Problemario de quimica

PROBLEMARIO 4

1. La hidracina, N2H4, se descompone de acuerdo con la siguiente reacción:

3N2H4(l) ⎯→ 4NH3(g) + N2(g)

(a) Si las entalpías molares estándar de formación de N2H4(l) y NH3(g) son 50,42 kJ mol−1 y −46,3 kJ mol−1, calcule ΔH° para su descomposición. (b) Tanto la hidracina como el amoníaco se queman en oxígeno para producir H2O(l) y N2(g). Si la entalpía molar estándar de formación del H2O(l) es −285,8 kJ mol−1, escriba ecuaciones balanceadas para cada uno de estos procesos y calcule ΔH° para cada uno de ellos. Tomando como base la masa (por kg), ¿Cuál sería mejor combustible, la hidracina o el amoníaco?

                                                                             R: (a) ΔH° = −336 kJ; (b) NH3

1. A partir de los siguientes calores de combustión,

CH3OH(l) + O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2H2O(l)     ΔH° = −726,4 kJ mol−1

C(graffito) + O2(g) ⎯→ CO2(g)                      ΔH° = −393,5 kJ mol−1

H2(g) + O2(g) ⎯→ H2O(l)                             ΔH° = −285,8 kJ mol−1

calcule la entalpía molar estándar de formación del metanol, CH3OH.

                                                                                R: [pic 1]

1. Aplique la Teoría de Orbitales Moleculares (OM) a los siguientes iones diatómicos, CO+ y CN-, y responda las siguientes preguntas:

(a) ¿Cuál es el orden de enlace de cada uno de ellos?

(b) ¿Cuál de estos iones es paramagnético (P) y cuál es diamagnético (D)?

                             R: Órdenes de enlace y magnetismo: CO+ 2,5, P; CN− 3, D

1. Para cada una de las siguientes moléculas o iones: IF6+, SiO2, BrF3, SF4, BH4−,

(a) Dibuje la estructura electrónica del compuesto según el modelo de Lewis, incluyendo las posibles estructuras de resonancia.

(b) Calcule la carga formal de cada uno de los átomos.

(c) Dibuje su geometría utilizando el modelo de Repulsión de Pares de Electrones en la Capa de Valencia (RPECV).

(d) Indique, según la Teoría del Enlace Valencia, la hibridación del átomo central.

(e) Indique si tendrá un momento dipolar neto.

         R: IF6+ octaédrica, d2sp3, μ = 0; SiO2 lineal, sp, μ = 0; BrF3 T, dsp3, μ ≠ 0;

             SF4 balancín, dsp3, μ ≠ 0; BH4− tetraédrica, sp3, μ = 0

1. Dadas las moléculas LiF, F2, NaCl, KBr, ordénelas en orden creciente de (a) carácter iónico de su enlace, (b) energía reticular, (c) momento dipolar. Razone sus respuestas.

                                                                 R: (a), (b), (c): F2 < KBr < NaCl < LiF

1. Calcule la energía reticular del cloruro de calcio conociendo que el calor de sublimación del calcio es de 121,0 kJ/mol, el calor de formación del cloruro de calcio a partir de Ca(s) y Cl2(g) es de −795 kJ/mol, la energía de disociación del enlace en el Cl2 es de 242,8  kJ/mol, las energías de ionización del calcio son I1 = 589,5  e I2 = 1145,0 kJ/mol y la afinidad electrónica del cloro es −349 kJ/mol.  ¿Esperaría que la energía reticular del bromuro de calcio sea mayor o menor que la del cloruro de calcio? Razone sus respuestas.

                                                                                     R: ΔHred = 2195 kJ mol−1

1. Las moléculas NF3, BF3 y ClF3 tienen fórmulas moleculares del tipo XF3. Sin embargo, ellas tienen diferentes geometrías moleculares. Prediga la geometría de cada una de estas moléculas y explique el origen de las diferencias observadas en sus formas. Diga además cual sería la hibridación del átomo central en cada caso.

                             R: NF3 piramidal, sp3; BF3 plana triangular, sp2; ClF3 T, dsp3

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