilizando los potenciales estándar de reducción. en su caso. Datos: Eº (Cu2+/Cu) = 0.Para cada una de las siguientes reacciones.En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos: Experimento Tubo 1 Tubo 2 Reactivos Lámina de Cobre+ Disolución de Zn (SO4)2 Lámina de Cobre+ Disolución de Ag (NO3) Resultados No se observa reacción La disolución se vuelve azul a) Justifica. b) cinc.Deduce a partir de los datos que se indican si.. y el sentido del movimiento de los iones del puente salino... c) Dibuja un esquema de la pila que podría construirse utilizando la reacción del tubo 2 señalando el ánodo. es el Cu2+ quién oxida al cromo metálico para formar Cr3+.A. Datos: Eº(Zn2+/Zn)= -0. Eº(Ag+/Ag)=0. por el contrario.34 v.76 v y –0. porqué no se observa reacción en el tubo 1.U. Química 2º Bachillerato Pilas 1. los iones Cr3+ oxidan al cobre metálico formando iones Cu2+ o si. indica razonadamente si se trata de reacciones de oxidación-reducción..0.74 v.4 v. escribe la ecuación iónica ajustada de la reacción que ha tenido lugar en el tubo 2. c) hierro.80 v 2. b) Utilizando el método del ión-electrón.Problemas de Electroquímica P. Identifica. Eº(Fe2+/Fe0)=-0.Los potenciales normales de reducción de los electrodos Zn2+/Zn y Cd2+/Cd son respectivamente. a) Fe + 2 HCl ⇒ Fe Cl2 + H2 b) Ca CO3 + 2 HNO3 ⇒ Ca (NO3)2 + CO2 + H2O c) 2 Na Br + Cl2 ⇒ 2 NaCl + Br2 3.Explica mediante las correspondientes reacciones qué sucede cuando en una disolución de sulfato de hierro (II) se introduce una lámina de: a) plata. Datos: Eº (Cr3+/Cr) = . indicando qué especie se oxida y cuál se reduce. Eº (Zn2+/Zn) = -0. en condiciones estándar. el agente oxidante y el reductor. Justifica la respuesta.44 v.76 v. -0.. Contesta razonadamente: a) ¿Qué reacción se produce si a una disolución acuosa 1 M de Cd2+ se añade cinc metálico? b) ¿Cuál es el potencial normal (ó estandar) de la pila formada con estos dos electrodos? c) ¿ Qué reacciones se producen en los electrodos de esta pila? d) ¿Cuál es el ánodo y cuál es el cátodo en esta pila? ¿Cuál es el polo positivo y cuál el polo negativo? 5. el cátodo. Eº (Cu2+/Cu) = 0.337 v .76 v 4. Problemas de Electroquímica P.A.U. Química 2º Bachillerato Electrólisis 6.- Se quiere depositar electrolíticamente una capa de 0,005 mm de oro sobre una moneda metálica que tiene una superficie total de 3 cm2. Para hacerlo, se introduce la moneda en un baño que contiene iones Au3+, y se conecta a un circuito por el que circula una corriente de 0,1 A. a) Indica si la moneda actuará como ánodo o como cátodo. b) Escribe la reacción que tendrá lugar en el electrodo. c) Calcula la masa de oro que se depositará. d) Determina el tiempo que tendrá que circular la corriente. Datos: Masas Atómicas relativas: Au = 197 g/mol; densidad del oro = 19,3 g/cm3 ; 1 Faraday = 96500 c 7.- Se tiene una disolución acuosa de sulfato de cobre (II): a) Calcula la intensidad de corriente que es necesario pasar a través de la disolución para depositar 5 g de cobre en 30 minutos. b) ¿Cuántos átomos de cobre se habrán depositado? 8.- En una cuba electrolítica se hace pasar una corriente de 0,7 amperios a través de un litro de disolución de AgNO3 0,15 M durante 3 horas. a) ¿Cuál es el peso de plata metálica depositada en el cátodo? Y ¿cuál la concentración de ión plata que queda finalmente en la disolución? b) Si en el ánodo se desprende oxígeno (O2), dibuja el esquema de la cuba, el sentido de la corriente, y calcula cuál es el volumen de este gas, medido en condiciones normales, que se desprende durante el proceso. Datos: Masa atómica: Ag = 107,8 g/mol; 1 Faraday = 96500 c; R = 0,082 atm l /mol K. 9.- Calcula los moles de cloro (Cl2) gaseoso que se producen en la electrolisis de una disolución acuosa concentrada de cloruro sódico si se utiliza una corriente de 2 A durante 8 horas. Datos: Masa atómica: Cl=35,5 g/mol; 1 F = 96500 c. Estequiometría 10.- En disolución acuosa, en medio ácido, el permanganato potásico reacciona con peróxido de hidrógeno para dar iones manganeso (II), oxígeno y agua. a) Ajusta la reacción por el método del ión – electrón e indica quién es el oxidante y quién reductor. b) Calcula el número de moles de permanganato potásico necesarios para obtener 2 l de oxígeno medidos en condiciones normales Problemas de Electroquímica P.A.U. Química 2º Bachillerato 11.- En una celda fotovoltáica se produce la siguiente reacción: K2CrO7 + 7 H2SO4 + 6 Ag ⇒ Cr2 (SO4)3 + 7 H2O + 3 Ag2SO4 + K2SO4 a) Calcula el potencial estándar de la celda. b) Calcula los gramos de sulfato de plata formados a partir de 2,158 g de plata. c) Si se dispone de una disolución de ácido sulfúrico de concentración 1,47 g/l, calcula el volumen de la misma que se necesita para oxidar 2,158 g de plata. Datos: Eº (Cr2O72-/Cr3+) = 1,33 v; Eº (Ag+/Ag) = 0,80 v; Masas atómicas: Ag =107,9 g/mol; H =1 g/mol; O=16 g/mol; S=32 g/mol 12.- a) Ajusta la siguiente reacción utilizando el método ión – electrón y nombra las sustancias que aparecen en ella: PbO2 + Pb + H2SO4 ⇒ PbSO4 + H2O c) Calcula el peso equivalente del PbO2. d) Indica cuál es la semirreación de oxidación. ¿Porqué? 13.- Al hacer burbujear sulfuro de hidrógeno gaseoso a través de ácido nítrico, se forma azufre, monóxido de nitrógeno y agua. a) Explica cuáles son las especies oxidante y reductora y utilizando el método del ión – electrón, escribe las semirreacciones redox y la reacción global ajustada. b) Si se comprueba que se han consumido 250 ml de ácido nítrico 5 M, ¿qué volumen de sulfuro de hidrógeno gaseoso, medido en condiciones normales, habrá reaccionado?. 14.- Dada la reacción: Cu + HNO3 ⇒ Cu(NO3)2 + NO + H2O a) Ajustar la reacción por el método del ión – electrón. b) Calcula la masa de cobre que se necesita para obtener 5 litros de NO medidos a 750 mm Hg y 40ºC. Datos: R=0,082 atm l /mol K; Masa atómica: Cu =63,5 g/mol Ejercicios de Termoquímica: 1º El carbón de coque es un combustible industrial muy importante. Calcular cuanta energía se obtiene a partir de una tonelada de carbón de coque. ∆H = −393.5 KJ/mol de formación del CO2. 2º La combustión completa del butano C4H10(g), se representa mediante la ecuación: C 4 H 10 ( g ) + 13 O2 ( g ) → 4CO2 ( g ) + 5H 2O(l ) 2 ∆H = −2877 KJ ¿Cuanto calor, expresado en kilojulios, se desprende en la combustión completa de: 1.325g de butano? 28.4 L de butano medidos en condiciones estandar? (tomar butano como gas ideal) 12.6 L de butano medidos a 23.6ºC y 738 mmHg? 3º Después de su combustión completa, las siguientes sustancias ceden las cantidades de calor que se indican. Exprese sus calores de combustión respectivos en kilojulios por mol de sustancia. a) 0.584g de propano, proporcionan29.4KJ b) 0.136g de alcanfor C10H16O, proporcionan 1.26 Kcal c) 2.35mL de acetona, (CH3)2CO(l) (densidad ρ = 0.791g / mL ), proporcionan 58.3KJ. 4º La entalpía de la reacción de hidrogenación del acetileno (a 25ºC), para obtener etileno es ∆H = -174.5 KJ/mol y la hidrogenación del etileno (también a 25ºC) para obtener etano es ∆H = −137.3 KJ/mol. ¿Cual será la entalpía de hidrogenación del acetileno (a 25ºC) para obtener directamente etano? 5º El calor de combustión del metano, determinado mediante un calorímetro de bomba (a 298K) es ∆U = −885.40 KJ/mol. Calcular el calor de combustión a presión constante, ∆H (a 298K y 1atm). 6º El calor de combustión de la glucosa (C6H12O6) formándose H2O (l), es: ∆H comb = −2816 KJ/mol, a 25ºC y 1atm. Calcular la entalpía de formación de la glucosa. Datos: ∆H CO2 ( g ) = −393.5 KJ/mol ∆H H 2O ( l ) = −285.8 KJ/mol 7º La combustión del metano que es el componente principal del gas natural, se representa mediante la ecuación: CH 4 ( g ) + 2O2 ( g ) → CO2 ( g ) + 2 H 2 O (l ) ∆H = −890.3KJ a) ¿Qué masa de metano, expresada en kilogramos, debe arder para que se libere un calor de 2.80·107J? b) ¿Que cantidad de calor, expresada en kilojulios, se libera en la combustión completa de 1.65·104L de CH4 medidos a 18.6ºC y768 mmHg? c) Si la cantidad de calor calculada en el apartado (b) pudiese transferirse al agua con 100% de eficiencia, ¿qué volumen de agua, expresada en litros, podría calentarse de 8.8 a 60ºC? 8º Utilice la ley de Hess para determinar ∆H de la reacción CO( g ) + 1 O2 ( g ) → CO2 ( g ) sabiendo que: 2 1) C ( grafito) + 1 O2 ( g ) → CO ( g ) 2 2) C ( grafito) + O2 ( g ) → CO2 ( g ) ∆H = −110.54 KJ ∆H = −393.51KJ 9º Conocida la siguiente información: 1 3 ∆H 1 N 2 ( g ) + H 2 ( g ) → NH 3 ( g ) 2 2 5 3 ∆H 2 NH 3 ( g ) + O2 ( g ) → NO ( g ) + H 2O(l ) 4 2 1 ∆H 3 H 2 ( g ) + O2 ( g ) → H 2O(l ) 2 Determine ∆H de la siguiente reacción, expresándola en función de ∆H 1 , ∆H 2 y ∆H 3 N 2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 NO ( g ) ∆H = ? dióxido de carbono.1KJ 1) 1 O2 ( g ) → H 2O(l ) 2 2) C3 H 4 ( g ) + 4O2 ( g ) → 3CO2 ( g ) + 2 H 2O(l ) H 2 (g) + 3) C3 H 8 ( g ) + 5O2 ( g ) → 3CO2 ( g ) + 4 H 2O(l ) 11º A partir de los siguientes datos (todos a 298 K. metano.03Kcal / mol ) . agua.6 KJ ∆H = −211.1Kcal / mol 1 O2 ( g ) → H 2O(l ) 2 CH 3COOH (l ) + 2O2 ( g ) → 2CO2 ( g ) + 2 H 2O(l ) 20º ∆H 2 = −68. acetileno y etileno.98 Kcal/mol. Entre 0ºC y 600ºC.9·10 −3 T c p (CH 4 ) = 5. ∆H = −571. -94. Calcúlese la temperatura final resultante.5 + 0. ∆G f º de Calcula ∆G º a 25ºC para la fotosíntesis (reacción de CO2 con H2O) de un mol de glucosa (C6H12O6) sabiendo que la glucosa es –912KJ/mol: ¿Es la reacción espontánea? (Datos en : ∆G fH 2 O = −237. butino.2. 1 atm y en la misma concentración de las sustancias disueltas): H 2 SO4 (aq ) + Zn( s ) → ZnSO4 (aq) + H 2 ( g ) ∆H = −335.4 KJ 12º Calcular la entalpía de formación de las siguientes sustancias atendiendo a las energías medias de enlace: Amoniaco.5·10 −3 T Hallar el calor de formación del metano a P constante y a 500ºC.79 J ·mol ·K 16º −1 S º H 2 = 130. Dato: ∆H T2 = ∆H T1 + 17º 18º 19º ∫ T2 T1 c p dT ¿Cuántas calorías se necesitan para calentar 200g de cobre desde 5ºC hasta 50ºC? Calor especifico del cobre 0.8·10 −3 T − 1.34 + 11. los calores de combustión del grafito (C ). los calores molares de estas sustancias en cal/(mol·ºC) pueden expresarse por las ecuaciones: c p (C ) = 1. metanol.2·10 −6 T 2 c p ( H 2 ) = 6.2 J / K Calcular: a) El valor de incremento de ∆G . respectivamente. Datos: S º H 2O = 69. H 2 y CH 4 son. eteno.3Kcal / mol ∆H 3 = −208Kcal / mol Determinar la entalpía de reacción del siguiente proceso: 2 NO ( g ) + O2 ( g ) → 2 NO2 ( g ) Conociendo los calores de formación del NO (∆H f = −21.1KJ 2 H 2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 H 2 O(l ) H 2 SO4 (aq ) + ZnO( s ) → ZnSO4 (aq) + H 2 O(l ) Calcular la entalpía de formación del óxido de cinc. y –212.82 J ·mol −1 ·K −1 A 20ºC. L f = 1435 cal/mol Determinar la entalpía de formación del ácido acético. a partir de las ecuaciones termoquímicas siguientes: C ( s ) + O2 ( g ) → CO2 ( g ) H 2 (g) + ∆H 1 = −94. Energías medias de enlace en KJ/mol: C-H:415 N-H:390 C-O:352 C=C:610 C ≡ C:830 C=O:730 O-H:460 C-C:347 13º Para la descomposición del óxido de plata (a 298K y 1 atm) según la reacción: 1 Ag 2 O( s ) → Ag ( s) + O2 ( g ) 2 ∆H = 30.4kJ / mol ) fCO −1 15º Calcular la variación de entropía en la formación de un mol de agua a partir de la reacción de hidrógeno con oxígeno.2kJ / mol o ∆G o 2 = −394.6 KJ ∆S = 60. -68. 14º ∆H y ∆S no varían con la temperatura. a 25ºC y 1atm.35.6 Kcal / mol ) y del NO2 (∆H f = −8.8 KJ ∆H = −1937 KJ ∆H = −2219. b) La temperatura a la cual se anula ∆G (presión de 1atm) suponiendo que c) A que temperatura será espontánea la reacción.10º Utilice la ley de Hess para determinar ∆H de la reacción C3 H 4 ( g ) + 2 H 2 ( g ) → C3 H 8 ( g ) sabiendo que: ∆H = −285.10 + 4.093 cal/g·K 36g de hielo a 0ºC se vierten sobre 200g de agua a 25ºC.7 J ·mol −1 ·K −1 S º O2 = 204. 77·10 −2 kJ / K ∆S = 18. de H − H (104) y de N − N (38) calcular la entalpía de la hipotética reacción de hidrogenación del N 2 para dar H 2 N − NH 2 (Hidracina) 23º Para los gases reales se suele usar mejor la ecuación de Van der Waals. La constante R de los gases ideales es igual en la ecuación de Van der Waals que en la ecuación de los gases ideales. cuando se encuentra ocupando un volumen de 2 L a 273K. ∆H fglu cos a = −1273. se obtienen CO2 ( g ) y H 2O(l ) como productos. Utilizando los datos adjuntos.63·10 −2 kJ / K ∆S = −73. Si el metanol queda en estado de vapor. El calor liberado en el o proceso se transforma en trabajo útil con un rendimiento del 70%.3kJ / mol 25º De las siguientes reacciones.5kJ ·mol −1 f S o (CO2 ( g )) = 213 J ·mol −1 K −1 S o (O2 ( g )) = 205 J ·mol −1 K −1 27º ∆H o (CO ( g )) = −110kJ / mol −1 f S o (CO ( g )) = 197. 24º En el metabolismo de la glucosa. cada una de ellas a 1 atmósfera de presión: 1 1 H 2 ( g ) + I 2 ( g ) → HI ( g ) 2 2 2 NO2 ( g ) → N 2O4 ( g ) S ( s) + H 2 ( g ) → H 2 S ( g ) ∆H = +25. Los valores de a y b son a = 6. e indique si es o no un proceso espontáneo. Con estos datos.19·10 −2 kJ / K a) Determinar las que son espontáneas a todas las temperaturas b) Determinar las que son espontáneas a bajas temperaturas y no espontáneas a altas temperaturas. o un error experimental en la obtención de este dato.08 Kcal / mol . 26º Determine la energia libre de Gibbs a 25ºC para la reacción de combustión de 1mol de monóxido de carbono.49 L2 ·atm·mol −2 y b = 0. Conociendo las energías de enlace en Kcal / mol de de 22º N ≡ N (225) .0562 L·mol −1 . en estado liquido. La expresión (V − nb ) es un ⎜ V ⎟ ⎠ ⎝ correctivo en la ecuación de los gases ideales por no considerar que las partículas del gas ocupan un volumen.94kJ ∆H = −58. c) Determinar las que son espontáneas a altas temperaturas y no espontáneas a bajas temperaturas. Calcular la presión que ocupa un mol de Cl 2 ( g ) . ⎛ n2a ⎞ ⎜ P + 2 ⎟(V − nb ) = nRT Donde a y b son unas constantes respectivas a cada gas. Suponga que el trabajo realizado al subir es aproximadamente 4 veces el necesario para simplemente elevar 58Kg a 1450m de altura. justifique si se trata de un isómero con dos dobles enlaces o de otro con un enlace triple. es − 57. b) Determine el número de bombonas de butano (6 kg de butano por bombona) que hacen falta para calentar una piscina de .73kJ ∆S = 34. ∆H º (C − C ) = 348kJ / mol ∆H º (C = C ) = 619kJ / mol ∆H º (C ≡ C ) = 812kJ / mol ∆H º (C − H ) = 413kJ / mol ∆H º (O − H ) = 463kJ / mol 28º ∆H º (O = O) = 494kJ / mol ∆H º (C = O) = 707kJ / mol La entalpía de combustión del butano es ∆H c = −2642kJ ·mol −1 .02 Kcal / mol . si todo el proceso tiene lugar en fase gaseosa: a) Calcule la energia media del enlace O − H . (los datos están dados a 25ºC) La molécula de nitrógeno es particularmente estable. calcular la entalpía de vaporización del metanol a 25ºC. Datos: ∆H o (CO2 ( g )) = −393.21º La entalpía de formación del metanol.16kJ ∆H = −16. la entalpía de formación es entonces − 48. N − H (93) . y el correctivo a la presión en la ecuación de los gases ideales ⎜ P + ⎜ ⎛ ⎝ n2a ⎞ ⎟ se debe a la alteración que producen las fuerzas V2 ⎟ ⎠ intermoleculares que alteran los choques de las moléculas con el recipiente. C6 H 12O6 .9 J ·mol −1 K −1 El calor de combustión de un hidrocarburo C 4 H 6 es ∆H º = −2001kJ / mol . según la ecuación de los gases ideales (primero) y según la ecuación de Van der Waals (después) y comparar. Calcule la masa de glucosa metabolizada por una persona de 58Kg que sube a una montaña de 1450m. b) 3. c) 2.59KJ. Datos: ∆H º (C − C ) = 346kJ / mol ∆H º (C = O) = 730kJ / mol ∆H º (C − H ) = 413kJ / mol ce ( agua ) = 4.8KJ/mol 5º ∆H = -890.1 y -285. Calcule el calor obtenido al reaccionar un kilo de carbono con vapor de agua en exceso para dar monóxido de carbono e hidrógeno.94 Kcal/mol 22º +23 Kcal/mol 23º VW:9. La descomposición térmica del clorato de potasio origina cloruro de potasio y oxigeno.66KJ.6KJ No es espontánea 15º ∆S º = -163. b)–5. b) T=508K.45·103KJ 3º a) –2.15 kJ/mol b) 8.9·103KJ/mol.6g/mol 25º a) tercera b) Segunda c) primera 26º ∆G º = 256 kJ/mol 27º un error experimental 28º a) 548.8kJ/mol.8Kcal/mol 20º +27.65·103KJ.2kJ / mol 3 30º 31º Soluciones: 1º -3.9atm GI:11.5kJ / mol ∆H fKClO ( s ) = −391. Calcular: a) la entalpía estandar de formación del hexano liquido b) el número de moles de hidrógeno consumidos en la formación de una cantidad de hexano liquido que libera una energia de 30kJ en su combustión.50m3 de 14ºC a 27ºC.97KJ 9º 2∆H 1 + 2∆H 2 − 3∆H 3 10º ∆H = -290KJ o 11º ∆H f = -409. calcule la energia calorífica desprendida cuando se obtienen en el laboratorio 50 litros de oxigeno. c) –1.28·107 KJ 2º a) 65.2atm 24º 678. c) 1.1 Kcal/mol 17º 837 cal 18º 9ºC 19º -116.21·105KJ. Sabiendo que las entalpías de combustión estandar del hexano liquido. b)-6.5kJ/mol.9·103 L 8º ∆H = -282.18kJ ·K ·kg −1 −1 ∆H º (O = O ) = 487 kJ / mol ρ (agua ) = 1kg / L 29º Las entalpías de formación estandar del vapor de agua y del monóxido de carbono son respectivamente –---241kJ/mol y – 119. Después de ajustar la reacción.1 Kcal/mol 21º 8.22·103KJ.41 bombonas 29º 6750 kJ 30º 31º .35KJ/mol 6º ∆H f = -1260KJ/mol o 7º a) 504 Kg. medidos a 25ºC y una atmósfera de presión. -393. c) Por encima de 508K 14º ∆G º = +2877.32 J·mol-1·K-1 16º -15. carbono sólido e hidrógeno gaseoso son respectivamente –4192.82·103KJ/mol 4º ∆H = -311. Datos: ∆H fClK ( s ) = −436.5 KJ/mol 13º a) 12. Termoquímica 1. 4.Problemas Química Propuestos en las P. en kilojulios.6 g de dióxido de azufre si la reacción se realizara a volumen constante? b) Predice justificadamente el signo de la variación de entropía de dicha reacción. d) Indica cómo calcular la entalpía de formación del metanol a partir únicamente de las entalpías de combustión.78 106 kJ c) Calcula la masa de CO2.A.2 kJ a) ¿Qué cantidad de energía se desprendería en la oxidación de 74... que se desprende a la atmósfera en esa combustión. del hidrógeno y del metanol. pero vamos a considerarla como si estuviera formada exclusivamente por hidrocarburos saturados de fórmula C8H18.La gasolina realmente es una mezcla compleja de hidrocarburos. c) Escribe las expresiones para calcular las entalpías de combustión a partir de las entalpías de formación que consideres necesarias.Considera la combustión del carbón.5 kg de CO2 Datos: Masas atómicas: C = 12.La reacción principal del método de contacto en la fabricación de ácido sulfúrico es la oxidación catalítica del dióxido de azufre que se lleva a cabo a una temperatura de unos 400 ºC: 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇔ 2 SO3 (g) .Para una determinada reacción es ∆Hº >0 y ∆Sº <0. Datos: R = 8. en kilogramos. b) Calcula la cantidad de energía. Sol: -1. que se desprenderá en la combustión de 40 kg de gasolina. ∆H = .394 kJ/mol.31 10-3 kJ mol-1 K-1. a) Escribe la reacción de combustión de la gasolina. CO2 (g) = . las cuales pueden considerarse constantes con la temperatura. Masa molar del SO2 = 64...250 kJ/mol . O = 16. 3.242 kJ/mol. Razona la espontaneidad de esa reacción con la temperatura. c) Justifica porqué la disminución de la temperatura favorece la espontaneidad de dicho proceso. 2.0 g mol-1. C8H18 (l) = . a) Ajusta las reacciones de combustión de cada sustancia. Sol: 123.198.U. b) Indica cuáles de los reactivos o productos tienen entalpía de formación nula. Entalpías de formación: H2O (g) = . 71 l de C2H2 Datos: R = 0. CO2 (g) = . puede obtenerse. a la presión de 15 atm y 25ºC. Sol: V = 445. necesario para obtener 0.25 l de benceno.A.5 atm..95 kg/l. Termoquímica 5. Datos: Entalpías de formación: H2O (l) = .9 229 ∆Hºf (kJ/mol) Sº (kJ/mol) Sol: ∆Hºr = -137. calcula los valores de ∆Hºr y de ∆Sºr para esa reacción e indica razonadamente si será espontánea a 25 ºC: C2H4 (g) 52. C2H2.3 209 H2 (g) 130. ∆Sºr = .El etano se puede sintetizar por hidrogenación del eteno según la reacción: C2H4 (g) + H2 (g) ⇒ C2H6 (g) A partir de los datos siguientes de entalpías de formación y entropías estándar. H = 1 6. Masas atómicas: C = 12.2 kJ .3261.3 kJ.3275. medido a 25ºC y 0. C6H6 (l). Calcula: a) La entalpía molar de la reacción de combustión del C6H6 (l) si la entalpía molar de combustión del C2H2 (g) es – 1302.2 KJ 7..286 kJ/mol.. C6H6 (l) = + 49 kJ/mol.082 atm l /mol K. mediante la reacción no ajustada: C2H2 (g) ⇔ C6H6 (l) La variación de entalpía que se produce en este proceso es de –631 kJ/mol.6 C2H6 (g) -84. a partir de etino o acetileno gas.U.El benceno líquido.Calcula la variación de energía interna (∆Uº) para la reacción de combustión del benceno líquido.0. O = 16.3 kJ b) El volumen de etino.1106 kJ/K . si el proceso se realiza a presión de 1 atm y 25ºC. Sol: .1 kJ/mol.104. Sol: ∆Uº = .Problemas Química Propuestos en las P. densidad del benceno = 0.393 kJ/mol. C6H6. ∆Gº = . . medidos en condiciones normales. Justifica si se desprende o se absorbe calor en el proceso.75 kJ/mol. C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ⇒ 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) Datos: ∆Hºf (kJ/mol) Sº (J mol-1 K-1) C2H5OH (l) .7 160.1366. respectivamente.2221 kJ . Termoquímica 8.75 kJ/mol.7 H2O (l) .4.8 J K-1 10. a) Escribe la ecuación química correspondiente al proceso.00 kg de acetileno.7 kJ/mol y – 285. de dióxido de carbono(g) y de agua (l) son – 103.5 kJ/mol.Determina la variación de entalpía y entropía para la combustión del etanol. H =1 .6 l .393. V = 39. . 9.9 kJ/mol..6 O2 (g) 205 Sol: ∆Hºr = . b) Calcula el calor molar de combustión del acetileno y el calor producido al quemar 1.8 kJ/mol. ∆Sºr = .241.7 kJ .393.Problemas Química Propuestos en las P.277.5 213..285. produce dióxido de carbono y agua.La combustión del acetileno. a) Escribe las reacciones químicas ajustadas correspondientes a los procesos de formación de dichas sustancias para los valores de entalpías dados.138. O = 16. Sol:. m = 283..2 g Datos: Masas atómicas relativas: C = 12.8 69.82 104 kJ Datos: Entalpías de formación: H2O (g) = .Las entalpías estándar de formación de propano (g).U. C2H2 (g) = + 223. C2H2 (g).393. b) Calcula el calor correspondiente a la combustión de 26 gramos de propano e indica el volumen de dióxido de carbono formado en dicha combustión así como la masa de oxígeno consumida. CO2 (g) = .A.9 CO2 (g) . Sol: ∆Hºr = . Sol: 201. se utiliza propano como combustible.852 kJ mol-1. CH4 (g) = .Las entalpías de formación estándar del CO2. H2O y C3H8 son respectivamente. a) Escribe la reacción de combustión del propano y calcula el calor de combustión del mismo. CaO.Problemas Química Propuestos en las P.285. .242 kJ/mol. Sol: ∆Hºc = . medido a 25ºC y 1 atm de presión.8 kJ/mol.803 kJ b) El volumen de CH4.U.8 y – 103. que es necesario quemar para producir la misma energía que 1 g de TNT. O = 16 . Sol: . Entalpías de formación: ∆Hºf (H2O) (g) = . ..6 kJ/mol. a) Escribe la reacción de combustión del propano. calcula la cantidad de propano que hay que quemar para descomponer 100 kg de carbonato de calcio. Termoquímica 11.. 13.2220 kJ c) Determina la masa de este gas necesaria para obtener 1000 kg de óxido de calcio por descomposición térmica de carbonato cálcico si: Sol: 63.393.A.75 kJ/mol 12. ∆Hºf (C3H8) (g) = .394 kJ/mol.En un horno de obtención de cal. calcula: a) La entalpía estándar de combustión del CH4.103. b) Calcula la entalpía estándar de combustión del propano.5. CO2 (g) = .2 kg CaCO3 (s) ⇒ CaO (s) + CO2 (g) ∆Hº = 178.1 kJ Datos: Masas Atómicas: Ca = 40 . Sol: .Sabiendo que la combustión de 1 g de TNT libera 4600 kJ y considerando los valores de entalpías de formación que se proporcionan.8 kJ/mol. O = 16. Ca = 40. .7 moles <> 8875 g de C3H8 Datos: Masas Atómicas: C = 12. Sol: 140 l Datos: Entalpías de formación: H2O (g) = . C = 12 . ∆Hºf (CO2) (g) = ..2221 kJ b) En el horno se produce la reacción: CaCO3 (s) ⇒ CaO (s) + CO2 (g) . ∆H = 179 kJ Si el rendimiento del proceso es del 40%.285.393. H = 1. 27 kg de TNT. C7H5(NO2)3.3 kJ/mol.U.110. N =14. Entalpías de formación: ∆Hºf [(H2O)] (g) = .6 kJ/mol. Sol: 6260 kJ b) Calcula el volumen total (en litros) ocupado por los gases liberados en dicha explosión a 500ºC y 740 mm Hg. es un explosivo muy potente que presenta como ventaja frente a la nitroglicerina su mayor estabilidad en caso de impacto. ∆Hºf [TNT] (s) (g) = .1 kJ/mol. 1 atm = 760 mm Hg. O =16..A. Sol: 651 litros Datos: Masas Atómicas: H = 1.Problemas Química Propuestos en las P.El Trinitrotolueno (TNT). ∆Hºf [(CO)] (g) = .364. La descomposición explosiva del TNT se puede representar mediante la siguiente ecuación: 2 C7H5(NO2)3 (s) ⇒ 7 C (s) + 7 CO (g) + 3 N2 (g) + 5 H2O (g) a) Calcula el calor producido al “explotar” 2. R = 0. Termoquímica 14. .241. C =12.082 atm l/mol K. Carga formal. 5. Cómo dibujar estructuras resonantes . 2. Estructuras de resonancia. Evolución histórica de la Química Orgánica. 6.TEMA 1 CONCEPTOS FUNDAMENTALES EN QUIMICA ORGANICA 1. 4. 6. Contribución de las estructuras resonantes. 3. 6. Concepto y origen de la Química Orgánica. Representación de Lewis de las moléculas orgánicas. Electronegatividad y polarización del enlace.2.1. Concepto y origen de la Química Orgánica.Fundamentos de Química Orgánica 3 TEMA 1. El diamante es duro e incoloro mientras que el grafito es suave y negro.2. La Química Orgánica. 1. 5. CONCEPTOS FUNDAMENTALES EN QUIMICA ORGANICA. la alizarina y la legendaria púrpura de Tiro. junto con la Bioquímica. 2. Los antiguos egipcios. La diversidad de la química que tiene como base el carbono no es sorprendente si se piensa en las diferencias que presentan las formas del carbono elemental: diamante y grafito. este elemento se puede unir a otros átomos de carbono para dar lugar a largas cadenas constituidas por cientos e incluso miles de átomos. puede formar diferentes tipos de enlaces: simples. los químicos orgánicos no pudieron sintetizar productos que fueran capaces de competir con el jabón (detergentes) . Los dos primeros colorantes se aislaron de las plantas y el último se obtuvo en pequeñas cantidades a partir de una especie rara de molusco. Evolución histórica de la Química Orgánica. 3. El carbono puede formar enlaces estables con muchos átomos distintos de la tabla periódica y además. Hasta época tan reciente como 1948. es la ciencia básica que permite explicar los procesos químicos que tienen lugar en los organismos vivos. El elevado número y complejidad de estos compuestos se debe a las características de enlazamiento del carbono. 6. Evolución histórica de la Química Orgánica.1. Además. Cómo dibujar estructuras resonantes 1. 2. Desde muy antiguo se sabía que la grasa animal se podía convertir en jabón por tratamiento con lejía. Los pueblos prehistóricos hicieron uso de las propiedades de algunos compuestos orgánicos y realizaron algunas reacciones químico-orgánicas. 4. De hecho. Estructuras de resonancia. los romanos y los fenicios emplearon varios colorantes que eran verdaderos compuesto químicos puros: el índigo. dobles o triples. Representación de Lewis de las moléculas orgánicas. Estas diferencias en las propiedades de las distintas formas del carbono son consecuencia de las diferencias estructurales que presentan dichas formas. 6. Electronegatividad y polarización del enlace. La Química Orgánica se ocupa del estudio de las propiedades y transformaciones de los compuestos que contienen el elemento carbono. que puede formar enlaces hasta con cuatro átomos más. Concepto y origen de la Química Orgánica. 6. el nombre Química Orgánica proviene de la antigua creencia de que ciertas sustancias sólo podían ser producidas por organismos vivos. Contribución de las estructuras resonantes. Carga formal. Durante el primer tercio de siglo XIX investigadores como Gay-Lussac. poseedor de fuerza vital y. Según la clasificación de Berzelius la urea era un compuesto orgánico. así como su proporción. que constituían los compuestos orgánicos. Lavoisier ideó un método. a aquellos compuestos derivados de los seres vivos o de la materia viva. imposible de ser sintetizado a partir de compuestos clasificados como inorgánicos: ∆ NH4 OCN isocianato amónico H2N O NH2 urea La síntesis de la urea obligó a un replanteamiento de la definición de compuesto orgánico. En este orden de cosas son dignos de mención los estudios que el alemán Carl Scheele llevó a cabo entre los años 1769 a 1786 sobre aislamiento de diversos compuestos orgánicos de fuentes naturales. Berzelius y otros químicos creyeron que tales compuestos poseían una fuerza vital y que. Durante todo el siglo XIX. En 1807. con el nombre de compuestos orgánicos. basado en la combustión de la materia orgánica. La teoría de la fuerza vital fue declinando a medida que la aportación creciente de datos analíticos evidenciaba que las leyes químicas que gobernaban el comportamiento de la materia inorgánica eran también válidas para los compuestos orgánicos. . tal y como hoy la conocemos. La Química Orgánica. año en el que Wöhler consiguió sintetizar la urea por descomposición térmica del isocianato amónico. oxígeno y nitrógeno que constituían los compuestos orgánicos. Hacia mitad del siglo XIX. hidrógeno.4 Tema 1 La fermentación del almidón y de los azúcares para obtener alcohol se conoce desde tiempos prehistóricos y el método que se aplica en la actualidad no difiere mucho del que se ideó hace cientos de años. Liebig y Berzelius descubrieron y perfeccionaron nuevos métodos analíticos que permitieron determinar la clase de elementos. La teoría de la fuerza vital sufrió un gran revés en 1828. arranca de finales del siglo XVIII cuando se inició el aislamiento de sustancias orgánicas de extractos de origen natural. que permitía determinar los porcentajes de carbono. pasándose a denominar como tal todo compuesto que contuviese carbono en su estructura. por tanto. el desarrollo incipiente de la síntesis orgánica permitió la preparación de compuestos orgánicos a partir de materiales de partida relativamente simples. por tanto. sería imposible sintetizar un compuesto orgánico a partir de materiales inorgánicos. En 1784. el químico sueco Berzelius denominó. que el alcohol etílico y el dimetiléter tenían la misma fórmula molécular. que normalmente contiene 8 electrones en su capa más externa. y un par de puntos o una línea para representar a pares de electrones. se indica la representación de Lewis de algunas moléculas orgánicas. el segundo es un gas. el metanol y el clorometano. En 1916. Nótese que estas tres últimas contienen átomos que consiguen su octeto electrónico mediante la suma de . 3. la metilamina. es decir la presencia de diferentes propiedades físicas y/o químicas en compuestos con la misma fórmula molecular. pero mientras que el primero es un líquido con punto de ebullición 78°C. Se sabía. tales como el metano. La teoría estructural de Kekulé permitó explicar el fenómeno de la isomería. Según Lewis una capa llena de electrones es especialmente estable y los átomos transfieren o comparten electrones para tratar de alcanzar una capa llena de electrones y alcanzar. la introducción del concepto de enlace covalente por el químico estadounidense Lewis proporcionó la base que permitió relacionar las estructuras de las moléculas orgánicas y sus propiedades químicas. La tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica externa de 8 electrones se la conoce como regla del octeto. Los químicos del siglo XIX pensaron que las diferentes propiedades químicas que presentaban compuestos con la misma fórmula molecular se tenían que deber a la forma en la que se ordenaban los átomos en la estructura molecular. la estructura electrónica estable similar a la del gas noble más próximo. de acuerdo con su configuración electrónica. pueden cumplir la regla del octeto con pares de electrones compartidos (electrones enlazantes) y pares de electrones sin compartir (electrones no enlazantes). y fue la base de partida para la asignación de las estructuras de moléculas orgánicas sencillas. Teoría estructural de Kekulé: fórmulas estructurales.Fundamentos de Química Orgánica 5 Uno de los aspectos de la Química que se resistía a los esfuerzos de las mentes más brillantes del siglo XIX era el relacionado con la estructura de los compuestos orgánicos. así. Representación de Lewis de las moléculas orgánicas. Los átomos. C2H6O. En 1858 Kekulé propuso una teoría estructural que permitía asignar la estructura de los compuestos orgánicos más simples. Las estructuras de Lewis utilizan un punto para representar a un electrón de valencia. Cuando dos átomos comparten dos electrones entre sí se forma entre ellos un enlace covalente. como el etano. Esta teoría se basaba en la tetravalencia del átomo de carbono y en el concepto de enlace químico. el etano o el propano. A continuación. por ejemplo. La polaridad del enlace se indica con una flecha que dirige su punta hacia el extremo negativo del enlace polar y un signo mas (+) en el extremo positivo del enlace. de manera que los electrones del enlace son atraídos con mayor intensidad por uno de los dos átomos que forman el enlace. . Representación de Lewis del etileno y del acetileno H H C C H H etileno H C C H acetileno 4. como los de la molécula de acetileno. cuando el carbono se enlaza al cloro el par de electrones del enlace se encuentra atraído con más intensidad por el átomo de cloro. También hay estructuras orgánicas con átomos que comparten tres pares de electrones. o del átomo de cloro del clorometano. del átomo de oxígeno del metanol. en el enlace covalente de la molécula de cloro. Representación de Lewis de algunos compuestos orgánicos H H H C C H H H Etano H H C N H H H Metilamina H H H C C O H H H Etanol H H C Cl H Clorometano Como se acaba de ver. como ocurre en el enlace covalente de la molécula de hidrógeno. o en el enlace covalente carbono-carbono del etano. y se dice que estos átomos están unidos mediante un enlace doble. Electronegatividad y polarización del enlace. cuando se comparte un par de electrones entre dos átomos se forma un enlace simple. la mayor parte de los enlaces covalentes están formados por dos átomos diferentes. En la siguiente figura se indica el enlace covalente polar C-Cl de la molécula de clorometano. Sin embargo. Cuando dos átomos comparten por igual los dos electrones del enlace covalente se dice que el enlace es no polar. y en este caso se dice que el enlace entre los átomos es un triple enlace.6 Tema 1 electrones enlazantes y no enlazantes. Por ejemplo. de manera que sobre el átomo de carbono aparece una pequeña carga parcial positiva y sobre el átomo de cloro aparece una cantidad igual de carga negativa. como la del etileno. Muchas moléculas orgánicas contienen átomos que comparten dos pares electrónicos. como el caso del átomo nitrógeno de la metilamina. Cuando esto ocurre el enlace covalente se denomina enlace polar. 2 Li 1.2 Br 3.9 N 3.8 Al 1. los enlaces C-halógeno. Sin embargo. A fin de predecir si un enlace covalente va a ser polar se recurre a la comparación de las electronegatividades de los átomos que forman el enlace. A continuación.0 I 2.0 Cl 3. La electronegatividad se define como la tendencia del núcleo atómico a la atracción de electrones. por tanto.9 Be 1. C-O y C-N son polares.4 S 2. H 2.6 Mg 1. los halógenos.quiere decir una pequeña cantidad de carga negativa. se representan las estructuras de Lewis de las moléculas de fluoruro de hidrógeno (HF). Pauling desarrolló una escala de electronegatividades relativas para la mayoría de los átomos. A continuación. agua (H2O) y amoníaco (NH3) con indicación de la polaridad de los enlaces.0 Na 0. La .6 C 2. se da una tabla de electronegatividades para los principales átomos de interés en Química Orgánica.2 O 3. por lo que el flúor es el elemento más electronegativo. son más electronegativos que el carbono y. un enlace C-H debería estar muy poco polarizado. que son heteroátomos que suelen aparecer en las estructuras orgánicas.6 F 4.5 Si 1.3 B 1.7 Como se deduce de la tabla anterior. El símbolo δ+ quiere decir una pequeña cantidad de carga positiva y el símbolo δ. puesto que la electronegatividad del hidrógeno y del carbono es similar. el oxígeno y el nitrógeno.Fundamentos de Química Orgánica 7 H H µ + Cδ+ Cl H δ− Clorometano La polaridad del enlace se mide mediante su momento dipolar (µ) que se define como la cantidad de diferencia de carga multiplicada por la longitud del enlace.0 P 2. En el Sistema Periódico la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha y disminuye al bajar en una columna. 8 Tema 1 molécula de metano se puede considerar que está constituida por enlaces C-H muy poco polarizados: H δ+ δ+ δ+ δ+ δ+ δ− δ+ δ− H H H C H metano H F H O H agua H N δ− H fluoruro de hidrógeno amoniaco En algunos de los temas de esta asignatura se dará una representación del contorno de densidad electrónica de determinadas moléculas. debido a presencia de átomos muy electronegativos. La asimetría en la distribución de carga se indicará con un sistema de colores que varía de tonalidad según el valor del potencial electrostático: el color rojo indica una zona de la estructura con elevada densidad de carga negativa. mientras que un color azul indica una zona de la estructura con déficit de carga debido a la presencia de átomos poco electronegativos. En la siguiente figura se muestra esta variación del color respecto al signo del potencial: rojo < naranja < amarillo < verde < azul potencial electrostático más negativo potencial electrostático más positivo En la siguiente figura se muestran los contornos de potencial electrostático que presentan las moléculas descritas anteriormente: El enlace H-F del fluoruro de hidrógeno está fuertemente polarizado y la densidad de carga a lo largo del enlace entre el flúor y el hidrógeno está desplazada hacia el átomo más electronegativo (flúor) creando un potencial electrostático negativo alrededor de dicho átomo (color rojo) y en consecuencia un potencial electrostático positivo alrededor del hidrógeno (color azul). . cuando se dibujan determinadas estructuras químicas. aparecen cargas eléctricas asociadas a algunos átomos. y la aparición de una zona de color azul en la parte inferior donde se encuentran los tres átomos de hidrógeno. denominadas cargas formales. por tanto.Fundamentos de Química Orgánica 9 Lo mismo ocurre en el caso de la molécula de agua. en el que la mayor electronegatividad del oxígeno provoca la polarización de los enlaces O-H. O O C O H3C O N O Anión carbonato Nitrometano En la siguiente figura se indica el cálculo de la carga formal de cada uno de los átomos que integran el anión carbonato: . En los enlaces polares las cargas parciales sobre los átomos son reales. Carga formal. los tres enlaces N-H son polares. Por último. Se puede apreciar que sobre dos de los átomos de oxígeno del anión carbonato aparecen una carga formal negativa y en la molécula de nitrometano aparece una carga formal positiva sobre el átomo de nitrógeno y una carga parcial negativa sobre uno de los dos átomos de oxígeno. La distribución simétrica de la densidad de carga conlleva la aparición de un potencial electrostático más bien neutro (verde) alrededor de todos los átomos de la molécula. 5. Las cargas formales permiten contar el número de electrones de un átomo determinado de una estructura.. La densidad de carga se halla desplazada hacia el nitrógeno lo cual se ve perfectamente en el diagrama de contorno de potencial electrostatíco por la aparición de una zona de color rojo en la parte superior de la figura (posición del nitrógeno). aparecen indicadas las estructuras de Lewis del anión carbonato y del nitrometano.nº electrones no compartidos + A continuación. Sin embargo. en el metano no existen enlaces polares debido a la similar electronegatividad del átomo de carbono y el de hidrógeno. según la representación de Lewis. El caso del amoníaco es similar al de la molécula de agua: el nitrógeno es más electronegativo que el hidrógeno y. y se calculan según la siguiente ecuación: nº electrones enlazantes 2 Carga formal = nº electrones capa de valencia . ( 0 + 8 2 )=0 O N carga formal = 6 .( 0 + 2 2 2 ) = -1 carga formal = 6 . aunque eléctricamente neutras. están compuestas en realidad por átomos con cargas formales neutralizadas entre sí. exceptto H. como se acaba de ver en el caso del nitrometano. aunque posean distinta carga formal.( 6 + El mismo cálculo se indica a continuación para los átomos. el átomo de fluor del fluorometano y el átomo de oxígeno del anión metóxido son átomos isoelectrónicos. Por ejemplo.( 4 + O C O O 4 )= 0 2 8 )= 0 carga formal = 4 .( 0 + 2 2 ) = -1 2 carga formal = 6 . al igual que el átomo de carbono del metano y el átomo de nitrógeno del catión amonio. Átomos isoelectrónicos Átomos isoelectrónicos H H C F H Fluorometano H H C O H Anión metóxido H H C H H Metano H H N H H Catión amonio . se denominan átomos isoelectrónicos.10 Tema 1 carga formal = 6 .( 4 + H3C O 4 )= 0 2 8 ) = +1 carga formal = 5 . Dos átomos diferentes que poseen la misma configuración electrónica en la capa de valencia. que componen la molécula de nitrometano: carga formal = 4 .( 6 + Algunas moléculas orgánicas. sino la estructura que resultaría al mezclar las características asociadas a la estructura I y a la II. que se puede representar mediante las dos estructuras de Lewis que se indican a continuación: Estructuras resonantes del nitrometano H O H C N O H I H O H C N O H II En realidad. la estabilización que puede conseguir una molécula por deslocalización electrónica. El método de la resonancia permite saber. Por ejemplo.Fundamentos de Química Orgánica 11 6. tal y como se indica a continuación: Híbrido de resonancia del nitrometano H O H C N O H El problema de dibujar los compuestos orgánicos como híbridos de resonancia reside en la imposibilidad de contar el número de electrones sobre algunos átomos. de forma cualitativa. El concepto de estructuras resonantes se puede aplicar en la descripción del nitrometano. que difieren entre sí únicamente en la distribución de los electrones. Algunas moléculas orgánicas se pueden representar mediante dos o más estructuras de Lewis. Una forma de escribir el híbrido de resonancia. el nitrometano no es la estructura resonante I ni tampoco la estructura resonante II. consiste en . Estructuras de resonancia. y que se denominan estructuras resonantes. Cuanto mayor sea el número de estructuras resonantes mediante las que se pueda describir una especie química mayor será su estabilidad. en la estructura de híbrido de resonancia del nitrometano se hace difícil saber el número de electrones sobre el átomo de nitrógeno o sobre los átomos de oxígeno. En estos casos. Aunque los híbridos de resonancia dan una imagen más real del orden de enlace y de la distribución electrónica de la molécula no se suelen utilizar con asiduidad por el problema acabado de comentar. que sí permite el contaje de los electrones en cada átomo. la molécula tendrá características de ambas estructuras y se dice que la molécula es un híbrido de resonancia de las estructuras resonantes. 12 Tema 1 encerrar entre corchetes a todas las estructuras resonantes conectándolas entre sí mediante una flecha de doble punta. Entre dos estructuras resonantes con separación de cargas. aunque ello suponga la presencia de una carga positiva en un átomo electronegativo. 6. Para dibujar correctamente las estructuras resonantes de un compuesto conviene seguir las siguientes reglas: 1. La mayor o menor contribución de las estructuras resonantes a la descripción de la molécula se puede relacionar con la mayor o menor estabilidad que teóricamente puede atribuirse a cada estructura. 3.2. A continuación se aplican estas reglas para el dibujo de las estructuras resonantes de la acetamida: . tal y como se ha descrito más arriba. Las estructuras resonantes con octetos completos en todos los átomos de la segunda fila del Sistema Periódico son particularmente estables. Una estructura resonante será tanto más estable cuanto mayor sea el número de enlaces formales que posea. será más estable la estructura con la carga negativa en el átomo más electronegativo. Tomando como base la estructura de Lewis acabada de dibujar se dibuja otra estructura de Lewis de manera que: a) Todos los núcleos mantengan su posición original. Las estructuras iónicas con separación de cargas son más inestables que las no cargadas. b) Se mantenga el mismo número de electrones apareados. Dibujar una estructura de Lewis para el compuesto en cuestión. 4. De forma cualitativa se puede evaluar esta mayor o menor estabilidad teniendo en cuenta los siguientes puntos: 1. Cómo dibujar estructuras resonantes.1. 2. y en igualdad de otras condiciones. 6. Contribución de las estructuras resonantes. 2. aunque contribuye poco a la hora de determinar las propiedades físicas y químicas de la acetamida. como así ocurre en realidad. la estructura resonante II. O H3C C I NH2 H3C O C II NH2 El método de las estructuras resonantes permite describir a la acetamida como un híbrido de resonancia entre las estructuras resonantes I y II. pone de manifiesto que el enlace C-N de este compuesto debe tener un cierto carácter de doble enlace. . Tomando como base la estructura de Lewis acabada de dibujar se dibuja otra estructura de Lewis que mantenga los núcleos en la misma posición y que contenga el mismo número de electrones apareados que la primera. Se dibuja la estructura de Lewis de la acetamida: O H3 C C I NH2 2. Sin embargo. tal y como se indica a continuación. De las dos estructuras resonantes la que contribuye en mayor proporción en la composición del híbrido de resonancia es la I porque tiene un mayor número de enlaces y porque no comporta separación de cargas.Fundamentos de Química Orgánica 13 1.