FORMULACIÓN(Actualizado a Septiembre de 2015). Formula o nombra los compuestos: 1. a) Sulfuro de hidrógeno; b) Nitrito de plata; c) Clorobenceno; d) Mn(OH) 2; e) H2SeO3; f) CH3CHO. 2. a) Hidrogenosulfato de potasio; b) Óxido de vanadio (V); c) Ácido 2metilpentanoico; d) RbClO4; e) BaCl2; f) CH3CH2NHCH3. 3. a) Cromato de estaño (IV); b) Fluoruro de vanadio (III); c) p-Nitrofenol; d) NaH2PO4; e) Tl2O3; f) CH3CH = CHCH2CH3. 4. a) Nitrato de cobre (II); b) Hidróxido de cesio; c) Ácido benzoico; d) Bi 2O3; e) (NH4)2S; f) CH3NH2. 5. a) Hidróxido de hierro (III); b) Sulfato de potasio; c) Ciclohexano; d) BaCO 3; e) H2O2; f) CH3CH2CHCl2. 6. a) Permanganato de bario; b) Dióxido de azufre; c) Ácido 3-metilbutanoico; d) NaNO2; e) AgF; f) CH3COCH3. 7. a) Hidróxido de platino (IV); b) Dióxido de azufre; c) Propeno; d) KMnO 4; e) CsHSO3; f) CH3CH2OH. 8. a) Hidrogenocarbonato de sodio; b) sulfuro de plomo (II); c) Benceno; d) Al2O3; e) H2CrO4; f) CH ≡ CCH3. 9. a) Peróxido de bario; b) Ácido clórico; c) etano-1,2-diol; d) MnI 2; e) FeSO4; f) CH ≡ CH. 10. a) Hidróxido de plata; b) Fluoruro de hidrógeno; c) Etanoamida; d) (NH 4)2SO4; e) H2O2; f) CH3CH2COOH. 11. a) Óxido de cromo (III); b) Nitrato de magnesio; c) Ácido benzoico; d) HgS; e) H3BO3; f) CHCl3. 12. a) Dihidrogenofosfato de aluminio; b) Cloruro de estaño (IV); c) propan-2-ol; d) Cu(BrO2)2; e) SbH3; f) CH3OCH3. 13. a) Sulfuro de potasio; b) Ácido brómico; c) Metilciclohexano; d) Bi(OH) 3; e) NaH2PO4; f) CH2 = CHCH = CHCH3. 14. a) Cromato de plata; b) Seleniuro de hidrógeno; c) Ácido benzoico; d) CaH 2; e) NO2; f) CH3CH2OH. 15. a) Fluoruro de hidrógeno; b) Hidróxido de litio; c) Nitrobenceno; d) Na2O2; e) Ni(ClO3)2; f) CH2 = CH – CH = CH2. 16. a) Nitrito de sodio; b) Hidrogenocarbonato de potasio; c) Ácido 2hidroxibutanoico; d) NH4Cl; e) SO2; f) (CH3)3N. 17. a) Nitrito de hierro (II); b) Hidruro de berilio; c) Trimetilamina; d) TiO 2; e) KOH; f) HOCH2COOH. 18. Yoduro de oro (III); b) Peróxido de hidrógeno; c) but-2-eno; d) KMnO 4; e) HBrO3; f) CH3COCH3. 19. a) Óxido de cobalto (II); b) Dicromato de potasio; c) Propino; d) Sn(OH)4; e) HBrO2; f) CH3CONH2. 20. a) Hidrogenocarbonato de sodio; b) Peróxido de estroncio c) Nitrobenceno; d) PH3; e) Ag2CrO4; f) CH3CH2CHClCH2CH3. 21. a) Nitrato de hierro (II); b) Sulfuro de hidrógeno; c) but-3-en-1-ol; d) As 2O3; e) Cr(OH)3; f) HCOOH. 22. a) Ácido nitroso; b) Yoduro de níquel (II); c) etano-1,2-diol; d) HMnO4; e) ZrO2; f) HOCH2CHO. 23. a) Sulfito de aluminio; b) Hidróxido de berilio; c) but-1-ino; d) WO3; e) NH4F; f) CH2 = CHCH(CH3)CH3. 1/56 24. a) Ácido hipocloroso; b) Fosfato de plata; c) pentan-2-ol; d) PbO2; e) NaI; f) HOOCCH2COOH. 25. a) Bromuro de cadmio; b) Sulfato de calcio; c) 1,3-dinitrobenceno; d) NaOH; e) CF4; f) CH ≡ CCH2CH2OH. 26. a) Hidróxido de antimonio (V); b) Perclorato de berilio; c) Dimetil éter; d) V2O5; e) H2S; f) CH3CONH2. 27. a) Ácido sulfúrico; b) Hipoclorito de sodio; c) Metilbutano; d) Bi2O3; e) PH3; f) CH3NH2. 28. a) Dicromato de hierro (III); b) Sulfato de manganeso (II); c) Etanal; d) CaH 2; e) HClO3; f) ClCH2COOH. 29. a) Permanganato de cobalto (II); b) Ácido bórico; c) 2-metilpentano; d) Sr(OH) 2; e) KH2PO4; f) (CH3)3N. 30. a) Ácido perclórico; b) Seleniuro de hidrógeno; c) Pent-4-en-2-ol; d) LiH; e) OsO4; f) CH3 – CHO. 31. a) Óxido de paladio (IV); b) Nitrato de cobalto (III); c) Propanoato de metilo; d) Na2O2; e) SiF4; f) CH3 – CH2 – CH3. 32. a) Bromuro de cadmio; b) Ácido selénico; c) Pent-1,3-dieno; d) Bi 2O5; e) NH4Cl; f) CH ≡ CH. 33. a) Hidróxido de calcio b) Ácido fosfórico c) 1,2-dimetilbenceno d) Br 2O3 e) Fe2(SO4)3 f) CH3 – CO – CH2 – CH3. 34. a) Monóxido de carbono b) Nitrito de cobre (II) c) Etil metil éter d) LiOH e) MnS f) CH3 – CH2 – COOH. 35. a) Fluoruro de calcio; b) Trióxido de wolframio; c) Metilpropano; d) H 2S; e) NaHSO4; f) CH3 – CHOH – CH3. 36. a) Ácido crómico; b) Hidróxido de cobre (II); c) Pentan-2-ol; d) SrO 2; e) AlH3; f) CH2 = CH – CH2 – CH = CH2. 37. a) Nitrito de plata; b) Hidróxido de magnesio; c) 1,1-dicloroetano; d) MoO3; e) Ca3(PO4)2; f) CH2OH – CH2OH. 38. a) Peróxido de rubidio; b) Hidrogenocarbonato de calcio; c) Butanona; d) BeH 2; e) HClO4; f) CH3 – CO – NH2. 39. a) Peróxido de hidrógeno; b) Hidrogenosulfito de cobre (II); c) 2,2,4trimetilpentano; d) KClO4; e) Fe(OH)2; f) CH3COOH. 40. a) Cromato de plata; b) Óxido de estaño (IV); c) But-1-eno; d) CaBr 2; Zn(OH)2; f) CH3CHOHCH3. 41. a) Óxido de níquel (III); b) Hidróxido de estroncio; c) Nitrobenceno; d) PbBr 2; e) Zn(NO2)2 ; f) CH2=CH–CH2–CH2–CH3 42. a) Ácido hipobromoso; b) hidróxido de cobre (II); c) ácido 2-aminopropanoico; d) CaO2; e) NaHCO3; f) CH2=CH–CH2–CHO. 43. a) Óxido de calcio; b) Ácido bórico; c) Hepta-2,4-dieno; d) Na 2SO4; e) SnS2; f) CH3CH=CHOH. 44. a) Sulfuro de manganeso; b) Hidrogenocarbonato de cadmio; c) Ácido benzoico; d) K2Cr2O7; e) Rb2O2; f) CH≡CCOOH. 45. a) Hidróxido de estaño (IV); b) Perclorato de sodio; c) Propino; d) K2O2; e) (NH4)2S; f) CH3COOCH3. 46. a) Hidruro de magnesio; b) Ácido nítrico; c) 1,2-Dimetilbenceno; d) Na2CrO4; e) CsCl; f) HOCH2CHO. 47. a) Bromato de aluminio; b) Tetrahidruro de silicio; c) Penta-1,3-dieno; d) KH2PO4; e) CaO; f) CH3CHO. 48. a) Ácido selenioso; b) Óxido de titanio (IV); c) Etanamina; d) SF 6; e) KNO3; f) CH3CH2COCH2CH3. 2/56 49. a) Hidróxido de paladio (II); b) Ácido sulfúrico; c) Ácido 2-aminopropanoico; d) BeH2; e) Ag3AsO4; f) CH3CH2CH2OH. 50. a) Peróxido de bario; b) Hidróxido de magnesio; c) Etanamida; d) Sn(IO 3)2; V2O5; f) CH3COCH2CH2CH3. 51. a) Óxido de cromo(III); b) Ácido perclórico; c) 2,2-Dimetilbutano; d) H2SO3; e) NaH; f) CH3COOCH3 52. a) Ácido nitroso; b) Hidróxido de plomo (IV); c) Nitrobenceno; d) HIO 3; e) Ba3(PO4)2; f) (CH3)3N 53. a) Fluoruro de amonio; b) Hidróxido de cadmio; c) 1-Bromo-2-cloropropano; d) PbO; e) Hg(ClO3)2; f) CH3COOCH3. 54. a) Ácido selénico; b) Fosfato de cobalto(II); c) Ciclopenteno; d) Mg(OH)2; e) Na2O2; f) CH3CHOHCHO 55. a) Hidróxido de cobre (I); b) Ácido nitroso; c) 3-Hidroxibutanal; d) MgH 2; e) Li3AsO4; f) (CH3CH2)3N. 56. a) Óxido de cobalto (III); b) Hidrogenosulfato de hierro (II); c) Propanamida; d) Hg(BrO3)2; e) HIO3; f) (CH3)2CHCOCH3. 57. a) Hidróxido de hierro (III); b) Dicromato de potasio; c) 1,2-Diclorobenceno; d) K2O2; e) H3AsO4; f) CH3CHNH2COOH. 58. a) Óxido de manganeso (VII); b) Ácido clórico; c) Butan-2-amina; d) CaH 2; e) NaHSO4; f) HCHO. 59. a) Peróxido de bario; b) Sulfuro de galio (III); c) Butan-2-ol; d) WO3; e) H2SeO3; f) CH3CHICH3. 60. a) Arseniato de cobalto (II); b) Hidróxido de magnesio; c) Tetracloruro de carbono; d) NaH; e) Hg(ClO2)2; f) CH3CONH2. 3/56 MOLES Y ÁTOMOS 1. En 0,5 moles de CO2, calcula: a) Número de moléculas. b) La masa de CO2. c) Número total de átomos. DATOS: Ar(C) = 12 u; Ar(O) = 16 u. Resultado: a) 3,011 ·1023 moléculas; b) 22 g; c) 9,033 ·1023 átomos. 2. a) b) c) Calcula: La masa en gramos, de una molécula de agua. El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 g de agua. El número de moléculas que hay en 11,2 L de H 2, que están en condiciones normales. DATOS: Ar(H) = 1 u; Ar(O) = 16 u. Resultado: a) 2,99·10-23 g; b) 1,34 ·1023 átomos; c) 3,011 ·1023 moléculas. 3. Una bombona de butano, C4H10, contiene 12 kg de este gas. Para esta cantidad, calcula: a) El número de moles de butano. b) El número de átomos de carbono y de hidrógeno. DATOS: Ar(C) = 12 u; Ar(H) = 1 u. Resultado: 206,9 moles; b) 4,98·1026 átomos C; 1,25·1027 átomos H. 4. En 10 g de Fe2(SO4)3: a) ¿Cuántos moles hay de dicha sal? b) ¿Cuántos moles hay de iones sulfato? c) ¿Cuántos átomos hay de oxígeno? DATOS: Ar (Fe) = 56 u; Ar (S) = 32 u; Ar (O) = 16 u. Resultado: a) 0,025 moles Fe2(SO4)3; b) 0,075 moles SO42-; c) 1,81·1023 átomos O. 5. Calcula el número de átomos contenidos en: a) 10 g de agua. b) 0,2 moles de C4H10. c) 10 L de oxígeno en condiciones normales. DATOS: Ar(O) = 16 u; Ar(H) = 1 u. Resultado: a) 1024; b) 1,69·1024; c) 5,38·1023. 6. a) ¿Cuál es la masa de un átomo de calcio, Ca? b) ¿Cuántos átomos de boro, B, hay en 0,5 g de este elemento? c) ¿Cuántas moléculas hay en 0,5 g de BCl3? DATOS: Ar(Ca) = 40 u; Ar(B) = 11 u; Ar(Cl) = 35,5 u; NA = 6,023·1023. Resultado: a) 6,64·10-23 g; b) 2,74·1022 átomos B; c) 2,56·1021 moléculas BCl3. 7. Para un mol de agua, justifica la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) En condiciones normales de presión y temperatura, ocupa un volumen de 22,4 L. b) Contiene 6,02·1023 moléculas de agua. c) El número de átomos de oxígeno es doble que el de hidrógeno. Resultado: a) falso; b) verdadero; c) falso. 4/56 8. Un recipiente cerrado contiene oxígeno, después de vaciarlo se llena con amoniaco a la misma presión y temperatura. Razona cada una de las siguientes afirmaciones: a) El recipiente contenía el mismo número de moléculas de O2 que de NH3. b) La masa del recipiente lleno es la misma en ambos casos. c) En ambos casos el recipiente contiene el mismo número de átomos. Resultado: a) verdadero; b) falso; c) falso. 9. Un recipiente de 1 L de capacidad se encuentra lleno de gas amoníaco a 27 ºC y 0,1 atm. Calcula: a) La masa de amoníaco presente. b) El número de moléculas de amoníaco en el recipiente. c) El número de átomos de hidrógeno y nitrógeno que contiene. DATOS: Ar (N) = 14 u; Ar (H) = 1 u; R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1. Resultado: a) 0,0691 g NH3; b) 2,45·1021 moléculas NH3; c) 7,34·1021 átomos H; 2,45·1021 átomos N. 10. Se tiene 8,5 g de amoníaco y se eliminan 1,5·1023 moléculas. a) ¿Cuántas moléculas de amoníaco quedan? b) ¿Cuántos gramos de amoníaco quedan? c) ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno quedan? DATOS: Ar (N) = 14 u; Ar (H) = 1 u. Resultado: a) 1,511·1023 moléculas NH3; b) 4,23 g NH3; c) 0,75 moles H. 11. a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono hay en 1,5 moles de sacarosa, C12H22O11?. b) Determina la masa en kilogramos de 2,6·1020 moléculas de NO2. c) Indica el número de átomos de nitrógeno que hay en 0,76 g de NH4NO3. DATOS: Ar (O) = 16 u; Ar (N) = 14 u; Ar (H) = 1 u; NA = 6,023·1023 moléculas. Resultado: a) 18 moles átomos C; b) 1,99 ·10–5 kg NO2; c) 1,14 ·1022 átomos N. 12. Un cilindro contiene 0,13 g de etano, calcula: a) El número de moles de etano. b) El número de moléculas de etano. c) El número de átomos de carbono. DATOS: Ar (C) = 12 u; Ar (H) = 1 u. Resultado: a) 0,0043 moles; b) 2,59·1021 moléculas; c) 5,18·1021 átomos C. 13. Un tubo de ensayo contiene 25 mL de agua. Calcula: a) El número de moles de agua. b) El número total de átomos de hidrógeno. c) La masa en gramos de una molécula de agua. DATOS: d(agua) = 1 g·mL–1; Ar(H) = 1 u; Ar(O) = 16 u. Resultado: a) 1,39 moles; b) 1,67·1024 átomos H; c) 2,99·10–23 g. 14. Exprese en moles las siguientes cantidades de dióxido de carbono: a) 11’2 L, medidos en condiciones normales. b) 6,023·1022 moléculas. c) 25 L medidos a 27ºC y 2 atmósferas. 5/56 16. O=16. masas atómicas: C=12. 19. Ar (Cu) = 63.31·10-23 g. Datos: Masas atómicas H=1 . b) ¿Cuál contiene mayor número de átomos?. expresada en gramos. Resultado: a) 6. c) ¿Cuál tiene mayor densidad?. N=14. b) C6H6. H=1. b) 2. c) 7. Si su masa molecular es 88.5 u. a) Determine la fórmula empírica de un hidrocarburo sabiendo que cuando se quema cierta cantidad de compuesto se forman 3. Se disponen de tres recipientes que contienen en estado gaseoso 1 litro de metano. b) El número de moléculas de CO2 presentes. Resultado: a) 0.H=1 Resultado: a) CH. c) 7. Resultado: a) Verdadero.0446 moles. Ar (C) = 12 u.5 moles. c) 2. Justifique: a) ¿Cuál contiene mayor número de moléculas?. 17. b) Falso. Masas atómicas: H=1. C=12. a) ¿Cuál es la masa.37·1022 átomos Cu.82·1022 moléculas CCl4 . O=16 . 20. respectivamente. La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C4H8S. c) Falso. O=16. Datos: R=0. Resultado: a) el que contiene N2. de un átomo de calcio? b) ¿Cuántos átomos de cobre hay en 2. 15. c) 5·105 átomos de carbono.5 litros de ozono (O 3).8 g KOH. N=14 .69·1022 moléculas. b) 18 mol de átomos de carbono. La fórmula molecular del azúcar común o azúcar de mesa (sacarosa) es C12H22O11.Dato: R=0’082 atm·L·mol-1·K-1.68 mL.035 g de CO2 y 0. c) El O3. Un litro de CO2 se encuentra en condiciones normales. 6/56 . Indique razonadamente si un mol de sacarosa contiene: a) 144 g de carbono. b) 2.5 gramos de ese elemento? c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 20 g de tetracloruro de carbono? DATOS: Ar (Ca) = 40 u.082 atm L mol-1 K-1. Ar (Cl) = 35. b) 2. K=39 Resultado: a) 10. b) El que contiene CH4. Calcule: a) El número de moles que contiene. en las mismas condiciones de presión y temperatura. Resultado: a) 0.64·10–23 g. Datos: Masas atómicas C=12.649 g del compuesto en estado gaseoso ocupan 254. c) La masa en gramos de una molécula de CO2. b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 25 g de dicho compuesto. 18. 2 litros de nitrógeno y 1. b) Establezca su fórmula molecular si 0.5 u.621 g de agua.3 mL a 100°C y 760 mm Hg. O=16. determine: a) Su fórmula molecular.03 moles.1 mol. Masas atómicas: C=12. b) 0. 8 atm. O=16. 7/56 . Masas atómicas N=14. respectivamente. H=1. Tenemos tres depósitos cerrados A. b) el B. Justifique: a) ¿Qué recipiente contiene mayor número de moléculas?. b) el C. 22. c) en el B. c) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en la muestra?. Masas atómicas: C=12.368·1024 KOH. c) ¿En qué depósito hay mayor presión?. b) ¿Cuál contiene mayor número de átomos?. Se dispone de trs recipientes que contienen en estado gaseoso: A=1 L de metano. 23. b) ¿Qué volumen ocupará la muestra en condiciones normales?. Resultado: a) el C. Calcule: a) ¿Cuántos gramos hay en la muestra?. c) en el B. R=0. b) ¿Cuál contiene mayor número de átomos?. Datos: Masa atómica O=16. Indique de forma razonada: a) ¿En qué depósito hay mayor masa de gas?. c) el C. O=16. Una cantidad de dioxígeno ocupa un volumen de 825 mL a 27ºC y una presión de 0.082 atm L mol−1 K−1. N=14. B y C de igual volumen y que se encuentran a la misma temperatura. Resultado: a) en el B. R=0.082 atm·L·mol−1·K−1. B=2 L de nitrógeno molecular y C=3 L de ozono (O3) en las mismas condiciones de presión y temperatura. 24. 7 mol de O2 y 1023 moléculas de N2(g). Resultado: a) en el B. En ellos se introducen.H=1. en un recipiente de 1’5 L. Resultado: a) C4H8S. 10 g de H2(g).S=32. Datos: Masas atómicas: H=1.c) La presión que ejercerán 2 gdel compuesto en estado gaseoso a 120ºC. C=12. c) 0. c) ¿Cuál tiene mayor densidad?. b) el B. b) 1.488 atm. Ar(H) = 1 u.7 u. 8/56 . b) El volumen de oxígeno obtenido. R = 0. Ni. Resultado: a) 70.5 % en masa. Resultado: a) [HNO3] = 67. en gramos. DATOS: Ar(N) = 14 u. medido a 20 ºC y 620 mm Hg.059 moles N2O5. Ar(H) = 1 u.05 M.40 g·mL−1. R = 0. al reaccionar 20 g de níquel puro con exceso de ácido sulfúrico.74·1023 átomos H. Ar(O) = 16 u. Ar(Ni) = 58.97 M. Calcula: a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO3. Si su masa molecular es 88: a) Determina su fórmula molecular.9 mL. según la reacción: Ni + H2SO4 → NiSO4 + H2.2 atm. b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución de HNO3 0. Ar(Ag) = 108 u. Ar(O)= 16 u. Ar (H) = 1 u.92 g Na2CO3. reacciona con ácido sulfúrico. b) 2. b) 8. Resultado: a) 0. R = 0. Ar(Na) = 23 u. calcula: a) El volumen de CO2 desprendido a 25 º C y 1. DATOS: Ar(S) = 32 u. El níquel. ¿Cuál es el porcentaje de níquel en la muestra? b) Calcula el volumen de hidrógeno desprendido. b) V = 17. 3. 5. a) Calcula la molaridad de una disolución de HNO3 del 36 % de riqueza en peso y densidad 1. según la reacción: 2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O. Ar(H) = 1 u. calcula: a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3. El carbonato de sodio se puede obtener por descomposición térmica del bicarbonato de sodio. 2.5 L de disolución 0. b) Calcula el número de átomos de hidrógeno que hay en 5 g de dicho compuesto. DATOS: Ar(N) = 14 u. b) V = 33.3 L de H2. Ar (O) = 16 u.87 L O2. La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C 2H4O. Resultado: a) 5. Resultado: a) C4H8O2. a) Una muestra de 3 g de níquel impuro reacciona con 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico 18 M. Si se descomponen 50 g de bicarbonato de sodio de un 98 % de riqueza en peso.082 atm·L·mol−1 K−1. b) La masa. Una disolución de ácido nítrico 15 M tiene una densidad de 1.3 mL.44 % de Ni. 6. DATOS: Ar(C) = 12 u. a 25 º C y 1 atm de presión. de carbonato de sodio que se obtiene.25 M? DATOS: Ar(N) = 14 u.22 g·mL−1. b) ¿Qué volumen de ese ácido se debe tomar para preparar 0. Ar(O) = 16 u.082 atm·L·mol−1·K−1. Ar(H) = 1 u. H2SO4. Resultado: a) [HNO3] = 6. Ar(O) = 16 u. b) 30. Ar(O) = 16 u.ESTEQUIOMETRÍA Y DISOLUCIONES 1. 4. DATOS: Ar (C) = 12 u. Dada la siguiente reacción química: 2 AgNO3 + Cl2 → N2O5 + 2 AgCl +1/2 O2.082 atm·L·mol−1·K−1. b) 0.9 L CO2. 5 u. H2SO4. El cinc reacciona con el ácido sulfúrico según la reacción ajustada: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2. Calcula: a) Los gramos de cloruro de calcio que se obtienen. b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá.6 mL. es d = 1. Ar(Cl) = 35. Calcula: a) La cantidad de ZnSO4 obtenido a partir de 10 g de Zn y 100 mL de H 2SO4 2 M. b) V = 29. b) 7. razona de las siguientes afirmaciones cuáles son ciertas y cuáles falsas: a) Los dos tienen la misma fórmula empírica. Resultado: a) [CH3COOH] = 1. según la reacción: H2SO4 (aq) + BaCl2 (aq) → BaSO4 (s) + 2 HCl (aq) Calcula: a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico.84 g·mL −1 y 96 % en peso de riqueza. según: CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O. Calcula: a) La molaridad de la disolución.87 M.7. b) El volumen de CO2 que se obtiene medido a 17 ºC y 740 mm Hg. Si se consideran los compuestos C6H6 y C2H2. necesario para que reaccionen totalmente 21.17 g·mL−1. b) 24. tiene un 10 % en peso de riqueza y una densidad de 1.082 atm·L·mol−1·K−1. BaCl2. DATOS: Ar(Zn) = 65.75 mL. A temperatura ambiente.75 M. Ar(S) = 32 u. Ar(S) = 32 u.05 g·mL−1.2 g CaCl2. de densidad 1. 9/56 .31 L. Ar(C) = 12 u.082 atm·L·mol−1·K−1. Ar (Ca) = 40 u.4 u. DATOS: Ar(H) = 1 u. Ar(O) = 16 u. b) V = 43. Una disolución de ácido acético. 10.4 u. Resultado: a) 24. Ar(H) = 1 u.5 M de KOH. Resultado: a) 133. la densidad de una disolución de H 2SO4 de riqueza 24 %. b) El volumen de disolución necesario para neutralizar 100 mL 2. Ar (O) = 16 u. 12. 9.47 L de H2. Calcula: a) Su molaridad. Ar(O) = 16 u.175 M. CH3COOH. Ar(Ba) = 137.19 g. Resultado: a) V = 5. DATOS: Ar(H) = 1 u. El ácido sulfúrico. Se hacen reaccionar 200 g de piedra caliza que contiene un 60 % de carbonato de calcio con exceso de ácido clorhídrico. Ar(O) = 16 u. Ar(H) = 1 u. b) [CH3COOH] = 0. R = 0. DATOS: Ar (C) = 12 u. R = 0. 11. 8. reacciona con cloruro de bario. cuando reaccionan 20 g de cinc con ácido sulfúrico en exceso.6 g de cloruro de bario. medido a 25 º C y 1 atm. b) El volumen de H2 desprendido. Resultado: a) [H2SO4] = 2. b) Los dos tienen la misma fórmula molecular. b) La molaridad de la disolución preparada llevando 25 mL de la disolución anterior a un volumen final de 250 mL mediante la adición de agua destilada. DATOS: Ar(S) = 32 u.68 g de ZnSO4. Ar(O) = 16 u. Ar (Cl) = 35.90 g·mL−1.64 M. Resultado: a) 5.5 u. b) El volumen de este ácido concentrado que se necesita para preparar 1 L de disolución 2 M.5 u. En disolución acuosa el ácido sulfúrico reacciona con cloruro de bario precipitando totalmente sulfato de bario y obteniéndose además ácido clorhídrico.59 M. Masas atómicas: O=16.6 g de cloruro de bario.12. 13.18 g·mL–1. Resultado: a) verdadero. b) 1. Calcule: a) La masa de cloruro de plata que se obtiene a partir de 100 mL de disolución de nitrato de plata 0’5 M y 100 mL de disolución de cloruro de sodio 0’4 M.74 g AgNO3.8 mL. Una disolución acuosa de alcohol etílico (C2H5OH) tiene una riqueza del 95 % y una densidad del 0.22. 10/56 . b) V = 171.84 g·mL –1 de densidad y 96 % de riqueza en masa. Ar (O) = 16 u. b) χ(C2H5OH)=0. Ag=108. χ(HCl) 0. DATOS: Ar (Cl) = 35. b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá. DATOS: Ar (H)=1 u. Ar (O) = 16 u. χ(H2O) =0. Resultado: a) [C2H5OH] = 18. Resultado: a) V = 5. Ar (O) = 16 u. c) verdadero. necesario para que reaccionen totalmente con 21. b) Los gramos del reactivo en exceso.75 mL.74 g AgCl. Calcula: a) La molaridad de la disolución y la fracción molar del ácido. DATOS: Ar (H) = 1 u. Ar (S) = 32 u.19 g de BaSO4. b) falso.88. Na=23. Ar (H) = 1 u. Calcula: a) La molaridad de la misma. N=14. b) 24. 15. densidad 1. b) Las fracciones molares de cada componente. Cl=35’5. Calcula: a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico de 1. Ar (Ba) = 137.4 u. En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos: 36 % en masa. 14. Ar (C) = 12 u. El cloruro de sodio reacciona con nitrato de plata precipitando totalmente cloruro de plata y obteniéndose además nitrato de sodio. Resultado: a) [HCl] = 11.c) Los dos tienen la misma composición centesimal. 16. c) Electronegatividad. 17 y 7 y a los períodos 1º. respectivamente. 1. Y. Razona cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas y cuáles falsas para ese elemento: a) Pertenece al grupo de los alcalinos. c) ¿Cuáles son los valores posibles que pueden tomar los números cuánticos de su electrón más externo? Respuesta: a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. c) El elemento que tiene mayor afinidad electrónica. B. b) falso. Z = 1s2 2s2 2p6 3s2.0. c) Tiene carácter metálico. tienen las siguientes configuraciones electrónicas: X = 1s2 2s2 2p1. período 4. razonadamente. c) 1s2 2s2 2p6 2d10 3s2. 3º y 4º. b) Afinidad electrónica.0. La configuración electrónica de un átomo excitado de un elemento es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1. b) fundamental. c) Y. b) Indica a qué grupo y período pertenece. Define: a) Energía de ionización. Razona si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles en un estado fundamental o en un estado excitado: a) 1s2 2s2 2p4 3s1. b) Pertenece al período 5 del sistema periódico. 11/56 . b) ¿Qué criterio se sigue para ordenar los elementos en la tabla periódica? c) Justifica cómo varía la energía de ionización a lo largo de un período. 4. 2. Y grupo 17 período 2. respectivamente.1/2). Z. b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1. b) Ordénalos. Los átomos neutros X. C y D tienen. a) Indica el grupo y período en el que se encuentran. Respuesta: a) verdadero. c) El C. 7. Considera la serie de elementos: Li. Dado el elemento de Z = 19: a) Escribe su configuración electrónica. 3. c) (4.0. 6.0. c) imposible. Y = 1s2 2s2 2p5.1/2) ó (4. Respuesta: a) Excitado. Na. 11. 3º. b) Cuáles son metales. b) Grupo 1. de mayor a menor electronegatividad. c) verdadero. b) El B y el D. K. 8. 5. Rb y Cs. Z grupo 2 período 3. Indica: a) El grupo y período al que pertenecen. b) Z<X<Y. Cuatro elementos A.MODELOS ATÓMICOS 1. c) ¿Cuál es el de mayor potencial de ionización? Respuesta: a) X grupo 13 período 2. Respuesta: a) A los grupos 18. a) Define afinidad electrónica. los números atómicos: 2. 17 y 25. B: 1s2 2s3. 11. Respuesta: a) Grupo 1. 5e− desapareados. b) La que no cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund. respectivamente. El número de electrones de los elementos A. 9. 12/56 . b) Potasio (K) = 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. razonadamente. b) Indica. b) Justifica qué elemento tiene mayor radio. c) la A y la C. b) Para el caso de n=4. razonando la respuesta. b) Indica el grupo y período al que pertenecen. C : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (Cl). razonadamente. para cada uno de ellos. b) la D. 12 y 13. C = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s1. a) Escribe. 17 y 25. respectivamente. B :1s2 2s2 2p6 3s1 (Na). un elemento que posea menor potencial de ionización que A Respuesta: a) No metal. 14. Galio (Ga) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1. razona cuál tiene mayor energía de ionización. Cripton (Kr) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6. c) el sodio (3s1). c) Explica cuál es el factor determinante de esta variación. La configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento A es 3s2 3p5. B. razonadamente: a) La que no cumple el principio de exclusión de Pauli. indica. Respuesta: a) la B. b) el D. c) Razona qué elemento tendrá mayor carácter metálico. Grupo 15 y Periodo 4. 35 y 37. B y C. ns2 np1. C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. b) El más metálico es el C. C y D son 2. a) Escribe la configuración electrónica de los elementos A. Respuesta: a) A= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3. c) La que. 9. Los números atómicos de los elementos A. b) Indica cómo varía la energía de ionización en la serie de los elementos citados. un elemento que posea mayor potencial de ionización que A c) Indica. Al que pertenece cada una de ellas. 10. siendo permitida. C. 13. respectivamente. Indica. c) el C. Dadas las configuraciones electrónicas externas: n s1. la configuración electrónica e indica el número de electrones desapareados. 1 e− desapareado. B.a) Define energía de ionización. 11. D y E es 2. D :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 (Mn). D: 1s2 2s2 2px2 2py0 2pz0. a) Justifica si se trata de un metal o un no metal. contiene electrones desapareados. b) el flúor (2s2 2p5). 1 e− desapareado. c) Entre los elementos B y C. ns2 np6: a) Identifica el grupo del S. Dadas las configuraciones electrónicas: A: 1s2 3s1. Respuesta: a) A :1s2 (He). P. 12. Grupo 1 y Periodo 5. Grupo 13 y Grupo 18. escribe la configuración electrónica completa del elemento de cada uno de esos grupos y nómbralo. cuyos números atómicos son 33. Grupo 17 y Periodo 4. B = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5. cuál de ellos: a) Corresponde a un gas noble. 11. 18.1. 2 . Respuesta: a) S2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. El ión positivo de un elemento M tiene de configuración electrónica M 2+: 1s2 2s2 p6 3s2p6 d4. 0. Mg2+: 1s2 2s2 2p6. Asigne cada uno de estos valores a cada una de las configuraciones electrónicas y justifique la elección. b) Indica los que son isoelectrónicos. 20. b) Indica un catión y un anión que sean isoelectrónico con S2–. b) N3− y Mg2+.1 eV 47. −1. a) Escribe la configuración electrónica de las especies siguientes: N3− (Z = 7). Cl− y Ar. C = 17. 13/56 . c) el B.3 eV 31.5 eV ········ Na 5. c) n = 3.1 eV 61.9 eV 99. b) el D.3 eV 71. K (Z = 19) y Ar (Z = 18). a) ¿Cuál es el número atómico de M? b) ¿Cuál es la configuración de su ión M 3+ expresada en función del gas noble que le antecede? c) ¿Qué números cuánticos corresponden a un electrón 3d de éste elemento?.b) Es un metal alcalino. Razona: a) ¿Cuál es el más electronegativo? b) ¿Cuál posee menor energía de ionización? c) ¿Cuál puede convertirse en anión divalente estable?. Cl− (Z = 17). La primera energía de ionización de uno es 2080 kJ/mol y la del otro 496 kJ/mol. ms = ± 1/2. D = 19. a) Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas 1s2 2s2 2p6 y 1s2 2s2 2p6 3s1.8 eV 46. Mg2+ (Z =12). c) Justifica por qué la segunda energía de ionización del magnesio es superior a la primera. c) el B.1 eV a) ¿Por qué la primera energía de ionización disminuye del litio al potasio? b) ¿Por qué la segunda energía de ionización de cada elemento es mucho mayor que la primera? c) ¿Por qué no se da el valor de la cuarta energía de ionización del litio? a) Escribe la configuración electrónica de los iones S2– y Fe2+. Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1.6 eV 122. El número de protones en los núcleos de cinco átomos es el siguiente: A = 9. Respuesta: a) El A. c) Es el más electronegativo. b) M3+: [Ar] 3d3. l = 2. c) Indica los que presentan electrones desapareados y el número de los mismos. Ar:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. 19. 16. b) el C. Cl−:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. 15. 17.4 eV 75. Respuesta: a) Z = 24. Respuesta: a) el A. ml = −2. K:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. B =16. c) el K tiene 1 e − desapareado.1 eV K 4. E = 20. La siguiente tabla proporciona los valores de las energías de ionización de tres elementos: 1ª 2ª 3ª 4ª Li 5. Respuesta: a) N3−: 1s2 2s2 2p6. b) Cl– y K+. b) no metal. Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2. a) Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos Na y Mg. O = 1s2 2s2 2p4. b) verdadero. DATOS: Be (Z = 4). c) El de mayor radio atómico. 1. c) Justifica por qué el valor de la segunda energía de ionización es mayor para el átomo de sodio que para el de magnesio. b) El número de electrones de valencia que posee A. b) Si un elemento de configuración electrónica de su capa de valencia 4s 2p5 es un metal o no metal. 0. Respuesta: a) Na. b) Un elemento químico que presenta propiedades químicas semejantes al carbono tiene de configuración electrónica de su capa de valencia ns2 np2. b) Cl. 26. +2. b) ¿Cuántos electrones desapareados presentan cada uno de esos átomos? c) Escribe las configuraciones electrónicas de los iones más estables que puedan formar. c) Por qué en los halógenos la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico del elemento. ¿será mayor. 25. b) el O tiene 2. Indique razonadamente: a) La posición en el sistema periódico y el estado de oxidación más probable de un elemento cuyos electrones de mayor energía poseen la configuración 3s2. diga razonadamente cuál es: a) El de menor energía de ionización. 24. Justifique: a) El número atómico y el periodo al que pertenece el átomo A. La configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 corresponde a un ión A2+. 22. 21. Respuesta: a) Período 3 y grupo 2. P. Respuesta: a) Na: 1s2 2s2 2p6 3s1. Zn y Ar. c) Si un elemento químico pertenece al grupo 2 pierde dos electrones adquiere una configuración electrónica en su capa de valencia correspondiente al grupo 18. Zn2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 .b) La segunda energía de ionización del átomo de helio. S y Cl. Ar (Z = 18). Zn (Z = 30). Razone la respuesta. Respuesta: a) verdadero. ½). Respuesta: a) Be = 1s2 2s2. 23. c) verdadero. Indique razonadamente la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Un electrón situado en un orbital 2p podría representarse por los siguientes números cuánticos (2. Considera los elementos Be. Para los siguientes elementos Na. O (Z = 8). b) Justifica por qué el valor de la primera energía de ionización es mayor para el magnesio que para el sodio. O. O2− : 1s2 2s2 2p6. Respuesta: a) 2080 kJ/mol el 1º y 496 kJ/mol el 2º. 14/56 . c) Na. b) mayor. Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 . a) Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos anteriores.Zn = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 . c) Be 2+: 1s2. b) El de mayor afinidad electrónica. menor o igual que la energía de ionización del átomo de hidrógeno?. -1/2). b) 2p y 3d. 28. Conteste de forma razonada a las cuestiones acerca de los elementos que poseen las siguientes configuraciones electrónicas: A=1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. b) B. c) El 3d (regla n+l). l debería ser 0. sí. Respuesta: a) A: grupo 2. c) Justifique cuántos electrones desapareados hay en el ión Fe3+. 0. 2. (1. a) Razone si para un electrón son posibles las siguientes combinaciones de números cuánticos: (0. Respuesta: a) Z=20. 29. 0. 0. B: A: grupo 17. período 4. c) ¿Qué elemento tiene un radio atómico mayor?. b) Indique en qué orbital se encuentra el electrón en cada una de las combinaciones posibles. c) 5. c) A.+1/2) o bien (6.c) ¿Qué tipo de enlace formará el elemento A con un elemento X cuya configuración electrónica es 1s2 2s2 2p5? Razone cuál será la fórmula del compuesto formado por X y A. Respuesta: a) No. b) (6.0. b) 20. sí. (2. 1. +1/2). 1.0. 15/56 . (3. c) Razone en cuál de ellas la energía será mayor. n no puede ser 0. no. +1/2). 0. c) iónico. Respuesta: a) Rb(Z=37): 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1. 0. a) ¿A qué grupo y a qué período pertenecen? b) ¿Qué elemento se espera que tenga una mayor energía de ionización?. -1/2). período 4. período 4. 1. a) Escriba la configuración electrónica del rubidio. +1/2). b) Indique el conjunto de números cuánticos que caracteriza al electrón externo del átomo de cesio en su estado fundamental. B=1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5. -1. 27. 9. c) falso. SiF4 y BeCl2. 16/56 . Justifica las respuestas. 8. c) apolar. a) Justifica la geometría de estas moléculas mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. Dadas las siguientes moléculas: SiH4. c) En condiciones normales el flúor y el cloro son gases. H2O. aunque sus enlaces estén polarizados?. b) CO2<H2O<CaF2. covalente molecular apolar. 2. Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) El punto de ebullición del butano es menor que el del 1-butanol. Respuesta: a) porque el HI es polar. polar y apolar. sp3 y sp. 4. b) Justifica si los enlaces están polarizados. a) ¿Por qué el H2 y el I2 no son solubles en agua y el HI sí lo es?. b) por su geometría. Dadas las moléculas BCl3 y H2O: a) Deduce la geometría de cada una mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) El etano es más soluble en agua que el etanol. c) Razona si dichas moléculas serán polares o apolares. el bromo es líquido y el yodo sólido 6. Respuesta: a) covalente en los tres casos. Respuesta: a) iónico. 3. el agua es un líquido y el sulfuro de hidrógeno es un gas.ENLACE QUÍMICO 1. b) ¿Qué orbitales híbridos presenta el átomo central? Respuesta: a) plana triangular. sp3 y sp. b) ¿Por qué la molécula de BF3 es apolar. b) Predí la geometría de cada una de ellas según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. b) no. En los siguientes compuestos: BCl3. Dados los siguientes compuestos: CaF2. piramidal trigonal y lineal. b) El etanol es soluble en agua y el etano no lo es. HCl y CCl4: a) Indica el tipo de enlace que existirá en cada una. sí. tetraédrica y lineal. NH3 y BeH2. CO2. c) Indica la hibridación del átomo central. b) verdadero. sí. b) Justifica la polaridad de las mismas. Respuesta: b) tetraédrica. 5. Respuesta: a) verdadero. b) sp 2. b) Ordena los compuestos anteriores de menor a mayor punto de ebullición. a) Representa sus estructuras de Lewis. a) Indica el tipo de enlace predominante en dada uno de ellos. respectivamente. Dadas las especies químicas Cl2. b) La molécula CHCl3 posee una geometría tetraédrica con el átomo de carbono ocupando la posición central. Justifica las siguientes afirmaciones: a) A 25 º C y 1 atm. c) sp3. covalente molecular polar. b) 1 y 2. Dada la molécula CCl4: a) Represéntala mediante estructura de Lewis. sí. Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Algunas moléculas covalentes son polares.Respuesta: a) Plana triangular. b) ¿Qué tipo de hibridación presenta el átomo central? c) Razona si estas moléculas son polares. b) Los compuestos iónicos. c) verdadero. Razona sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: 17/56 . CH2 = CH2 y CH3CH2OH: a) Indica cuál o cuáles son hidrocarburos. b) Determina la geometría de la molécula de agua mediante la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. es gaseoso? Respuesta: b) angular. fundidos o en disolución. Respuesta. 10. Respuesta: a) tetraédrica. Respuesta: a) el etano y el eteno. 14. 12. polar. b) el etanol. NH3 y BeCl2: a) Determina su geometría mediante la teoría Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia. sp3 y sp. Para las moléculas CCl4. c) no. pirámide trigonal y lineal. b) verdadero. b) Razona cuál será más soluble en agua. c) 1 y 1. 15. Para los siguientes compuestos: CH3CH3. 16. Respuesta: a) sí. b) ¿Por qué la molécula es apolar si los enlaces están polarizados? c) ¿Por qué a temperatura ambiente el CCl4 es líquido y el CI4 es sólido? Respuesta: b) pr su geometría. b) sp3. c) porque el agua forma puentes de hidrógeno. de mayor masa molecular. sí. 11. Indica razonadamente cuántos enlaces σ y cuántos π tienen las siguientes moléculas: a) Hidrógeno. a) 1 y 0. b) Predí su geometría a partir de la teoría de Repulsión de pares de electrones de la Capa de Valencia. c) el etanol. c) Explica cuál sería el compuesto con mayor punto de ebullición. no. c) ¿Son polares esas moléculas? Justifica la respuesta. c) ¿Por qué a temperatura ambiente el agua es líquida mientras que el sulfuro de hidrógeno. c) porque el yoduro tiene mayor masa molar. c) no. c) Oxígeno. son buenos conductores de la electricidad c) El agua tiene el punto de ebullición más elevado que el resto de hidruros del grupo 16. b) apolar. angular. b) Nitrógeno. b) plana triangular y pirámide trigonal. Dadas las moléculas BF3 y PF3: a) ¿Son polares los enlaces boro-flúor y fósforo-flúor? Razona la respuesta. 17. 13. a) Representa la estructura de la molécula de agua mediante el diagrama de Lewis. Respuesta: a) verdadero. Respuesta: b) LiF>NaF>KF. respectivamente Respuesta: a) por la fuerzas intermoleculares. Se supone que los sólidos cristalinos NaF. Dados los siguientes compuestos NaF. c) Indica la hibridación del átomo central. C2H4. sp y sp3. BeCl2 y H2O: a) Escribe las estructuras de LEWIS de las mismas. c) dinitrógeno y etino. b) Explica su geometría mediante la teoría de Repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. b) NaF>CH 3OH>CH4. Dadas las moléculas BF3. 18. 19. Dadas las siguientes moléculas: F2. b) Qué compuesto será más soluble en agua. Razone la respuesta. a) Escribe el ciclo de Born-Haber para el NaF. KF y LiF cristalizan en el mismo tipo de red. b) Existe algún enlace doble. el yoduro de sodio o el yoduro de cesio. Respuesta: a) iónico. indique razonadamente: a) Cuál conduce la electricidad en estado líquido pero es aislante en estado sólido. b) Razona cómo varía la energía reticular de las sales mencionadas. c) sp2. Respuesta: a) verdadero. CH4. 20. c) Cu. b) El cloruro de sodio tiene menor punto de fusión que el cloruro de cesio. Respuesta: b) Plana triangular. b) Cuál es un sólido que sublima fácilmente. 22. N2. Respuesta: a) el CaO. CaO. c) de la misma forma que en el apartado anterior. b) falso. b) CsI. 23. 21. c) el amoníaco es polar y el diyodo. b) Ordene de mayor a menor según su punto de ebullición. b) disulfuro de carbono y eteno. no. I2. angular. c) verdadero. Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones: 18/56 . c) Cuál es un sólido que no es frágil y que se puede estirar en hilos o láminas. justifique mediante la estructura de Lewis en qué moléculas: a) Todos los enlaces son simples. c) El cloruro de sodio sólido no conduce la corriente eléctrica y el cobre sí. covalente y covalente. CS2. c) Existe algún enlace triple.a) La molécula de BF3 es apolar aunque sus enlaces están polarizados. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Por qué a 25ºC y 1 atm el agua es un líquido y el sulfuro de hidrógeno es un gas. c) Discuta la polaridad de las moléculas de NH3 y de yodo molecular. C2H2. c) Razona cómo varían las temperaturas de fusión de las citadas sales. CH3OH: a) Indique el tipo de enlace. lineal. c) Justifique la solubilidad o no en agua. c) soluble. 22. insoluble y soluble. NH3. b) el I2. Dadas las siguientes sustancias: Cu. Respuesta: a) diflúor y amoníaco. b) verdadero. a) Deduzca la geometría de las moléculas BCl 3 y H2S aplicando la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. Respuesta: a) Triangular la primera y angular. 27. Respuesta: a) verdadero siempre que no contenga pares solitarios. la segunda. la molécula de amoniaco se ajusta a una geometría tetraédrica. b) verdadero. b) En las moléculas de SiH4 y H2S. b) el CaO puesto que el producto de sus cargas es mayor. es piramidal triangular. a) Según el modelo RPECV. c) NH3.a) ¿Por qué el momento dipolar del hidruro de berilio es nulo y el del sulfuro de hidrógeno no lo es? b) ¿Es lo mismo “enlace covalente polar” que “enlace covalente dativo o coordinado”? c) ¿Por qué es más soluble en agua el etanol que el etano? Respuesta: a) porque tienen distinta geometría. Indique. 19/56 . Respuesta: a) falso. c) El MgO es más soluble en agua que el BaO. en los dos casos el átomo central presenta hibridación sp3. c) verdadero. c) La geometría de la molécula de BCl3 es plana triangular. b) Justifique quién debe tener un punto de fusión mayor. c) sp2 el B y sp3 el S. Respuesta: a) falso. b) la primera es apolar y la segunda polar. 24. b) no. b) El tetracloruro de carbono es una molécula apolar. b) Explique si las moléculas anteriores son polares. c) Ponga un ejemplo de una molécula con un átomo de nitrógeno con hibridación sp3 y justifíquelo. si cada una de las siguientes proposiciones es verdadera o falsa. c) falso. c) Indique la hibridación que posee el átomo central. Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El etano tiene un punto de ebullición mayor que el etanol. a) Razone si una molécula de fórmula AB2 debe ser siempre lineal. 26. el CsI o el CaO. c) porque el etanol es polar y el etano no lo es. razonadamente. 25. ∆Hf0 [CaCO3 (s)] =−1. R = 0. b) Q = −5316. 3.5 kJ·mol−1. Ar(H) = 1 u. Calcula: a) La entalpía de formación estándar de la glucosa.TERMOQUÍMICA 1.8 kJ/mol. Uno de los alimentos más consumido es la sacarosa C 12H22O11. y óxido de calcio. Ar (Ca) = 40 u. en relación con un proceso exotérmico: a) La entalpía de los reactivos es siempre menor que la de los productos. 5.95 kJ. 20/56 . El torrente sanguíneo absorbe. ∆Hf0 [Ca(OH)2] = −986 kJ·mol−1.082 atm·L·mol−1·K−1. CaCO3 (s). en dióxido de carbono. DATOS: ∆Hf0 [CO2 (g)] = −393. El proceso de fotosíntesis se puede representar por la ecuación: 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ∆HR0 = 3402. CO2 (g).18 kJ. Con esta cantidad de oxígeno: a) ¿Cuántos gramos de sacarosa se pueden quemar al día? b) ¿Cuántos kJ se producirán en la combustión? DATOS: Ar(C) = 12 u.8 kJ·mol−1. a) ¿Cuál será el calor. b) Q = 9. 6.2 kJ·mol−1.1 kJ·mol−1. a) Calcula la variación de entalpía estándar de la reacción: CaC2 (s) + 2 H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g).5 kJ·mol−1. ∆Hf0 (H2O) = −285. 2. medidos a 25 º C y 1 atm. Ar(O) = 16 u.2 kJ. Resultado: a) ∆HR0 = −128. b) 755. ∆Hf0 (C2H2) = 227 kJ·mol−1. Razona la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones.28 L. se obtendrán? DATOS: Ar(S) = 32 u. 4. b) El proceso siempre será espontáneo. b) Qué calor se desprende en la combustión de 100 dm 3 de acetileno.C6H12O6 b) La energía necesaria para la formación de 500 g de glucosa mediante fotosíntesis. Resultado: a) 741 g C12H22O11. El sulfuro de cinc al tratarlo con oxígeno reacciona según: 2 ZnS (s) + 3 O2 (g) → 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g) Si las entalpías de formación de las diferentes especies son: ∆Hf0 (ZnS) = −184.1 kJ·mol−1. ∆Hf0 (ZnO) = −349. ∆Hf0 (CO2) = −393.9 kJ·mol−1.6 kJ·mol−1. Cuando reacciona con el oxígeno se transforma en dióxido de carbono y agua desprendiendo 348. b) 9. medidos a 25 ºC y 1 atm.452. b) falso. por término medio 26 moles de O2 en 24 horas. a presión constante de 1 atm.9 kJ·mol−1.206. que se desprenderá cuando reaccionen 17 g de sulfuro de cinc con exceso de oxígeno? b) ¿Cuántos litros de SO2. Resultado: a) − 41. a la presión de 1 atm. Ar (O) = 16 u. Ar(O) = 16 u. Resultado: a) ∆HR = 177. DATOS: ∆Hf0 (CaC2) = −59 kJ·mol−1. Resultado: a) ∆Hf0 (C6H12O6)=−673. Calcula: a) La variación de entalpía estándar para la descomposición de 1 mol de carbonato de calcio. ∆Hf0 (SO2) = −70. ∆Ho [CaO (g)] =−635.5 kJ. b) 4.3 kJ·mol−1. b) La energía necesaria para preparar 3 kg de óxido de calcio. Respuesta: a) falso.8 kJ·mol−1.4 kJ·mol−1.73 kJ. CaO (s).487. Resultado: a) −126.6 kJ. Ar(O) = 16 u.H2 (g) + O2 (g) → H2O (l) ∆Ho = −285.4 kJ·mol−1. 11.5 M.8 kJ·mol−1. b) Q = − 5. Ar(C) = 12 u. − 165. ácido clorhídrico en disolución acuosa y óxido de plata sólido son.8 kJ·mol−1. b) − 3850.2 kJ·mol1. 8. DATOS: ∆Hfo [B5H9 (l)] = 73. DATOS: Ar(C) = 12 u. a presión constante. 10. b) Q = −627.5 kJ·mol−1. ∆Hfo [H2O (l)] = − 285.. Respuesta: a) falso. b) 1 mol H2O. Resultado: a) − 149. 12.47 kJ.199. ∆Hco (C10H8) = − 4928. C10H8. b) ¿Qué energía se desprende al quemar 100 g de naftaleno en condiciones estándar? DATOS: ∆Hfo(CO2) = −393.7.6 kJ·mol−1. Ar (H) = 1 u. Las entalpías de formación estándar del agua líquida.8 kJ/mol. a) Calcula la entalpía de formación estándar del naftaleno. c) En el cambio de estado H2O (l) → H2O (g) se produce un aumento de entropía. respectivamente: − 285.6 kJ·mol−1. A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas: 1ª. 9. 3ª. b) En toda reacción química espontánea.75 kJ.C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Ho = −393. C3H5(NO3)3. ∆Hfo (H2O)(g) =−241.6 kJ. a presión constante.8. b) falso. b) El calor que se desprende. 21/56 . Calcula: a) La entalpía de formación estándar del etano. A partir de estos datos y de la siguiente ecuación: Ag2O (s) + 2 HCl (aq) → 2 AgCl (s) + H2O (l) ∆H = − 176. Ar (B) = 11 u.. Ar(C) = 12 u. Resultado: a) ∆Hf0= −360 kJ/mol.3 kJ.6 y − 30. Resultado: a) ∆Hfo = − 84. b) Q = − 70. La nitroglicerina.6 kJ·mol−1. la variación de entropía es positiva. c) cierto. Ar(H) = 1 u. calcula: a) La entalpía de formación estándar de AgCl (s).5 kJ·mol−1. ∆Hfo [B2O3 (s)] = − 1263 kJ/mol. Resultado: a) ∆Hro = − 9033.6 kJ·mol−1.6 kJ·mol−1. 2ª.5 kJ·mol−1. en la combustión de 1 g de B5H9. Justifica la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) Toda reacción exotérmica es espontánea.2 kJ/mol.2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (l) ∆Ho = − 3119. Ar(H) =1 u. que se libera en la combustión de 100 g de etano. se descompone según la ecuación termoquímica: 4 C3H5(NO3)3 (l) → 12 CO2(g) +10 H2O (g) +O2(g) +6 N2(g) ∆Ho = −5700 kJ (25 ºC) a) Calcula la entalpía de formación estándar de la nitroglicerina. Ar(N) = 14 u. b) Los moles de agua que se forman cuando se consumen 4 L de HCl 0.. Ar(H) = 1 u. b) Calcula el calor desprendido cuando se descomponen 100 g de nitroglicerina.8 kJ·mol−1. El pentaborano nueve se quema según la reacción: 2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) → 5 B2O3 (s) + 9 H2O (l) Calcula: a) La entalpía estándar de la reacción a 25 º C. b) La cantidad de calor. ∆Hfo [H2O (l)] = − 285. DATOS: ∆Hfo (CO2)(g) =−393. CO2 (g) y H2O (l) son: −228.2 kJ·mol–1. b) ∆Hro = − 400. Resultado: a) ∆Hco = − 1418 kJ·mol−1. Resultado: a) ∆Hro = − 404 kJ·mol−1. ∆Hfo [SO2 (g)] = −296. 16. respectivamente.42 kJ·km–1. 15. DATOS: ∆H (C − Cl) = 330 kJ·mol−1.5 kJ·mol−1.13.8 u. a presión constante. desprendida en la combustión de 25 g de pirita del 90 % de riqueza en peso. DATOS: Ar (C) = 12 u.8 kJ·mol−1.082. 18.36 kJ. Sabiendo que las entalpías de formación estándar del C 2H5OH (l). b) ¿Qué energía habrá que comunicar para disociar 20 g de HCl? DATOS: Ar (H) = 1 u. Calcula la entalpía de reacción estándar utilizando: a) Las entalpías de enlace. ∆Hfo (CO2 g) = – 393. Calcula: a) La entalpía de reacción estándar. Ar (H) = 1 u. b) La cantidad de calor. Ar (H) = 1 u. Ar(O) = 16 u. sabiendo que se forman CO2 (g) y H2O (g) b) La energía que necesita un automóvil por cada kilómetro si consume 5 L de octano por cada 100 km.2 kJ·mol−1. Resultado: a) 432 kJ·mol−1 b) 236. densidad octano líquido = 0.4 kJ·mol−1 y las de disociación del H2 y Cl2 son 436 y 244 kJ·mol−1.308. 22/56 . b) Q = −3. ∆H (Cl – Cl) = 244 kJ·mol−1.074. ∆Hfo [CCl4 (g)] = −106.5 kJ·mol−1. 17.9 kJ. Para la siguiente reacción: CH4 (g) + 4 Cl2 (g) → CCl4 (g) + 4 HCl (g). DATOS: Ar (Fe) = 55. En condiciones estándar. Calcula: a) La entalpía de combustión estándar del octano líquido. a) Calcula la entalpía de enlace H – Cl sabiendo que la energía de formación del HCl (g) es − 92. Ar (C) = 12 u. Calcula: a) La entalpía de combustión estándar del etanol y la del ácido acético. ∆H (H – Cl) = 430 kJ·mol−1.9 kJ·mol−1.6 kJ·mol−1.8 kg·L–1. ∆Hfo [HCl (g)] = −92.3 kJ·mol−1.5 kJ. a presión constante.8 kJ y en la combustión de 1 gramo de ácido acético se desprenden 14. −394 y −286 kJ·mol−1. ∆Hfo [FeS2 (s)] = −177. ∆Hfo (C8H18l) = – 250. ∆H (C – H) = 415 kJ·mol −1. ∆Hfo [CH4 (g)] = −74. DATOS: ∆Hfo (H2O g) = – 241. b) El calor que se desprende. La tostación de la pirita se produce según: 4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g).5 u. Resultado: a) ∆Hco = – 5.780. b) 1.61 kJ.9 kJ·mol−1.8 kJ.0 kJ·mol−1. b) Las entalpías de formación estándar. calcula: a) La entalpía de combustión estándar del etanol. Ar (S) = 32 u.8 kJ·mol−1. ∆Hfo [Fe2O3 (s)] = −822. Resultado: a) ∆Hro = − 3. b) −155. si en condiciones estándar se queman 100 g de etanol. en la combustión de 1 gramo de etanol se desprenden 29. 14. respectivamente. Ar (Cl) = 35. Ar (Al) = 27 u.8 kJ·mol–1. 23. ∆H(C – H) = 414 kJ·mol –1. a 25ºC. 20. Razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La entalpía de formación estándar del mercurio líquido. 22.851.675. La reacción de hidrogenación del buta-1. b) Todas las reacciones químicas en que ΔG < 0 son muy rápidas.3 kJ·mol–1.370.92. 19.2 kJ·mol–1. b) Sabiendo que el valor de ∆So de la reacción es 11. Para la reacción CH4 (g) + Cl2 (g) → CH3Cl (l) + HCl (g).74. Masa atómica: H=1 Resultado: a) −305 kJ/mol. b) falso. 21. Ar (O) = 16 u.1 J·K–1·mol–1 y utilizando el valor de ∆Hode la reacción obtenido a partir de los valores de las entalpías de formación. b) ¿Cuántos gramos de Al2O3 se habrán obtenido cuando se desprendan 10. c) A -273 ºC la entropía de una sustancia cristalina pura es cero.7 kJ·mol–1. b) 1. Datos: Entalpía de enlace en kJ/mol: (C-C)=347. (H-H)=436. a partir de las entalpías de enlace y de las entalpías de formación en las mismas condiciones de presión y temperatura.5 kJ. a) Calcula el calor a presión constante y el calor a volumen constante intercambiados en condiciones estándar y a la temperatura de la reacción.88 g Al2O3 . 23/56 . a 25 ºC. (C≡C)=830.000 kJ en la reacción? DATOS: ΔHof [Al2O3 (s)] = – 1. La reacción utilizada para la soldadura aluminotérmica es: Fe2O3 (s) + 2 Al (s) → Al2O3 (s) + 2 Fe (s).8 kJ·mol–1.0 kJ·mol –1.3-dieno y del butano. b) ∆Go= –102. es cero. Resultado: a) ∆Hco = – 1. Resultado: a) ∆Hro= –114 kJ·mol–1.8 kJ·mol –1.197. b) 21800 kJ. ∆Hro= –99.b) La variación de entalpía estándar de la siguiente reacción: CH3 – CH2OH + O2 → CH3 – COOH + H2O. ∆H(Cl – Cl) = 243 kJ·mol–1. b) A partir de las entalpías de enlace. ∆Hfo (CH4) = . ΔHof [Fe2O3 (s)] = – 824. Considere la reacción de hidrogenación del propino: CH3C≡CH + 2 H2 → CH3CH2CH3. calcula el valor de ∆Go.3-dieno para dar butano es: CH2=CHCH = CH2 + 2 H2 → CH3CH2CH2CH3. b) ∆Hco = – 500. Ar (O) = 16 u. ∆Hco = – 870 kJ·mol–1.5 kJ·mol–1. DATOS: ∆Hfo [CH4 (g)] = . a) Calcule la entalpía de reacción a partir de las entalpías medias de enlace. a) Calcula la entalpía de reacción estándar a 25 ºC. ∆Hfo [CH3Cl (l)] = . ∆Hfo [HCl (g)] = . Calcula la entalpía de la reacción a 25 ºC y en condiciones estándar: a) A partir de la entalpía de formación del agua y de las entalpías de combustión del buta-1. Respuesta: a) verdadero. ∆H(C – Cl) = 339 kJ·mol–1.82.8 kJ·mol–1.74. Ar (H) = 1 u. DATOS: Ar (C) = 12 u. c) verdadero. b) Determine la cantidad de energía que habrá que proporcionar a 100 g de hidrógeno molecular para disociarlo completamente en sus átomos. (C-H)=415.8 kJ·mol–1. ∆H(H – Cl) = 432 kJ·mol–1. Resultado: a) Qp = . 24. ΔHo(C–C) = 348. E (N-H) = 389 kJ/mol. Respuesta: a) falso. 29. Masas atómicas: C = 12. Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La entalpía no es una función de estado.6 kJ·mol–1. b) −38. b) falso.6 kJ·mol–1. −394 y −286 kJ/mol. b) El proceso que será siempre espontáneo.34 kJ.540. ΔHo(C – H) = 415.06 kJ.5 kJ/mol. b) Calcule la variación de energía interna en la formación del amoniaco a la temperatura de 25 ºC.4 kJ·mol–1. Respuesta: a) positiva en el 1º. 27.31 J/mol·K. b) ΔHor = – 259 kJ·mol–1. b) b) La energía libre de Gibbs a la temperatura de 25ºC.4 kJ Justifique: a) El signo que probablemente tendrá la variación de entropía en cada caso. Resultado: a) −40.DATOS: ΔHoc [C4H6 (g)] = – 2. b) −33.877. b) −3082. CO2 (g) y H2O (l) son.2 kJ·mol–1.2 kJ·mol–1. Sabiendo que las entalpías de formación estándar del C 2H5OH (l) .3 kJ·mol–1. a) Calcule la variación de entalpía de formación del amoniaco. Resultado: a) −87. c) El proceso que dependerá de la temperatura para que sea espontáneo. R=8. b) Si un sistema realiza un trabajo se produce un aumento de su energía interna. a 25ºC: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ∆H=-92. b) el 1º.8 kJ·mol–1. O = 16. b) El calor que se desprende. 24/56 . c) verdadero. Dato: R=8’31 J·K-1·mol-1. −228. 28. Resultado: a) ΔHor = – 233.6 kJ.3 kJ Calcule: a) El calor de la reacción a volumen constante. c) el 2º. Calcule: a) La entalpía de formación del óxido de cobre (II). S0[(N2)g]=191 J/mol·K. negativo en el 2º. H = 1 Resultado: a) −1418 kJ/mol. Dada la ecuación termoquímica. 25. la reacción es espontánea a cualquier temperatura. Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas: 2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) ∆H=-196 kJ N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ∆H=-92. 26. S0[(H2)g]=130.02 kJ/mol. a 298 K y 760 mm Hg. calcule: a) La entalpía de combustión estándar del etanol. ΔHoc [C4H10 (g)] = – 2. En la reacción del oxígeno molecular gaseoso con el cobre para formar óxido de cobre (II) se desprenden 2.8 J/mol·K. a presión constante.ΔHo(H – H) = 436. c) Si ΔH < 0 y ΔS > 0 .9 kJ·mol–1. E (N-N) = 945 kJ/mol. a partir de los siguientes datos de energías de enlace: E (H-H) = 436 kJ/mol.3 J/mol·K. ΔHof [H2O (l)]= – 285. si en condiciones estándar se queman 100 g de etanol. Datos: S0[(NH3)g]=192. respectivamente.30 kJ por cada gramo de cobre que reacciona. ΔHo(C=C) = 612. 7.8 kJ/mol. 34. Resultado: a) Es falso.5 atm y 27ºC.70 kJ/mol. b) La energía necesaria para la formación de 50 L de N2O5 (g) a 25ºC y 1 atm de presión a partir de los elementos que lo integran. Resultado: a) ΔHoR = 11. 33. 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ∆Hº=–571. Qp=23.93 kJ. b) Q= −1870. el calor desprendido a volumen constante es mayor. respectivamente.35 kJ.7 kJ. dióxido de carbono y agua líquida son.80 kJ/mol. b) A volumen constante. Masas atómicas: C=12. Para la reacción siguiente: 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (g) ΔH<0 Razone: a) Si a una misma temperatura.8 kJ·mol−1. menor o igual que el desprendido si la reacción tuviera lugar a presión constante. ΔHof [S2Cl2 (l)]= – 59. Las plantas verdes sintetizan glucosa mediante la fotosíntesis según la reacción: 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ∆HR0 = 3402.2 kJ. Utilice los siguientes datos: N2 (g) + 3 O2 (g) + H2 (g) → 2 HNO3 (aq) ∆Hº=–414. b) 1780.22 kJ. a presión constante.90 kJ. medidos a 1. en las mismas condiciones. a 25ºC. Resultado: a) 146. Masas atómicas: C=12. 32. es endotérmica. Para la obtención del tetracloruro de carbono según: CS2 (l) + 2 Cl2 (g) → CCl4 (l) + S2Cl2 (l) a) Calcule el calor de reacción. b) Qp=–2590 kJ. Qp>Qv.5 kJ/mol. H=1. Resultado: a) ΔHoR = – 284. c) Si la reacción será espontánea a cualquier temperatura.082 atm·L·mol−1·K−1.5 kJ. Cl=35'5. -125.7 kJ. b) ¿Qué energía se desprende cuando se forman 500 g de glucosa a partir de sus elementos?.b) El calor desprendido a presión constante cuando reaccionan 100 L de oxígeno. Calcula: a) Calcule la entalpía de reacción estándar. indicando si es exotérmica o endotérmica. ∆Hf0 [CO2 (s)]=−393. calcule el calor de combustión estándar del butano a esa temperatura: a) A presión constante.5 y -285. -393. N2O5 (g) + H2O(l) → 2 HNO3 (aq) ∆Hº=–140.05 kJ/mol. Masa atómica Cu = 63.40 kJ/mol. Datos: ∆Hf0 [C6H12O6 (s)]=−673. Datos: R=0. 25/56 . 30. b) Si la entropía en la reacción anterior aumenta o disminuye. b) ¿Cuál es la energía intercambiada en la reacción anterior. a 25ºC y en condiciones estándar. ΔHof [CCl4 (l)] = – 135. O=16. cuando se forma un litro de tetracloruro de carbono cuya densidad es 1’4 g/mL. b) aumenta.082 atm·L·mol−1·K−1.5. Determine: a) La entalpía de la reacción en la que se forma 1 mol de N 2O5 (g) a partir de los elementos que lo integran. Dato: R=0. Teniendo en cuenta que las entalpías estándar de formación a 25ºC del butano (C4H10).∆Hf0 [H2O (l)]=−285. DATOS: ΔHof [CS2 (l)] = – 89.27 kJ. Resultado: a) ∆HR0=3402.3 kJ/mol.8 kJ/mol. c) verdadero. 31. Dato: R=8.63 kJ/mol. 26/56 . Resultado: a) ∆HR0=-2877.31 J·mol−1·K−1. b) ∆UR0=-2868.3 kJ/mol. razonadamente. c) Las unidades de la constante de velocidad. Se ha comprobado experimentalmente que la reacción 2 A + B → C es de primer orden respecto al reactivo A y de primer orden respecto al reactivo B. Para el proceso: 2 NO (g) + 2 H 2 (g) → N2 (g) + 2 H2O (g) la ecuación de velocidad es v = k·[NO]2·[H2]. c) La acción de un catalizador no influye en la velocidad de reacción. la energía de activación de la reacción directa es menor que la energía de activación de la reacción inversa. b) ¿Cuáles el orden total de la reacción? c) ¿Qué factores pueden modificar la velocidad de reacción? Respuestas: a) v=k·[A]·[B]. b) El orden total de la reacción. b) 2. a) Representa. Respuestas: a) no. c) L·mol−1·s−1. la disminuirá. 5. A + B → C. Respuestas: a) 1. a) Indica si la constante k es independiente de la temperatura. b) falso. en unas condiciones determinadas. 4. b) es de 2º orden respecto a A. 2. A una hipotética reacción química. si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Para una reacción exotérmica. Respuestas: a) es de 2º orden respecto al NO. 6. b) La velocidad de la reacción no depende de la temperatura.CINÉTICA QUÍMICA 1. de 1 er orden respecto al H2. de 1 er orden respecto a B y el orden total es 3. Respuestas: a) verdadero. en un diagrama energético. es exotérmica o endotérmica? Razona la respuesta. mientras que la energía de activación de la reacción inversa es 42 kJ. b) ¿Cuál es el orden total de la reacción? c) Deduce las unidades de la constante de velocidad. c) L2·mol−2·s−1. le corresponde la siguiente ecuación de velocidad: v = k·[A]·[B]. b) ¿La reacción directa. c) falso. Para una reacción hipotética A + B → C. c) si es positivo aumentará la velocidad de reacción y si es un inhibidor. c) Indica cómo influirá en la velocidad de reacción la utilización de un catalizador. pero de segundo orden para el conjunto de la reacción. La ecuación de velocidad: v = k·[A]2·[B]. 3. Indica. b) Razona si la reacción es de primer orden con respecto de A y de primer orden con respecto de B. Indica: a) El orden de la reacción respecto de A. corresponde a la ecuación química: A + B → C. a) Escribe su ecuación de velocidad. las energías de activación de la reacción directa e inversa. 27/56 . Respuestas: b) exotérmica. b) 2. b) 3. la energía de activación de la reacción directa es 31 kJ. a) Indica el orden de la reacción con respecto a cada uno de los reactivos. c) Indica las unidades de la constante de velocidad. Respuestas: a) falsa. b) 2. c) verdadera. Razone si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas: a) La unidad de la constante de velocidad es mol−1·L. b) La energía de activación no varía. 8. 28/56 . En una reacción endotérmica: a) Dibuja el diagrama entálpico de la reacción. Respuestas: a) 2. justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La entalpía de la reacción disminuye. b) Si se duplican las concentraciones de A y B. c) A esa misma temperatura.79·10−6 mol·L−1·s−1. La ecuación de velocidad de cierta reacción es v=k·[A]2·[B]. b) falsa. c) Si se disminuye el volumen a la mitad. b) ¿Cuál es la ecuación de velocidad?. b) Indica el orden total de reacción. c) Ea disminuirá si se añade un catalizador positivo y aumentará si se añade un inhibidor.7. c) verdadera. Respuestas: a) falsa. la energía de activación directa o la inversa? c) ¿Cómo afectará al diagrama anterior la adición de un catalizador? Respuestas: b) la directa.s. c) 8. Cuando a una reacción se le añade un catalizador. La reacción: A + 2 B → 2 C + D es de primer orden con respecto de cada uno de los reactivos. b) verdadera. a) Escribe la ecuación de velocidad. b) v=k·[A]2. Para la reacción A (g) → B (g) + C (g)el valor de la constante de velocidad a una cierta temperatura es 1. c) L·mol−1·s−1.5·10−3 L·mol−1·s−1. en igualdad de condiciones. a) ¿Cuál es el orden de la reacción?. la velocidad de reacción será ocho veces mayor. c) La velocidad de reacción aumenta. b) ¿Cuál es mayor.242 M?. la velocidad de reacción será ocho veces mayor. si es un catalizador positivo. 10. Respuestas: a) v=k·[A]·[B]. 9. ¿cuál será la velocidad de la reacción cuando la concentración de A se 0. 11. Justifica si. la presión total es de 6 atm y Kc = 4. la constante de equilibrio Kc es 54. Dado el equilibrio: H2O (g) + C (s) ⇆ CO (g) + H2 (g) ∆H > 0 Señala.4. Resultado: a) [H2]=[I2]=0. b) verdadero. c) Introducir H2 en la mezcla en equilibrio. Kc = 4. c) P = 57. una vez alcanzado el equilibrio. DATOS: R = 0. Respuesta: a) falso. c) no. Al calentar PCl5 (g) a 250º C. b) La constante Kp a esa temperatura. a esa temperatura. Si una vez alcanzado el equilibrio. c) falso. 2. se introducen 6. 6. calcula: a) Los moles iniciales de H2. En un matraz vacío se introducen igual número de moles de H 2 y N2 que reaccionan según la ecuación: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇆ 2 NH3 (g). b) La presión parcial de nitrógeno será mayor que la presión parcial de H2.024 moles H2. c) La presión total en el recipiente. [HI] = 0. se descompone según: PCl5 (g) ⇆ PCl3 (g) + Cl2 (g). Si cuando se alcanza el equilibrio. las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Hay doble número de moles de amoníaco que los que había inicialmente de N2.107 M. Resultado: a) 0.1·10 −3 moles de CO2 y una cantidad de H2. b) verdadero. c) La presión total será igual a la presión de amoníaco elevada al cuadrado. Respuesta: a) falso. 29/56 .786 M.65 atm. b) Los moles en el equilibrio de todas las especies químicas presentes. Calcula: a) Las concentraciones de H2. razonadamente. Se introduce una mezcla de 0. 3.082 atm·L·mol−1·K−1. sabiendo que. b) Retirar vapor de agua de la mezcla en el equilibrio. b) Una disminución de temperatura favorece la obtención de N2 y O2. I2 y HI en el equilibrio.4. Para la reacción 2 NO (g) ⇆ N2 (g) + O2 (g) ∆H = −182 kJ. calcula: a) El número de moles iniciales de PCl5.03 moles H2. 5. Indica razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La constante de equilibrio aumenta al adicionar NO. cuál de las siguientes medidas produce un aumento de la concentración de monóxido de carbono: a) Elevar la temperatura.3. a 2000 K.EQUILIBRIO QUÍMICO 1.88·10−3 moles H2O y CO. produciéndose la reacción: H2 (g) + CO2 (g) ⇆ H2O (g) + CO (g). 2. en un reactor de 1 L de capacidad.5 moles de I2 en un recipiente de 1 L y se calienta a temperatura de 430 ºC. b) Kp = 54. b) El valor de la constante Kp a la misma temperatura. En un recipiente de 1 L. b) no. 5.5 moles de H2 y 0.2·10−4 moles CO2. Respuesta: a) sí. b) 0.3 para la reacción: H2 (g) + I2 (g) ⇆ 2 HI (g).8 y la presión total es 1 atm. 4. el grado de disociación es 0. a temperatura constante.5 u. Kp = 10.92·10-2 atm. En un recipiente de 5 L. b) El valor de las constantes Kc y Kp para dicha reacción a 800 K.082 atm·L·mol−1·K−1. 8.DATOS: R = 0. c) Se desplazarían: el 1º a la derecha. b) La masa de cloruro de amonio sólido que queda en el recipiente. Ar(H) = 1 u. si el volumen del reactor es de 3 L. b) los dos primeros se desplazan a la derecha y el 3º a la izquierda. al 2º no le afecta. DATOS: R = 0. Dados los equilibrios: 3 F2 (g) + Cl2 (g) ⇆ 2 ClF3 (g). El cloruro de amonio se descompone según la reacción: NH4Cl (s) ⇆ NH3 (g) + HCl (g). Para la reacción: CO2 (g) + C (s) ⇆ 2 CO (g).655 moles de CO2 y 0. Resultado: a) Pp (CO2) = 0. 9. se introducen 2. b) 2. 2 NOCl (g) ⇆ 2 NO (g) + Cl2 (g) a) Indica cuál de ellos no se afectará por un cambio de volumen. la constante Kp = 2.776 atm. 10.71 atm.05 moles de SO 2Cl2 en un recipiente cerrado de 1 L de capacidad. b) El grado de disociación del SO2Cl2 a esa temperatura. P (SO2) = P (Cl2) = 1. Resultado: a) Peq = 6. b) ¿Cómo afectará a cada equilibrio un incremento en el número de moles de Cl2? c) ¿Cómo influirá en los equilibrios un aumento de presión en los mismos? Respuesta: a) Al 2º. Ar(N) = 14 u.655 moles de H2. a 375 K.082 atm·L·mol−1·K−1. Resultado: a) P (SO2Cl2) = 0.082 atm·L·mol−1·K−1. en el equilibrio: a) Las presiones parciales de CO2 y CO a esa temperatura. El valor de Kp a dicha temperatura es 1. al 3º a la izquierda.01294 moles PCl5.75·10−3 moles CO2 y 0. DATOS: R = 0.48 atm. b) Kp = 1. b) 9. b) El número de moles de CO2 y CO. Calcula: a) Las concentraciones de los cuatro gases en el equilibrio. DATOS: R = 0.058 moles CO. calcula: a) Las presiones parciales de cada uno de los gases presentes.082 atm·L·mol−1·K−1. a la temperatura de 815 ºC. 11. Calcula: a) La presión total de la mezcla en el equilibrio. se introducen 0. 30/56 . en el que previamente se ha hecho el vacío.29 atm. b) α= 69 %. Pp (CO) = 1. 7. Resultado: a) n = 0.32 g NH4Cl.2·10−3. Cuando se alcanza el equilibrio representado por la ecuación: CO (g) + H2O (g) ⇆ CO2 (g) + H2 (g) el recipiente contiene 0. cuando la presión total en el reactor es de 2 atm. Para la reacción en equilibrio SO2Cl2 (g) ⇆ SO2 (g) + Cl2 (g). A esta temperatura. En un recipiente de 10 L a 800 K. En el equilibrio.5 g de cloruro de amonio y se calienta a 300 ºC hasta que se alcanza el equilibrio.4. H2 (g) + Cl2 (g) ⇆ 2 HCl (g). Calcula. Ar(Cl) = 35. se introducen 1 mol de CO y 1 mol de H 2O.06 atm. 082 atm·L·mol−1·K−1. c) falso. b) El grado de disociación del I2. b) Kc = Kp = 3.082 atm·L·mol−1·K−1. b) El valor de Kp a 300 ºC. 13.1 moles de NO 2 y 0. 14. A 1000 K se establece el siguiente equilibrio: I2 (g) ⇆ 2 I (g). para que la cantidad de NO2 fuera 0. b) La presión total en el recipiente y las presiones parciales de los gases de la mezcla. A 670 K. b) n (NO) = 2. P(H2)= P(I2)= 0.02 M. la presión total de la mezcla es de 2. calcula: a) El valor de Kc a esa temperatura. En un matraz de 2 L se introducen 12 g de PCl 5 y se calienta hasta 300 ºC.32 atm.024 moles de yoduro de hidrógeno. un recipiente de un litro contiene una mezcla gaseosa en equilibrio de 0.5 u. Ar (Cl) = 35. b) Aumentar la presión.17 %. Respuesta: a) verdadero. b) La cantidad de moles de NO que habría que añadir al recipiente. Resultado: a) Kp = 3.165 atm. 31/56 . según el equilibrio H2(g) + I2 (g) ⇆ 2 HI (g). 0. El NO2 y el SO2 reaccionan según la ecuación: NO2 (g) + SO2 (g) ⇆ NO (g) + SO3 (g). calcula: a) El valor de Kc y Kp.6 kJ: a) Explica tres formas de favorecer la formación de SO3 (g).DATOS: R = 0. Resultado: a) α= 55. la composición de la mezcla contenida en un recipiente de 1 L de capacidad es 0. b) Kp = 0. Sabiendo que cuando la concentración inicial de I2 es 0.4 moles de NO. b) Deduce la relación entre las constantes Kc y Kp.003 moles de hidrógeno.082 atm·L·mol−1·K−1.94. aumentar la presión parcial de oxígeno. b) falso. el valor de la constante de equilibrio Kp a 900 K es 1. En estas condiciones. Dado el siguiente sistema en equilibrio: SO2 (g) + ½ O2 (g) ⇆ SO3 (g) ∆H = − 197. P(HI) = 1. R = 0. Resultado: a) [CO] = [H2O] = 0. en las mismas condiciones. 0. 16. DATOS: Ar (P) = 31 u. Para el siguiente sistema en equilibrio: SnO 2 (s) + 2 H2 (g) ⇆ 2 H2O (g) + Sn (s). b) Kc=Kp·(RT)−1/2. [CO2] = [H2] = 0.74·10− 5.6 moles de SO3.65 atm. b) α = 12. DATOS: R = 0. Una vez alcanzado el equilibrio. 0.6. Respuesta: a) disminuir la temperatura. Calcula: a) El valor de Kp en esas condiciones de equilibrio. 17.05 moles. b) Pt =1. cuando su concentración inicial es 5·10−4 M. Calcula: a) El grado de disociación del PCl5 en las condiciones señaladas. c) Adicionar un catalizador. 15. Razona si para conseguir una mayor producción de estaño se deberá: a) Aumentar la temperatura.12 atm.5 y a 1000 K es 10. para esta reacción.3 moles. aumentar la presión.003 moles de yodo y 0.8 moles de SO2.0345 M. a esa temperatura. Resultado: a) Kc = Kp = 64. Resultado: a) Kc = 3.7 %.14 %. 12.0655 M. su grado de disociación es 2. Al establecerse el siguiente equilibrio de disociación: PCl5 (g) ⇆ PCl3 (g) + Cl2 (g). Ar (Na) = 23 u. Calcula: a) El número de moles de cada componente de la mezcla en equilibrio. Resultado: a) Kp = 0. en el que previamente se ha hecho el vacío. calcula: a) La constante Kp para la descomposición del NaHCO3. Sabiendo que la presión en el equilibrio es 0.4 moles B. se calienta a 45 ºC y se establece el siguiente equilibrio: N2O4 (g) ⇆ 2 NO2 (g).5 u. En un recipiente de 1 L de capacidad. R = 0. Sabiendo que a esa temperatura el N2O4 se ha disociado en un 41. Resultado: a) 1. b) 5. DATOS: Ar (N) = 14 u.1 atm de presión total. Kp = 1.082 atm·L·mol−1·K−1.40 g de N2O4.231.208 g NaHCO3. A 30 ºC y 1 atm el N 2O4 se encuentra disociado un 20 % según el equilibrio siguiente: N2O4 (g) ⇆ 2 NO2 (g). se introduce cierta cantidad de NaHCO3 y se calienta a 100 º C. Ar(Cl) = 35.962 atm.2·10-2. DATOS: R = 0. b) El valor de la constante Kp. Resultado: a) Kc = 2.082 atm·L·mol–1·K–1. b) Establece la relación entre ambas constantes de equilibrio. 24.58·10−2 . según: 2 NaHCO3 (s) ⇆ Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g). Cuando se alcanza el equilibrio. el número de moles de B es igual al de C. en el que se ha hecho el vacío. Se calienta a 250 º C y se establece el equilibrio: PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g) Si la presión total en el equilibrio es de 2 atm. calcula: a) El grado de disociación del PCl5. Se cierra el recipiente. DATOS: R = 0. Kp = 6. 0. 20. se introducen 6 g de PCl5. en el que previamente se ha hecho el vacío.6%.082 atm·L·mol−1·K−1. Ar(O) = 16 u. Respuesta: b) Kc=Kp(RT)−1. DATOS: R = 0. Ar (C) = 12 u.24.082 atm·L·mol−1·K−1. En un recipiente de 200 mL de capacidad. Ar (H) = 1 u. b) La cantidad de NaHCO3 descompuesto si el matraz tiene una capacidad de 2 L.8 moles A. Resultado: a) α= 62 %. 32/56 .18. 23. En un matraz.65. b) Kp = 0. Ar (O) = 16 u. En un recipiente de 10 L de capacidad se introducen 2 moles del compuesto A y 1 mol del compuesto B.4 moles C. a) Escribe las expresiones de las constantes Kc y Kp. 0. Calcula: a) El valor de las constantes Kp y Kc a esa temperatura. b) Kc = 139. 21. Se calienta a 300 º C y se establece el siguiente equilibrio: A (g) + 3 B (g) ⇆ 2 C (g). Considera el siguiente sistema en equilibrio: CO2 (g) + C (s) ⇆ 2 CO (g). a esa temperatura. Ar(P) = 31 u. b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. b) El valor de la constante de equilibrio Kp. b) El porcentaje de disociación a 30 ºC y 0. DATOS: R = 0. calcula: a) El valor de la constante Kc. se introducen 0.082 atm·L·mol−1·K−1. 19. 05 moles de H 2 y 0. Sabiendo que cuando se establece el equilibrio la concentración de NO es 0. 27. a 25ºC.7·10–3. b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. b) ¿Cuál es la concentración de NO2 cuando se restablece el equilibrio después de introducir dos moles adicionales de N2O4 a la misma temperatura?. la presión total sea de 10 atm. Kc = 6.062 M. 25.5 L a 337 ºC y una cantidad suficiente de H2S para que. En un recipiente cerrado se establece el siguiente equilibrio: 2 HgO (s) ⇆ Hg(l) + O2 (g) ∆H>0 a) Escriba las expresiones de las constantes Kc y Kp. Dato: R=0’082 atm·l·mol-1·K-1 Resultado: a) Kc=5. c) aumenta.09 moles de CO2 y 0.84·10−3. En un matraz de 20 L. b) ¿Cómo afectará al equilibrio un aumento de la presión parcial de oxígeno?.012 M.01 moles de COS y H 2O.138 M. c) se desplaza a la derecha.17. El CO2 reacciona con el H2S a altas temperaturas según la ecuación: CO2 (g) + H2S (g) ⇆ COS (g) + H2O (g). Justifica el efecto que tendrá sobre los parámetros que se indican el cambio que se propone: Cambio Efecto sobre a) Aumento de la Temperatura Kc b)Adición de I2O5 (s) Cantidad de I2 c) Aumento de la presión Cantidad de CO Respuesta: a) aumenta.01 moles de H2O. Kp=Peq[O2].15 %.034 M.1 moles de agua.39 moles de H2S y 0.Resultado: a) Kp = 0. Resultado: a) 0. Kp=0. b) Kc = 653. b) no afecta. b) se desplaza a la izquierda.4 g de CO2 en un recipiente de 2.142. Ar (O) = 16 u. a) Calcule el valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. b) Kc = Kp = 2. Resultado: a) [NO] = 0.062 M. [H2] = 0. se encuentran en equilibrio 2’14 moles de N 2O4 y 0’50 moles de NO2 según: N2O4 (g) ⇆ 2NO2 (g). R = 0. [H2O] = 0. En un recipiente de un litro de capacidad. Se introducen 4.1 moles de NO. se introducen 0. [N2] = 0. 0. c) ¿Qué ocurrirá al equilibrio cuando se aumente la temperatura?. En la mezcla en equilibrio hay 0. b) α = 54.019 M. Considera el siguiente sistema en equilibrio: I2 (g) + 5 CO2 (g) ⇆ 5 CO(g) + I2O5 (s) ΔH = 1175 kJ. DATOS: Ar (C) = 12 u. 28. b) El valor de la constante Kc a esa temperatura. calcula: a) La concentración de todas las especies en el equilibrio.082 atm·L·mol–1·K–1. en el que previamente se ha hecho el vacío. Se calienta el matraz y se establece el equilibrio: 2 NO (g) + 2 H2 (g) ⇆ N2 (g) + 2 H2O (g). Respuesta: a) Kc=[O2]eq. una vez alcanzado el equilibrio. 29. b) 0. 33/56 .134.85·10–3. Calcula: a) El número de moles de cada una de las especies en equilibrio. 26. Determine la nueva concentración de todas las especies una vez alcanzado el equilibrio. En un recipiente que tiene una capacidad de 4L. 35. Kp=2. b) A continuación. En una vasija de 10 L mantenida a 270ºC y previamente evacuada se introducen 2. se introducen 5 moles de COBr 2 (g) y se calienta hasta una temperatura de 350 K. [CO] = [H2O] = 0. 31. [COBr2]=1. [COBr2 ] = 1. [COBr2]=0. aumenta la cantidad de CO2.205: 34/56 . n(PCl3)= n(Cl2)=1. [Br2]=0.5 moles de pentacloruro de fósforo y se cierra herméticamente. se introducen 5 moles de COBr2 (g) y se calienta hasta una temperatura de 350 K. 34. Si la constante de disociación del COBr2 (g) para dar CO(g) y Br2 (g) es KC= 0.97. b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. se añaden 4 moles de CO al sistema.17 M.849 M.2 M.066.5. Una vez alcanzado el equilibrio: CO2 (g) + H2 (g) ⇆ CO (g) + H2O (g). Si la constante de disociación del COBr 2 (g) para dar CO (g) y Br2 (g) es Kc = 0’190. a la misma temperatura.6 atm. Calcula: a) La concentración de cada especie en el equilibrio. Justifica el efecto que tendrán los cambios que se proponen: a) Disminución del volumen sobre el valor de la constante Kc. [COBr2 ] = 0. b) A continuación.30. A 350 K la constante de equilibrio KC de la reacción de descomposición del bromuro de carbonilo vale 0.86 M. 32. b) aumenta la cantidad de CO.17 M.6 M. b) Adición de I2 sobre la cantidad de CO. c) Determine la nueva concentración de todas las especies una vez alcanzado el equilibrio.12%. Cuando se alcanza el equilibrio la presión es de 15. b) Kc = Kp = 4.[CO]=[Br2]=0. Resultado: a) α=32.175 kJ. b) [CO]=1. c) [CO]=1. [H2]=0. b) Obtenga los valores Kc y Kp.6 moles de H2 y se calienta a 1. a la misma temperatura. Al calentar yodo en una atmósfera de dióxido de carbono. En un recipiente que tiene una capacidad de 4L. Resultado: a) [CO2]=0. b) 32. 33. La presión en el interior comienza entonces a elevarse debido a la disociación térmica del pentacloruro: PCl5 ⇆ PCl3 (g) + Cl2 (g). Se analiza la mezcla y se encuentra que hay 0.17 M. Determine: a) El grado de disociación y la concentración de las especies en equilibrio.17 M.45 M.07 M. [Br2]=0. Resultado: a) [CO]=[Br2]=0. Respuesta: a) no afecta.1%. Datos: R=0.1 moles de CO 2 y 1. a) Calcule el número de moles de cada especie en equilibrio.190 .9 moles de CO2.082 atm·L·K-1·mol-1. b) KC=0.800 ºC.17 M. Determine: a) El grado de disociación y la concentración de las especies en equilibrio. Resultado: a) n(PCl5)=1. se produce monóxido de carbono y pentóxido de diyodo: I2 (g) + 5 CO2 (g) ⇆ 5 CO (g) + I2O5 (s) ΔH = 1. se añaden 4 moles de CO al sistema. c) Reducción de la temperatura sobre la cantidad de CO2. En un recipiente de 2 L se introducen 2.401 M.402 M. 66. b) Las constantes Kc y Kp. Cuando se alcanza el equilibrio.413 M. Respuesta: a) KC=4. En el equilibrio: C(s) + 2H2 (g) ⇆ CH4 (g) ΔHº = −75 kJ Prediga. 36. 39. Masas atómicas: I=127 .567 g. C=12. A 473º K y 2 atm de presión total. b) 0. 38. 35/56 . R=0.66 atm. en el que previamente se ha hecho el vacío. razonadamente. Kc =0.75 mol de bromuro de carbonilo y se calienta hasta alcanzar esa temperatura: a) ¿Cuáles son las concentraciones de todas las especies en equilibrio?. el PCl 5 se disocia en un 50% en PCl3 y Cl2 . b) 33%. cómo se modificará el equilibrio cuando se realicen los siguientes cambios: a) Una disminución de la temperatura. Dato: R=0. b) ¿Cuál es el grado de disociación del bromuro de carbonilo en esas condiciones?.838 M. Dato: R= 0. b) Kp=0. Calcule: a) Kc y Kp. b) no afecta. 082 atm L mol−1 K−1.15·10−5. b) ¿Cuántos gramos de ICl(s) quedarán en el equilibrio?. Datos: masas atómicas N=14.017. El cianuro de amonio a 11ºC.5 g. se introduce una cierta cantidad de cianuro de amonio y se calienta a 11ºC. b) La adición de C(s). Resultado: a) Peq[PCl3]=Peq[PCl5]=0. c) Una disminución de la presión de H2.COBr2 (g) ↔ CO (g) + Br2 (g) Si en un recipiente de 3 L se introducen 3. Resultado: a) [CO]=[Br2]=0. KP=0.3 atm.0225. 37. Cl=35' 5 Respuesta: a) [Cl2]=9.082 atm·L·mol−1·K−1. b) 318. b) La masa de cianuro de amonio que se descompondrá en las condiciones anteriores. se descompone según la reacción: NH4CN(s) ⇆ NH3(g) + HCN (g) En un recipiente de 2 litros de capacidad.82·10−3 M. Calcule: a) Las presiones parciales de cada gas en el equilibrio. [COBr2]=0.082 atm·L·mol−1K−1. Para la reacción en equilibrio a 25ºC: 2ICl (s) ⇌ I2 (s) + Cl2 (g) KP=0'24 En un recipiente de 2 litros en el que se ha hecho el vacío se introducen 2 moles de ICl(s). H=1. Respuesta: a) se desplaza a la derecha. La presión total es 0. manteniendo la temperatura constante. a) ¿Cuál será la concentración de Cl2 (g) cuando se alcance el equilibrio?. c) se desplaza a la izquierda. c) disminuiría. c) disminuye su solubilidad. Respuesta: a) KS=4·s3. b) Explique. Se conoce que la concentración de iones OH − es 3·10−5 M. El producto de solubilidad de la sal es Ks: a) Deduzca la expresión que relaciona la concentración molar de A 3+ con el producto de solubilidad de la sal. a) Escribe la expresión del producto de solubilidad para este compuesto. 36/56 .8·10 −10. Se dispone de una disolución saturada de Fe(OH)3. Se disuelve hidróxido de cobalto(II) en agua hasta obtener una disolución saturada a una temperatura dada. la variación que se produce en la solubilidad de la sal AB3. Respuesta: a) falsa. 27 2. Para esa temperatura calcula la solubilidad molar del compuesto en: a) Una disolución 0. 6. b) Si se añade una cantidad de sal muy soluble CB 2.¿Cómo influye la disminución del pH en la solubilidad del compuesto?. c) Todos los hidróxidos poco solubles se hacen aún más insolubles en medio básico. a) Establezca la relación que existe entre la constante Ks y la solubilidad (s) del Mg(OH)2. b) En toda disolución saturada de hidróxido de magnesio se cumple: [OH −] [Mg2+]2=Ks. cómo se podría disolver. b) Una disolución de ácido yodhídrico de pH = 2. a 25ºC y mediante procedimientos químicos un precipitado de Mg(OH)2. 5. b) s= . la solubilidad en agua de esta sal es 3·10−3 M. razonadamente. A cierta temperatura el producto de solubilidad en agua del AgI es 8. b) añadiendo un ácido fuerte o una sal de amonio. c) Razona cómo varía la solubilidad del hidróxido al aumentar el pH de la disolución. 4. Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Como el producto de solubilidad del cloruro de plata es 2. Calcule: a) La concentración de iones Co2+ de esta disolución. c) ¿Qué efecto tendría sobre la solubilidad del Mg(OH)2 a 25ºC la adición de cloruro de magnesio? Razone la respuesta. c) verdadera. √ 3.3·10–16. b) falsa. compuesto poco soluble. Indique razonadamente. b) disminuye la solubilidad. A 25ºC la constante del equilibrio de solubilidad del Mg(OH)2 sólido es Ks=3.3·10–17. c) Si B es el ion OH.SOLUBILIDAD 1. Resultado: a) S = 8. 4 KS Respuesta: a) Ks=[Fe3+][OH− ]3. b) Deduce la expresión que permite conocer la solubilidad del hidróxido a partir del producto de solubilidad.3·10–15 M. de fórmula general AB3.4·10-11. S = 8. Respuesta: a) KS=27·s4. y no se disuelve completamente. c) aumentaría su solubilidad. En un vaso de agua se pone una cierta cantidad de una sal poco soluble.1 M en AgNO3. cuando a 100 mL de una disolución 0.b) El valor de la constante del producto de solubilidad del compuesto poco soluble a esta temperatura. calcule la concentración del catión Pb2+ disuelto. 8. b) La solubilidad del FeCO3 en agua pura (KS=3.02 M. c) La solubilidad del FeCO3 aumenta si se añade Na2CO3 a una disolución acuosa de la sal. b) Ks=1. Resultado: a) falsa. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) El producto de solubilidad del FeCO3 disminuye si se le añade Na2CO3 a una disolución acuosa de la sal. b) falsa.1·10−9.35·10-14. 9. b) disminuirá. a) Exprese el valor de KS en función de la solubilidad. a una temperatura dada es KS=4·10−15. si se formará un precipitado de PbI 2. mediante el cálculo apropiado. Dato: KS(PbI2)=7. b) Razone cómo afectará a la solubilidad la adición de NaOH.5·10-5 M. 0. a) Sabiendo que el producto de solubilidad del Pb(OH)2. cuyo KS=1'2·10−11. 7. 37/56 . Resultado: a) KS=4s3. Resultado: a) [Co2+]=1.3·10−9). c) falsa. b) Justifique. Dada una disolución saturada de Mg(OH)2. Resultado: a) [Pb2+]=10−5 M.2·10-11) es aproximadamente la misma que la del CaF2(KS=5. b) QS=5·10−7 y KS=7. c) Razone cómo afectará a la solubilidad una disminución del pH.01 M de Pb(NO 3)2 se le anaden 100 mL de una disolución de KI. c) aumentará.1· 10−9 por lo que QS>KS y se formará precipitado. Sabiendo que la constante de ionización del ácido acético.198 M. b) M = 0. ¿Se trata de un ácido fuerte o débil? Razona la respuesta. Razona la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) A igual molaridad. c) Se puede obtener una disolución de pH neutro. NaCl. Respuesta. b) verdadera.424 %. CH3COOH. b) sí. c) falsa. NH4Cl.8·10−5. 4. c) No existen disoluciones diluidas de un ácido fuerte.2 M de amoníaco. pH=13. Razona. mediante un ejemplo. calcula: a) El grado de disociación. b) El pH de la disolución y el grado de disociación del amoníaco. b) A un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil. de la que 30 mL de la misma son neutralizados con 25 mL de la disolución de la base. b) El pH de una disolución 0.279. Se disuelven 5 g de NaOH en agua suficiente para preparar 300 mL de disolución. La constante Kb del NH3. c) sí.3.3. b) ácido (<7).62. KCN. 38/56 . menor o igual a siete. ¿cuál será el nuevo pH? Resultado: a) pH = 0.35 M. Respuesta: a) falsa. Resultado: a) M = 0. tiene un valor de 1.95 %. 2. 5. a) El pH de una disolución de un ácido monoprótico (HA) de concentración 5·10−3 M es 2. a) ¿Cuál es el pH de 50 mL de una disolución de HCl 0. Calcula: a) La molaridad de la disolución y el valor del pH.37. Calcule: a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO 3 .9·10−3M. 3.Una disolución de HNO3 15 M tiene una densidad de 1’40 g/mL. es igual a 1.42 M. α = 0. Resultado: a) [NH3] = 0. DATOS: Ar(H) = 1 u.3. Resultado: a) α = 0. Determina: a) La concentración de las especies iónicas en una disolución 0.01 M de ácido acético. a) fuerte.8·10−5 a 25 º C. Ar(O) = 16 u. si al disolver una sal en agua: a) Se puede obtener una disolución de pH básico. b) pH = 1. b) Explica si el pH de una disolución acuosa de NH 4Cl es mayor. b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución de HNO 3 0’05 M. 8. b) pH = 3. 7. Ar(Na) = 23 u. 6. cuanto más débil es un ácido menor es el pH de sus disoluciones. b) Se puede obtener una disolución de pH ácido.ÁCIDO-BASE 1.5 M? b) Si se añade agua a los 50 mL de la disolución anterior hasta alcanzar un volumen de 500 mL. b) La molaridad de una disolución de HBr. Respuesta: a) Sí. b) pH = 11. [NH4+] = [OH−] = 1. En 50 mL de una disolución acuosa de HCl 0.05 M se disuelven 1. explica según la teoría de Brönsted-Lowry: a) Cuáles pueden actuar sólo como ácido. Resultado: a) [CH3COOH] = 8.95·10−2 M. Respuesta: a) H3O+. b) Indica.9. Calcula el pH de las siguientes disoluciones acuosas: a) 100 mL de HCl 0. DATOS: Ar (Ba) = 137 u. a) ¿Qué significado tienen los términos fuerte y débil referidos a un ácido o una base? b) Si se añade agua a una disolución de pH = 4. Respuesta: a) fuerte. 14.1 L de disolución. b) pH = 1.Masas atómicas: N = 14. CO32− . CO32−. NH4+. Se disuelven 0. Resultado: a) [Ba2+] = 0.5%. c) Cuáles como ácido y como base. DATOS: Ar(Na) = 23 u. Resultado: a) [H3O+] = 0. ¿Se trata de un ácido fuerte o débil? Razona la respuesta. 39/56 . menor o igual a 7. CH3 – COOH. 11.8·10−5. El pH de una disolución de ácido acético. De los ácidos débiles HNO2 y HCN. el primero es más fuerte que el segundo.1 M. DATO: Ka (CH3COOH) = 1. [Cl−] = 0. Calcula: a) La molaridad de la disolución.57 M. b) mayor que 7 (básico). indicando cuáles son sus bases conjugadas. HCO3−. De las siguientes especies químicas: H3O+. Ar(Cl) = 35.52 M. ¿qué le ocurre a la concentración de H3O+? Respuesta: b) disminuye.2 M.4 %. Resultado: a) 67. H2O.3. es 2. 9. b) Razona si el pH de una disolución acuosa de CH 3 – COONa es mayor.5 u. O = 16. b) α= 1. b) Cuáles sólo como base. de concentración 5·10−3 M es 2.5 g de NaCl. por lo que el pH aumenta. [Na+] = 0. b) El pH de la disolución.3. cuál de las dos bases conjugadas es la más fuerte. b) El grado de disociación del ácido acético en dicha disolución. Respuesta: b) el anión cianuro (CN− ) porque procede de un ácido más débil. Ar (H) = 1 u. 15. 9. NH3. razonadamente. 13. H2O.05 M. Calcula: a) Las concentraciones de las especies OH− y Ba2+ en la disolución. a) Escribe sus reacciones de disociación en agua. [OH−] = 0. determina: a) La concentración de cada uno de los iones. b) 33 mL. NH4+. H = 1. b) NH3. Suponiendo que no se altera el volumen de la disolución. 12. 10. b) pH = 13. c) HCO3− .86 g de Ba(OH)2 en la cantidad de agua necesaria para obtener 0. a) El pH de una disolución de un ácido monoprótico.05 M. b) El pH de la disolución. HA. Ar(O) = 16 u. a) Ordénalas de mayor a menor acidez. D: [H3O+] = 10−7 M. Resultado: a) Ka = 1. C: pH = 10. Se tiene una disolución acuosa de CH3COOH 0.3125 g. Calcula: a) El grado de disociación del ácido acético. DATOS: Ka = 1. 17. b) pH = 13. Una disolución acuosa de amoniaco 0.025 M y determina su pH. 40/56 .52. básicas o neutras. b) V = 8 mL. 22.89 %. b) El grado de disociación del amoniaco. B. cloruro de amonio. Respuesta: a) sí.8·10−5. b) ¿Qué volumen de la disolución anterior se necesita para neutralizar 20 mL de una disolución de ácido sulfúrico 0. c) NH4+.11.005 M? DATOS: Ar Na) = 23 u. b) α= 1.7·10−5.1 M tiene un pH de 11.05 M. ¿cuál será su pH? Resultado: a) pH = 12. b) Una disolución de pH ácido.3 %.29·10−2. Resultado: a) pH = 0. Calcula: a) La constante de disociación del amoniaco. b) Indica razonadamente cuál o cuáles son ácidas. Utilizando la teoría de Brönsted y Lowry. c) sí. Considera cuatro disoluciones A. b) Cl−. a) Calcula la masa de NaOH sólido del 80 % de riqueza en peso.b) 100 mL de Ca(OH)2 0.1 M de un ácido HA. B: pH = 3. Resultado: a) 0. b) [HA] = 1. Razona y. Ar (H) = 1 u. b) La concentración del ácido en la disolución para que el pH sea 2.0. b) pH = 11. Ar (O) = 16 u. 23. 16.03 moles·L−1. pH = 1. carbonato de sodio. Resultado: a) Kb = 1. C y D caracterizadas por: A: [OH −] = 10−13 M. básicas: C. posee una concentración de protones de 0.02. 21.7. justifica el carácter ácido. Una disolución acuosa 0. básico o neutro de las disoluciones acuosas de las siguientes especies: a) CO32−. b) El pH de la disolución. Respuesta: a) C<D<B<A.7.4. en su caso. Resultado: α = 1. b) ácidas: A y B. 20.7810−2 M. necesaria para preparar 250 mL de disolución 0. b) pH = 3. Calcula: a) El valor de la constante Ka del ácido y el pH de esa disolución. 19.01 M? b) Si se añade agua a la disolución anterior hasta un volumen de un litro. pH = 12. pon un ejemplo si al disolver una sal en agua se puede obtener: a) Una disolución de pH básico. neutra: D. 18. a) ¿Cuál es el pH de 100 mL de una disolución acuosa de NaOH 0.25 M. b) Ka = 1. b) El valor de la constante Ka Resultado: a) α = 2 %. b) NH3.2 M? b) ¿Cuál es el pH en el punto de equivalencia? c) Describe el procedimiento experimental y nombra el material necesario para llevar a cabo la valoración. de masa molecular 74. Resultado: a) V = 20 mL.05 g·mL−1 y 15 % de riqueza en peso. ácida y K2CO3. 31. Se prepara una disolución tomando 10 mL de una disolución de ácido sulfúrico del 24 % de riqueza en peso y densidad 1. básica. b) El volumen de la disolución preparada que se necesita para neutralizar 10 mL de disolución de KOH de densidad 1. La concentración de H3O+ es 0.05 M y otro 15 mL de una disolución acuosa 0. NH4NO3 y K2CO3 a) Escribe las ecuaciones químicas correspondientes a su disolución en agua.24. a) Justifica. b) NH4+ + OH− ⇆ H2O + -----c) F− + H2O ⇆ OH− + -------Respuesta: a) HCO3− .02 M de codeína.1 M se necesita para neutralizar 10 mL de disolución acuosa de HCl 0. neutro.17 g·mL −1. Se preparan 10 L de disolución de un ácido monoptótico HA. Ar (H) = 1 u. Calcula: 41/56 . NH4NO3.001 M. c) HF. DATOS: Ar (k) = 39 u. y añadiendo agua destilada hasta un volumen de 100 mL. b) El valor de la constante de acidez del ácido conjugado de la codeína. CO32− y HNO2.11.24. disolviendo en agua 37 g de éste. el carácter ácido.1·10–8. Resultado: a) pH = 10. 26. básico y HNO2. Respuesta: a) NH3 y CO32− . 25.04·10−5. b) V (H2SO4) = 49 mL. b) Ka = 2. pH = 7.05 M de CH3 – COOH. b) Clasifica las disoluciones en ácidas. Calcula: a) El pH de la disolución diluida. Ar (s) = 32 u. neutra. a) ¿Qué volumen de disolución de NaOH 0. mediante la teoría de Brönsted-Lowry. 29. b) Describe el procedimiento y el material necesario para llevar a cabo la valoración de una disolución acuosa de HCl con otra de NaOH. La codeína es un compuesto monobásico de carácter débil cuya constante K b es 9·10–7.+ H2O ⇆ CO32− + H3O+. Calcula: a) El grado de disociación del ácido en disolución. 27. 28. básicas o neutras. Resultado: a) pH = 0. básico o neutro que presentarán las disoluciones acuosas de las siguientes especies: NH 3. Respuesta: b) NaCl. Completa los siguientes equilibrios e identifica los pares ácido-base conjugados: a) -------. En el laboratorio se tienen dos recipientes: uno contiene 15 mL de una disolución acuosa de HCl de concentración 0. Para las siguientes sales: NaCl. Ar (O) = 16 u. Calcula: a) El pH de una disolución acuosa 0. 30. 3 %. 36.5 mL de ácido. NH4NO3 y Na2CO3. b) V (H2O) = 334 mL. 32. Respuesta: a) pH(HNO3)<pH(KNO3)<pH(NaOH). 38. c) Neutra.30. c) no.8·10–4. Se dispone de dos matraces: uno contiene 50.0 mL de una disolución acuosa de HCl 0. Respuesta: a) NH4NO3.0 mL de una disolución acuosa de HCOOH diez veces más concentrado que el primero. cuando se le añade NH3. 42/56 . c) KCl.6·10−3 g. Al disolver en agua las siguientes sales: KCl. Razona la respuesta. b) aumenta. pH (CH3COOH) = 3. Se dispone de una disolución acuosa de hidróxido de bario de pH=12.03. Justifique. Calcula: a) El pH de cada una de las disoluciones. b) El volumen de agua que se debe añadir a la disolución más ácida para que el pH de las dos sea el mismo. Resultado: a) 5. 50. b) La cantidad de agua que se deberá añadir a la disolución más ácida para que el pH de ambas sea el mismo. H=1. y el otro.1 M. mediante las reacciones correspondientes: a) Qué le ocurre al equilibrio de hidrólisis que experimenta el NH 4Cl en disolución acuosa. b) Se tiene un ácido fuerte HA en disolución acuosa. b) Básica. Se supone que los volúmenes son aditivos. pH(HCOOH) = 1. b) Kb = 1. Ba=137.3·10–4 M. Respuesta: b) sí.17 g de este compuesto por litro y se encuentra disociado en un 4. b) La constante de disociación.a) El pH de cada una de las disoluciones. 33. Masas atómicas: O=16. b) 32.93·10–5. b) El comportamiento anfótero del HCO3− en disolución acuosa. b) V = 771 mL. b) El volumen del ácido clorhídrico 0’2 M que es necesario para neutralizar los 650 mL de la disolución anterior.88. DATOS: Ar (N) = 14 u. 35. DATOS: Ka (ácido acético) = 1. justifica mediante las reacciones correspondientes qué disolución es: a) Ácida. 34. NaOH y KNO3. c) El carácter ácido o básico del NH3 o el SO32− en disolución acuosa. a) Ordena de menor a mayor acidez las disoluciones acuosas de igual concentración HNO3. según la teoría de Brönsted-Lowry: a) Justifica el carácter básico del amoniaco. 37.8·10–5. Resultado: a) pH (HCl) = 1. A 25 ºC una disolución acuosa de amoniaco contiene 0. Resultado: a) [NH4+] = [OH–] = 4. c) Razona si la especie HNO2 puede dar lugar a una disolución de pH > 7. Ar (H) = 1 u. b) Na2CO3. Justifica qué le sucederá al pH de la disolución al añadir agua. porque es un ácido. En medio acuoso. Calcula: a) La concentración de iones hidroxilo y amonio. Resultado: a) pH (HCl) = 1. b) Explica si el CH3 – COONa genera pH básico. DATOS: Ka(HCOOH) = 1. Calcule: a) Los gramos de hidróxido de bario disueltos en 650 mL de esa disolución. b) falsa. menor o igual a 7: a) NH3. Suponga que los volúmenes son aditivos. b) 2. 45. 40. En una disolución acuosa de HNO2 0. 41. a) Calcule la concentración del ácido acético en la citada disolución. b) NH4Cl. se trasvasan a un matraz aforado de 1 L y se enrasa posteriormente con agua destilada. c) 7 (neutro). 44. pH=13. 42.5·10-4. calcule: a) El grado de disociación del ácido. b) 1 mL.2 M. Respuesta: a) falsa.6%.H = 1. Resultado: a) 4. Razona si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Dos disoluciones acuosas de pH = 2 de distintos ácidos siempre tienen la misma concentración de ácido. Datos: Masas atómicas Na = 23. Dato: Ka=4. b) menor (ácido).03. b) El volumen de la disolución acuosa de ácido sulfúrico 0. Indique.7·10−2 M.7. Calcule: a) La molaridad de la disolución y su pH. c) CaCl2. Se dispone de una disolución acuosa de ácido acético (CH3COOH) de pH = 3.67 mL. Calcule los gramos de hidróxido de potasio que son necesarios para neutralizar la disolución ácida preparada.505 g/mL y riqueza 98% en masa.8 g.5 M. Calcule: a) El pH de la disolución que resulta de mezclar 250 mL de HCl 0’1 M con 150 mL de NaOH 0’2 M. Respuesta: a) mayor (básico).5 L de disolución. Se disuelven 10 g de hidróxido de sodio en agua hasta obtener 0.2 M que se necesita para neutralizar 20 mL de la disolución anterior. b) 25 mL. Resultado: a) 0. Se dispone de ácido nítrico concentrado de densidad 1. a) ¿Cuál será el volumen necesario de este ácido para preparar 250 mL de una disolución 1 M? b) Se toman 50 mL de la disolución anterior.39. Resultado: a) 10. b) ¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico 0’1M habría que tomar para preparar 100 mL de una disolución con el mismo pH que la disolución anterior de ácido acético? Datos: Ka del ácido acético =1’8·10-5. 43/56 . Resultado: a) 5. b) El pH de la disolución. razonadamente. b) 2. O = 16. b) Una base débil es aquella cuyas disoluciones acuosas siempre son diluidas. 43. c) verdadera. si el pH de las disoluciones acuosas de las disoluciones acuosas de las especies químicas siguientes es mayor. c) La disociación de un ácido fuerte en agua es prácticamente total. c) H2PO4− . 46. b) [Ba2+]=·5·10−5 M. Masas atómicas: O=16.05 g/mL?. Explique.4. tiene un pH de 3. se debe a que acepta un grupo OH− de la molécula de agua.68·10−7 . 49. b) [H3O+]=3. a) ¿Qué volumen de HCl del 36% en peso y densidad 1. HA. el carácter ácido. c) En disoluciones acuosas el ión HCO3− se comporta como un electrolito anfótero. c) ácido. c) NH4Cl. a) CH3COONa. sabiendo que el pH de la sangre es 7. b) NaNO3. b) verdadera. razonadamente. Indique.1. [OH− ]=2. b) El valor de la constante K a del ácido y el valor de la constante K b de su base conjugada.H=1 Resultado: a) pH=12. 47. Resultado: a) α= 1.72·10−8 .17 g/mL se necesita para preparar 50 mL de una disolución de HCl del 12% de riqueza en peso y de densidad 1. b) neutro. a) La lejía es una disolución acuosa de hipoclorito de sodio.047·10−4 M. si cada una de las siguientes proposiciones es verdadera o falsa: a) De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry el carácter básico del amoníaco. 48. Calcule: a) La concentración molar de A− en disolución y el grado de disociación del ácido. calcule el grado de disociación.Na=23. Resultado: a) El anión hipoclorito produce hidrólisis básica: ClO− + H2O → HClO + OH− . b) Calcule las concentraciones de H3O+ y OH−. Si se tiene una disolución 0’1 M de NH3. b) Si el pH de una disolución de un ácido monoprótico fuerte es 2’17 la concentración molar de la disolución respecto a dicho ácido estará comprendida entre 0’001 y 0’01. Una disolución acuosa 0. básico o neutro de la lejía.03 M de un ácido monoprótico. cuál es el ácido conjugado del ion HPO2− en disolución acuosa. c) verdadera. 44/56 . básico o neutro. a) A 25ºC la constante de basicidad del NH 3 es 1.35%. c) Razone. si 30 g del mismo necesitan 50 mL de H2SO4 3 M para su neutralización. b) Calcule la concentración de iones Ba 2+ de una disolución de Ba(OH) 2 que tenga un pH=10. α= 0.8·10-5. mediante la correspondiente reacción.b) La riqueza de un hidróxido de sodio comercial. en disoluciones acuosas. Resultado: a) básico. Escriba las reacciones de hidrólisis de las siguientes sales y justifique a partir de las mismas si el pH resultante será ácido. 50. Resultado: a) [A− ]=1.51·10−7 M.98.98·10−8 M.3%. b) 40%. b) Ka =3. 51. mediante la correspondiente reacción. Kb =2. Respuesta: a) Falsa. 9 mL.5 M sería necesario para neutralizar 25 mL de disolución de HCl del 12% de riqueza en peso y de densidad 1. 45/56 .b) ¿Qué volumen de una disolución de Mg(OH)2 0. b) 86 mL de base.05 g/mL?. Resultado: a) 14. 19 g Ni. DATOS: 1 F = 96500 C. reductor: Cu. Una muestra de un metal se disuelve en ácido clorhídrico y se realiza la electrólisis de la disolución. +4. se encuentra que en el cátodo se han depositado 1. Calcula los siguientes potenciales estándar de reducción: a) Eo (Zn2+/Zn) y b) Eo (Cu2+/Cu). Ar(K) = 39 u. reacciona con el H2O2 para dar MnSO4.836 L. Cu + Cl2 → CuCl2 CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O a) Justifica si todas son de oxidación-reducción. La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido: 46/56 . 6.78 L. Calcula: a) La carga del ión metálico. Ar(Mn) = 55 u. Resultado: a) 3 moles de electrones. 2.10 V. +1.374 L. b) 25.7 u. DATOS: 1 F = 96500 C. Ar(Cl) = 35. en medio ácido sulfúrico. b) Eo (Cu2+/Cu) = 0. Resultado: a) 2.. 5. Resultado: a) 2 KMnO4 + 3H2SO4 + 5 H2O2 → 2 MnSO4 + 8 H2O + 5O2 + K2SO4 . Cuando han pasado por la célula electrolítica 3215 C. Calcula: a) La masa de níquel depositada en el cátodo. b) Identifica el agente oxidante y el reductor donde proceda. la 2ª y la 3ª. Zn (s) Zn2+ (1M) Cu2+ (1M) Cu (s) Eopila = 1. +2.34 V. Resultado: a) Eo (Zn2 +/Zn) = −0. N2O y N2O4. Ar(metal) = 157. b) Escribe la semirreacción de reducción del HNO3 a NO. O2. NO. Sabiendo que: Zn (s) Zn2+ (1M) H+ (1M) H2 (1 atm) Pt(s) Eopila = 0.2 u. b) ¿Qué volumen de O2 medido a 1520 mm Hg y 125 ºC se obtiene a partir de 100 g de KMnO4? DATOS: R = 0.76 V. Ar(O) = 16 u. 4. b) 0. 7.74 g de metal. Respuesta: a) Son redox. Ar(Ni) = 58. b) El volumen de cloro. 3.REDOX 1. b) El volumen de cloro desprendido medido en condiciones normales. Dadas las siguientes reacciones: NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O. oxidante: O2. a) Ajusta la reacción molecular por el método del ión-electrón. El KMnO4. b) oxidante: Cl 2. 3+.5 u. medido en C. a) Indica los números de oxidación del nitrógeno en las siguientes moléculas: N2. Ar(C) = 12 u.082 atm·L·mol−1·K−1.76 V. N. H2O y K2SO4. Respuesta: a) 0. reductor: CH4.1 A durante 20 horas. b) NO3− + 4 H+ + 3 e− → NO + 2 H2O . b) 0. que se desprende en el ánodo. Se electroliza una disolución acuosa de NiCl2 pasando una corriente de 0. 3 L de Cl2 en C. en caliente. b) falso.N. b) falso. en una pila. Ar(Na) = 23 u. b) El MnO4− experimenta una oxidación. c) En la reacción. b) Escribe y ajusta la ecuación química para la reacción que ocurre en la pila. Cu 2+ y Ag+. polo positivo (cátodo): Ag. Contesta sobre la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: 47/56 . 9. b) Calcula la masa de bromo que se obtiene cuando 100 g de bromuro de sodio se tratan con ácido nítrico en exceso. 11. c) Indica la polaridad de los electrodos. 13. Respuesta: a) verdadero. Resultado: a) 2 NaBr + 4 HNO3 → Br2 + 2 NO2 + 2 NaNO3 + 2 H2O . b) El agente oxidante es la especie que dona electrones en un proceso redox. razonando la respuesta. según la reacción: NaBr + HNO3 → Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O a) Ajusta esta reacción por el método del ión-electrón. La notación de una pila electroquímica es: MgMg2+ (1 M)Ag+ (1 M) Ag. la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) El Cl− es el agente reductor. debidamente ajustada. 12.MnO4− + Cl− + H+ → Mn2+ + Cl2 + H2O Indica.5 u. c) verdadero. b) Mg + 2 Ag+ → Mg2+ + 2 Ag . 8. se forman también 4 moles de agua por cada mol de MnO4−. DATOS: Ar(Cu) = 63. b) Calcula la masa de cobre que se necesita para obtener 5 L de NO medidos a 750 mm de Hg y 40 º C. Resultado:a) 8 HNO3 + 3Cu → 2 NO + 4 H2O + 3 Cu(NO3)2 .3 g Cu. Resultado: a) 3.16 V. Respuesta: a) verdadero.52 M. c) polo negativo (ánodo): Mg. Razona la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Todas las reacciones de combustión son procesos redox.b) 77.082 atm·L·mol−1·K−1.36 V. R = 0. Eo (Mg2+/Mg) = −2. Resultado: a) K2Cr2O7+4 HCl→2 CrCl3+7 H2O+3 Cl2+2 KCl . El monóxido de nitrógeno se puede obtener según la siguiente reacción: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O a) Ajusta por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) [HCl] = 2. b) 18.67 g Br2. DATOS: Eo (Ag+/Ag) = 0. El bromuro sódico reacciona con ácido nítrico. es el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación. c) El ánodo.80 V. Dada la siguiente reacción redox: HCl + K2Cr2O7 → CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O a) Ajusta la reacción por el método del ión-electrón. c) verdadero. 10. b) Calcula la molaridad de la disolución de HCl si cuando reaccionan 25 mL de la misma con exceso de K2Cr2O7 producen 0. a) Calcula el potencial estándar de la pila. Se dispone de una pila con dos electrodos de Cu y Ag sumergidos en una disolución 1 M de sus respectivos iones. DATOS: Ar(Br) = 80 u. DATOS: Ar(Ag) = 108 u. a) Ajusta por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular.80 V. a) ¿Qué intensidad de corriente ha pasado a través de la cuba electrolítica? b) Calcula la molaridad de la disolución inicial de AgNO3. Se realiza la electrolisis completa de 2 L de una disolución de AgNO 3 durante 12 minutos. 14. 18. El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno según: HNO3 (aq) + H2S (g) → NO (g) + SO2 (g) + H2O (l).80 V. c) En el ánodo de la pila tiene lugar la reducción del oxidante. b) El carbono se oxida a CO2.61 L. Resultado: a) Cr2O72− +14 H+ +C2O42− → 2 Cr3++7 H2O+6 CO2 . obteniéndose 1.5 M de ácido nítrico. Respuesta: a) verdadero.5 g de plata en el cátodo. Eo (Cu2+/Cu) = 0. necesario para reaccionar con 500 mL de una disolución 0. Resultado: a) 2 HNO3+ H2S → 2NO + 2 H2O + SO2 . Resultado: a) I = 1.a) El electrodo de plata es el cátodo y el de cobre el ánodo.8 mL de una disolución de K 2Cr2O7 0. b) verdadero. a) ¿Cuál es la fuerza electromotriz. b) Calcula el volumen de sulfuro de hidrógeno. b) [AgNO3] = 6.94·10−3 M.706 L. Resultado: a) BrO4− +8 H+ +4 Zn → Br− +4 H2O+4 Zn2+ . c) verdadero. La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido: BrO4− + Zn → Br− + Zn2+. b) El potencial de la pila es 0. 16. c) falso. 15.34 V. medido a 700 mm Hg y 60 º C.082 atm·L·mol−1·K−1. b) Calcula la riqueza de una muestra de Zn si 1 g de la misma reacciona con 25 mL de una disolución 0. F = 96500 C. DATOS: R = 0. 17. que se obtendrá cuando reaccionan 25. justifica la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) El número de oxidación del oxígeno pasa de – 2 a 0. de la pila que se puede construir? 48/56 . 19. b) verdadero. a) Ajústala por el método del ión-electrón. a) Ajusta la reacción iónica por el método del ión-electrón. en condiciones estándar.02 M con exceso de ión C2O42− . b) 83.86 A.4 u. Para la reacción HNO3 + C → CO2 + NO + H2O. b) V (H2S) = 3. Respuesta: a) falso.4 %. Ar(N) = 14 u.46 V. b) 65. Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares: Eo (Ag+/Ag) = 0. y Eo (Ni2+/Ni) = − 0. La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido: Cr2O72− + C2O42− → Cr3+ + CO2. DATOS: R = 0.082 atm·L·mol−1·K−1. medido a 700 mm Hg y 30 º C. DATOS: Eo (Ag+/Ag) = 0. b) Calcula el volumen de CO2. DATOS: Ar(Zn) = 65. c) El HNO3 se reduce a NO. Ar(O) = 16 u.1 M de iones BrO4−.25 V. b) Calcula el volumen de cloro obtenido. DATOS: R = 0. produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua.5 M.1 g de bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico.05 V. b) [Na2SO3] = 0. 49/56 . 23. Resultado: a) 4. Resultado: a) 2H2SO4+2KBr→SO2+2H2O+Br2+K2SO4 .3 mL de disolución K 2Cr2O7 0. a) Ajusta por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. en presencia de ácido sulfúrico? Resultado: a) 2KMnO4+8H2SO4+10FeSO4→2MnSO4+8H2O+5Fe2(SO4)3+K2SO4 . b) Calcula el volumen de bromo líquido (densidad 2. Resultado: a) Forma iónica: 2NO3−+4H++2Cl− → 2NO2+2H2O+Cl2 . b) V = 20. cuando reaccionan 100 ml de disolución de ácido clorhídrico 0. El gas cloro se puede obtener por reacción de ácido clorhídrico con ácido nítrico. b) V = 0. Dada la reacción: K2Cr2O7(aq)+Na2SO3(aq)+H2SO4→ Cr2(SO4)3(aq)+K2SO4(aq)+Na2SO4(aq)+H2O. Dada la reacción: KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O.3 M. 24. a) Si se realiza la electrolisis de una disolución acuosa de sal de plata con una corriente de 2 amperios ¿cuánto tiempo se tardará en realizar el plateado? b) ¿Cuántos moles de electrones han sido necesarios para ello? DATOS: Ar (Ag) = 108 u.05 M.02 M de permanganato de potasio se necesitan para oxidar 30 mL de disolución de sulfato de hierro (II) 0. Ar (K) = 39 u. a 17 ºC y 720 mm de Hg.92 g·ml–1) que se obtendrá al tratar 90.628 L. El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio según la reacción: H2SO4 + KBr → K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O. reducción: Ag ++e−→Ag .96 h. Para platear un objeto se ha estimado que es necesario depositar 40 g de plata. F = 96. global: Ni+2Ag +→Ni2+ +2Ag. con ácido nítrico en exceso.082 atm·L·mol–1·K–1.06 M. b) Calcula la molaridad de una disolución de Na2SO3. si 15 mL de ésta reaccionan totalmente en medio ácido. en forma iónica y molecular. con 25. b) V = 15 mL. b) ¿Qué volumen de disolución 0. a) Ajústala por el método del ión-electrón y escribe las dos semiecuaciones redox. Resultado: a) K2Cr2O7+3Na2SO3+4H2SO4→Cr2(SO4)3+K2SO4+3Na2SO4+4H2O . 21. Forma molecular: 2HNO3+2HCl → 2NO2+2H2O+Cl2 . b) Ni│Ni2+ (1M)║Ag+ (1M)│Ag.500 C·mol–1. Resultado: a) 1. oxidación: Ni→Ni2+ +2e−. 22.b) Escribe la notación de la pila y las reacciones que tienen lugar. 20. a) Ajusta por el método del ión-electrón esta reacción.74 mL. b) 0. DATOS: Ar (Br) = 80 u.37 moles de electrones. a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ión electrón. sulfato de potasio y agua. Respuesta: a) el catión Ag+.34 0. dióxido de azufre. no.E. Br2/Br– = 1. c) no. sí. FeSO4 y MgCl2. 30. Respuesta: a) El 1º. ¿en qué caso se depositará una capa de otro metal sobre la barra de plomo? Justifica la respuesta. a) Escribe y ajusta las correspondientes reacciones iónicas y la molecular del proceso por el método del ión-electrón. b) Calcula la concentración molar de una disolución de sulfato de hierro (II) si 100 mL de esta disolución han consumido 22.223 M 27.54 V. En la siguiente tabla se indican los potenciales estándar de distintos pares en disolución acuosa. a) Justifique si los siguientes procesos son redox: HCO3−+H+ → CO2 + H2O I2+ HNO3→ HIO3 + NO + H2O b) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción en el que corresponda.M. a) Ajuste la ecuación molecular por el método del ion electrón. Br=80. b) se depositarán Ag y Cu. CuSO4. Respuesta: a) el Cl. 26.25. En disolución acuosa y en medio ácido sulfúrico el sulfato de hierro (II) reacciona con permanganato de potasio para dar sulfato de manganeso (II). b) Calcule los gramos de bromo que se producirán cuando se traten 50 g de bromuro de potasio con exceso de ácido sulfúrico. el Mg. b) sí.36 V. 28. reducción: NO3−+4H++ 3e−→ NO+2H2O .61 g.02 M. Resultado: a) 2H2SO4+2KBr→Br2+2H2O+SO2+K2SO4.80 0. a) Escriba y ajuste la ecuación molecular por el método del ion-electrón. Masas atómicas: K=39. Resultado: a) Forma iónica: 2MnO4−+16H++10Fe2+→2Mn2++8H2O+10Fe3+ . forma molecular: 2 KMnO4+8H2SO4+10FeSO4→2MnSO4+8H2O+5Fe2(SO4)3+K2SO4.44 0.3 mL de una disolución acuosa de permanganato de potasio 0. b) oxidación: I 2+6H2O → 2IO3−+12H++10e−. El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio para dar bromo. El dióxido de manganeso reacciona en medio de hidróxido de potasio con clorato de potasio para dar permanganato de potasio. 50/56 .34 a) De estas especies. cloruro de potasio y agua. 29. Indica razonadamente: a) ¿Cuál es la especie química más oxidante entre las mencionadas anteriormente? b) ¿Es espontánea la reacción entre el cloro molecular y el ión yoduro? c) ¿Es espontánea la reacción entre el yodo molecular y el ión bromuro?.07 V y I2/I– = 0. b) 33. Dados los valores de potencial de reducción estándar de los sistemas Cl 2/Cl– = 1.14 – 2. b) [FeSO4] = 0. el 2º. razona: ¿Cuál es la más oxidante? ¿Cuál es la más reductora? b) Si se introduce una barra de plomo en una disolución acuosa de cada una de las siguientes sales: AgNO3. sulfato de hierro (III) y sulfato de potasio. Especie Fe2+/Fe Cu2+/Cu Ag+/Ag Pb2+/Pb Mg2+/Mg F. pila (V) 0. además de impurezas inertes. b) Calcule la riqueza de la muestra inicial de cobre. justificando la respuesta. En 51/56 . el agente oxidante y el reductor. Respuesta: a) Cu + 2 H2SO4 → SO2 + 2 H2O + CuSO4. Dada la reacción de oxidación-reducción: I2 + HNO3 → HIO3+ NO + H2O a) Escriba y ajuste las semireacciones de oxidación y reducción por el método del ión-electrón. b) Calcule el contenido de cobre de la muestra si 1 g de la misma reacciona totalmente con 25 mL de ácido nítrico 1 M. Cl=35. Resultado: a) 10 HNO3 + 3 I210 NO + 2 H2O + 6 HIO3. hasta reacción completa.7%.76 L. Cl =35'5 Resultado: a) 28950 C.048 g de cinc en el cátodo. b) Escriba la reacción molecular ajustada. b) 12.86 g de sulfato de cobre (II). Calcule: a) La masa atómica del cinc.5. medido a la presión de 740 mmHg y 25ºC. se tratan con ácido nítrico concentrado. Resultado: a) 8 HNO3 + 3Cu → 2 NO + 4 H2 O + 3 Cu(NO3 )2 . Se hace reaccionar una muestra de 10g de cobre con ácido sulfúrico obteniéndose 23. 34. además de dióxido de azufre y agua. se desprenderá del ánodo?. 31.53%. 36. Una muestra de un mineral que contiene cobre. Resultado: a) 2MnO2+KClO3+2KOH→2KMnO4+H2O+KCl . b) Los gramos de cinc que se depositarán al pasar una corriente de 10 A durante 1 hora. b) 3. Cu=63. b) 95%. Mn=55. b) HNO3 oxidante y I2 reductor. O=16.19 g. Una corriente de 5 A circula durante 30 min por una disolución de una sal de cinc. Dato: Masa atómica Cu = 63. a) ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo todo el oro contenido en un litro de disolución 0’1 M de cloruro de oro(III)? b) Qué volumen de dicloro. K=39.5.35 g de clorato de potasio.5. depositando 3. 33. Masas atómicas: O=16. b) 59. se disuelve con ácido nítrico concentrado según la siguiente reacción sin ajustar: Cu + HNO3 → CU(NO3)2 + NO + H2O a) Ajuste por elmétodo del ion-electrón la ecuación molecular. 35. Datos: Masas atómicas H=1.36u. a) Ajuste la reacción molecular que tiene lugar por el método del ion-electrón. 32.b) Calcule la riqueza en dióxido de manganeso de una muestra si 1 g de la misma reacciona exactamente con 0. S=32. Datos: F = 96500 C. NaBr. 100 g de bromuro de sodio. HNO 3 de densidad 1’39 g/mL y riqueza del 70% en masa. R 0'082 atm L K-1 mol-1 Masas atómicas: Au= 197. c) Identifique. Dato: F 96500 C Resultado: a) 65. b) 49. espontánea. O=16. Dada la siguiente semirreacción: KMnO4+KOH +KI → K2MnO4+KIO3+H2O a) Ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción por el método de ionelectrón y ajuste tanto la reacción iónica como molecular. b) 2. NO2.67 M. b) Reducción del Fe3+ a Fe por el Ni. no espontánea. b) 125.41 V. E0 (Ni2+/Ni)= −0.22 g KI 52/56 . a)Ajuste las semireacciones de oxidación y reducción por el método del ión electrón y ajuste tanto la reacción iónica como la molecular. K=39.34 V. Na=23. E0 (Fe3+/Fe)= −0. indique razonadamente. NaNO3 y agua como productos de la reacción. 38. E0 (Fe3+/Fe2+)=0.04 V.18 V.53 V. E0 (Fe2+/Fe)= −0. Datos: Masas atómicas: Br=80.23 V.76 V. si son espontáneas las siguientes reacciones: a) Reducción del Fe3+ a Fe por el Cu. Sabiendo que el valor de los potenciales de los siguientes pares redox.64 mL. E0 (Zn2+/Zn)= −0. 37. c) E R0 =1. Respuesta: a) 6KMnO4+6KOH +KI → 6K2MnO4+KIO3+3H2O.esta reacción se obtienen Br2. Datos: E0 (Cu2+/Cu)=0.77 V. N=14. b) E R0 =−0. H=1.38 V. no espontánea. c) Reducción del Fe3+ a Fe2+ por el Zn. b) Calcule los gramos de yoduro de potasio necesarios para que reaccionen con 120 mL de disolución de permanganato de potasio 0. Respuesta: a) ER0 =−0. b) Calcule el volumen de ácido nítrico necesario para completar la reacción. Respuesta: a) 2 NaBr + 4 HNO3 → Br2 + 2 NO2 + 2 NaNO3 + 2 H2O. Datos: Masas atómicas I=127. Respuesta: a) sólo el metanol es soluble en agua. Completa las siguientes reacciones y ajusta la que corresponda a una combustión: a) CH3CH=CHCH3 + H2 → b) CH3CH3 + O2 → c) CH4 + Cl2 + h·ν→ Respuesta: a) butano. b) CH3CH2CH3+Cl2→HCl+ CH3CH2CH2Cl (en presencia de luz). Respuesta: a) CH3CH=CH2+H2O→CH3CHOHCH3. b) Reacción de sustitución de un alcano. c) CH3Cl+HCl . c) ¿Puede experimentar alguno de ellos reacciones de adición? En tal caso. 5. c) CH3CH2OH → CH2= CH2 + H2O (en presencia de sulfúrico y calor). amida. 8. c) Reacción de eliminación de HCl en un cloruro de alquilo. 6. CH3OH y CH2 = CH – CH3. b) 2CO2+3H2O . 3. c) Isomería geométrica. c) Deshidratación de un alcohol. CH2=CHCH3+HCl → CH3CHClCH3. C5H11OH. Define los siguientes conceptos y pon un ejemplo de cada uno de ellos: a) Isomería de función. b) ¿Alguno posee átomos de carbono asimétrico? Razona la respuesta. y CH3CHOHCOOH. escribe una. c) Isomería óptica. CH3CHOHCH3. el carbono 2 del ácido. Respuesta: a) pentan-1-ol. c) el propeno. Pon un ejemplo de los siguientes tipos de reacciones: a) Reacción de adición a un alqueno. Define los siguientes conceptos y pon un ejemplo de cada uno de ellos: a) Serie homóloga. pentan-2-ol. b) octano. b) Indica cuáles son hidrocarburos. Pon un ejemplo de cada una de las siguientes reacciones: a) Adición a un alqueno. ácido y alcohol. 2. Dados los compuestos orgánicos: CH3 – CH3. Dados los siguientes compuestos: CH3COOCH2CH3. CH3CONH2. c) sí. a) Explica la solubilidad en agua de cada uno de ellos. a)Escribe las estructuras de los isómeros de posición del n-pentanol. b) etano y propeno. b) Sustitución en un alcano. 7. b) Representa tres isómeros de fórmula molecular C8H18. pentan-3-ol.ORGÁNICA 1. Respuesta: a) CH3CH=CHCH3+H2 → CH3CH2CH2CH3. Respuesta: a) Éster. 2-metilheptano. 53/56 . b) Isomería de cadena. b) CH4+ Cl2→ CH3Cl+HCl. alcohol. 3metilheptano. b) Isomería de posición. a) Identifica los grupos funcionales presentes en cada uno de ellos. 4. c) CH3CH2CH2CH2Cl + KOH → CH3CH2CH=CH2+KCl+H2O . Respuesta: a) but-1-eno. 14. b) función. 54/56 . Respuesta: a) el metanol. 16. c) CH3CH=CH2+H2 → CH3CH2CH3. CH3 – CH = CH2 y CH2 – CH = CH – CH3. Indica el producto que se obtiene en cada una de las siguientes reacciones: a) CH3 – CH = CH2 + Cl2 → b) CH3 – CH = CH2 + HCl → c) C6H6 (benceno) + HNO3 (H2SO4) → Respuesta: a) CH3CHClCH2Cl. a) Cuando x = 2 y A = Cl2.2. 13. Justifica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. a) Define carbono asimétrico. CH2=CClCH2CH3. b) CH3CHClCH3.9. c) el but-2-eno. escribe: a) La reacción de adición de HBr. Señala el tipo de isomería existente entre los compuestos de cada uno de los apartados siguientes: a) CH3CH2CH2OH y CH3CHOHCH3. el compuesto B presenta isomería geométrica. Dada la siguiente transformación química CH≡C–CH 2–CH3 + x A → B. c) 2-clorobut-1-eno. b) Señala el carbono asimétrico. 10. c) CH3CH2CH2CHO y CH3CH(CH3)CHO. c) cadena. c) Un mol de HCl. b) Dos moles de Br2. b) C6H5Cl + HCl . Indica el compuesto orgánico que se obtiene en las siguientes reacciones: a) CH2 = CH2 + Br2 → b) C6H6 (benceno) + Cl2 + catalizador → c) CH3–CHCl–CH3 + KOH + etanol → Respuesta: a) CH2BrCH2Br. Dado 1 mol de CH ≡ C – CH2 – CH3 escribe el producto principal que se obtiene en la reacción con: a) Un mol de H2. Utilizando un alqueno como reactivo. c) Los que puedan presentar isomería geométrica. CH3CH2NH2. b) 1. si lo hay. b) CH3CH2OH y CH3 OCH3. Dados los compuestos CH3OH. b) Los que puedan experimentar reacciones de adición. Respuesta: b) serían: CH3C*HOHCOOH y el CH3C*HBrCH2CH3.2-tetrabromobutano. en los siguientes compuestos: CH3CHOHCOOH. 15. b) 2CH3CH=CH2+9O2 → 6CO2+6H2O. Respuesta: a) CH3CH=CH2+HBr → CH3CHBrCH3. b) el propeno y el but-2-eno. b) La reacción de combustión ajustada. c) C6H5−NO2 + H2O. CH3CHBrCH2CH3. c) La reacción que produce el correspondiente alcano. Respuesta: a) posición.1. 11. 12. indica razonadamente: a) Los que puedan presentar enlaces de hidrógeno. c) CH3–CH = CH2+HCl. c) éster. 23. justificando la respuesta. b) Isómero de función de CH3COCH3. c) falso. b) CH3CH2CHO. el producto C no presenta isomería geométrica. b) Cuando A es 1 mol de CH2=C−CH3. el producto C presenta isomería geométrica c) Cuando A es 0.b) Cuando x = 1 y A = H2. Dado el siguiente compuesto CH3CH=CHCH3. diga justificando la respuesta si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El compuesto reacciona con H2SO4 concentrado para dar dos compuestos isómeros geométricos. b) El compuesto reacciona con HCl para dar un compuesto que no presenta isomería óptica. Respuesta: a) falsa. 22. Sea la transformación química A + Br2 → C. 20. c) falso. b) propeno. 55/56 . Respuesta: a) CH3C(CH3)BrCH3. el compuesto B presenta isomería geométrica. 21. Escribe para cada compuesto el isómero que corresponda: a) Isómero de cadena de CH3CHBrCH2CH3. elija el más adecuado para cada caso (justifique la respuesta): a) El compuesto reacciona con H2O/H2SO4 para dar otro compuesto que presenta isomería óptica. 17. c) CH3CH=CHCH3 . c) verdadera. Respuesta: a) falsa. c) CH3CH2COOCH2CH3. c) verdadera. Respuesta: a) falso. Respuesta: a) aldehído. a) CH3CH2CHO. Escribe la fórmula desarrollada de los siguientes compuestos y nombra el grupo funcional que presentan. b) amida. si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El compuesto reacciona con Br2 para dar dos compuestos isómeros geométricos. a) Cuando A es 1 mol de HC≡C−CH3. indique justificando la respuesta si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. b) El compuesto no presenta isomería óptica. c) El compuesto adiciona H2 para dar CH3 CH2 CH2 CH3 Respuesta: a) Verdadero. Si reacciona 1 mol de Br 2. Dados los siguientes compuestos: CH3−CH=CH2 y CH3−CH=CH−CH3. b) CH3CH2CONH2. b) falsa. c) El compuesto reacciona con HBr para dar un compuesto que no presenta isomería óptica. diga. b) falsa. c) Isómero de posición de CH2=CHCH2CH3. c) Cuando x = 1 y A = Br2. 18. Dado el siguiente compuesto CH3CH2CHOHCH3. b) falso. c) propeno. Respuesta: a) but-2-eno.5 mol de HC≡C−CH3. b) falso. b) La combustión de 2 moles de compuesto producen 6 moles de CO2. c) El compuesto reacciona con H2 para dar CH3C≡CCH3. el compuesto B presenta isomería geométrica. el producto C no presenta isomería geométrica. b) CH3CH2CH2Br + NaOH → CH3CH2CH2OH + NaBr. escribiendo la reacción correspondiente: a) El que reacciona con H2O/H2SO4 para dar un alcohol.24. indique. Dados los compuestos CH3CH2CH2Br y CH3CH2CH=CH2. c) El que reacciona con HCl para dar 2-clorobutano. c) CH3CH2CH=CH2 + HCl → CH3CH2CHClCH3. b) El que reacciona con NaOH/H2O para dar un alcohol. Respuesta: a) CH3CH2CH=CH2+H2O → CH3CH2CHOHCH3. 56/56 .