Quimica.

PROBLEMAS:

2.- Una muestra de 0,73 g de un compuesto orgánico que contiene sólo carbono, oxígeno e hidrógeno se quema al aire produciendo 1,03 g de CO2 y 0,632 g de H2O. ¿Cuál es su fórmula empírica? Pesos atómicos: C= 12 O= 16 H= 1

3.- La densidad de un gas es 1,28 g litro-1, a 56ºC y 454 mm de Hg. Su composición porcentual es 62% de carbono, 10,4% de hidrógeno y 27,6% de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula molecular? C= 12 H= 1 O= 16.

9.- Una muestra de 0,596 g de un compuesto formado sólo por boro e hidrógeno ocupa a 273 K y 1 atm, 484 ml. Cuando esa muestra se quema en presencia de oxígeno se obtienen 1,17 g de agua y trióxido de boro. Calcular la fórmula molecular del compuesto. Datos: Masas atómicas: B = 11; H = 1; O = 16. R = 0,082 atm.l/mol.K.

10.- Una muestra de 2 g de un compuesto orgánico compuesto por C, H y O se quema totalmente en presencia de oxígeno. En dicha combustión se obtienen 4,554 g de CO2 y 1,863 g de H2O. Determine la fórmula empírica del compuesto. Escriba y nombre algunos isómeros de dicho compuesto. Datos: Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.

13.- Una muestra de 0,5 g de un compuesto orgánico formado por C, H y Cl se quema en presencia de oxígeno dando 0,445 g de CO2 y 0,182 g de H2O. Su densidad relativa con respecto del aire vale 3,42. Determine su fórmula empírica y molecular. Proponga dos compuestos que respondan a la misma fórmula y nómbrelos. Datos: Peso molecular aparente del aire = 29,0 Pesos atómicos: C= 12; O= 16; H= 1; Cl= 35,5.

15.- Una sustancia química empleada como abono contiene un 35% de nitrógeno, un 60% de oxígeno y el resto hidrógeno. a) ¿Cuál es su fórmula empírica? b) Sugiera un posible compuesto. Pesos atómicos N= 14 H= 1 O= 16

25.- Un espeleólogo se introduce en una cueva con una lámpara de carburo para iluminarse. En la lámpara coloca 300 g de carburo, cuyo contenido en carburo de calcio es del 65% en peso, y medio litro de agua. En el interior de la lámpara se verifica la reacción

CaC2(s)+ H2O(ac) → C2H2(g)+ Ca(OH)2(ac) (sin ajustar),

desprendiéndose acetileno que es el gas que quema para dar luz. Calcule el volumen de acetileno que producirá dicha lámpara en las condiciones ambientales de la cueva (11ºC y 750 mm Hg) y el tiempo que podrá mantenerse encendida si consume 1,4 L/min de acetileno en la producción de luz. Datos: R = 0,082 atm.L/mol.K, 1 atm = 760 mm Hg, masas atómicas hidrógeno= 1,0; carbono= 12,0; calcio= 40,1.

26.- Disponemos de un recipiente de 5 L que contiene oxígeno a 5 atm de presión y otro recipiente de 20 L que contiene nitrógeno a 3 atm, ambos a 20ºC. A continuación conectamos los dos recipientes. Explique qué ocurrirá: ¿El nitrógeno pasa al recipiente del oxígeno? ¿El oxígeno pasa al del nitrógeno? Calcule la presión del conjunto una vez conectados a 20ºC y las presiones parciales de ambos gases. Datos: R = 0,082 atm.L/mol.K, masas atómicas, nitrógeno= 14,0; oxígeno= 16,0.

27.- a) Calcule la concentración molar de una disolución de ácido clorhídrico del 32,0% de riqueza en peso y 1,16 g/cm3 de densidad. b) Indique cómo prepararía 500,0 mL de una disolución de ácido clorhídrico 1,0 M a partir de la disolución anterior. Datos: masas atómicas cloro=35,45, hidrógeno =1,01.

28.- En cierto proceso se pretende tratar 10 toneladas de piedra caliza (80% de riqueza en peso de carbonato de calcio) con una disolución acuosa de ácido clorhídrico 2,0 M para obtener cloruro de calcio. Calcule: A) El volumen necesario de dicho ácido para tratar toda la caliza. B) El volumen de dióxido de carbono medido a 20ºC y 1 atm. que se desprenderá como subproducto en la misma reacción. Datos: R=0,082 atm.L/ mol.K, masas atómicas calcio=40,1, cloro= 35,45, oxígeno=16,0, carbono=12,0, hidrógeno=1,0.

29.- Se hacen reaccionar 10,0 g de hidróxido de sodio del 85,8% de pureza en peso con una disolución acuosa de ácido ortofosfórico según la ecuación sin ajustar: NaOH + H3PO4 → H2O + Na3PO4. Calcule: A) la masa de ácido que reaccionará hasta que el hidróxido de sodio se agote. B) el número de equivalentes de ácido y de base consumidos. Datos: masas atómicas fósforo=31,0; sodio=23,0; oxígeno=16,0; hidrógeno=1,0.

30.- En un motor de gas se hace reaccionar, a 200ºC y 2 atm, 1,2 L de metano con 10,8 L de aire (contenido de oxígeno en el aire: 20% en volumen), produciéndose la reacción: CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) (sin ajustar)

Calcule: A) el reactivo que está en exceso y la masa de él que no reacciona, B) el volumen de dióxido de carbono desprendido por el escape medido a 200º y 2 atm. Datos: masas atómicas carbono=12,0; oxígeno=16,0; hidrógeno=1,0.

31.- Se prepara una disolución de hidróxido de bario disolviendo 0,20 g (86% de riqueza en peso) en el agua necesaria para obtener un volumen de 100 mL de disolución. Calcule la molaridad de dicha disolución y el volumen de la misma que reaccionará con 10 mL de ácido clorhídrico 0,01 M. Datos: masas atómicas bario= 137,3; oxígeno= 16; hidrógeno= 1.

32.- En una nave se utiliza clorato de potasio para producir el oxígeno que necesita su tripulante para respirar (calentándolo en presencia de un catalizador genera cloruro de potasio y oxígeno gas). i) Calcule el número de moléculas de oxígeno que puede producirse a partir de 100 g de clorato de potasio. ii) Sabiendo que el consumo de aire del tripulante es de 21 L/min en las condiciones ambientales de la nave (20% de contenido en oxígeno expresado en volumen, 22ºC y 700 mm Hg), calcule la cantidad de clorato que necesita transportar la nave para que su tripulante pueda respirar al menos tres días. Datos: R=0,082 atm.L/mol.K; NA=6,022.1023; 1 atm=760 mm Hg; masas atómicas, oxígeno=16, cloro= 35,5, potasio=39,1.

33.- El ácido sulfúrico puede obtenerse por oxidación del sulfuro de cinc y posterior tratamiento acuoso según el proceso global: ZnS + 2O2 + H2O → ZnO + H2SO4

pero con rendimiento máximo en ácido del 75%. Calcule: A) la cantidad de ZnS necesaria para obtener una tonelada de ácido sulfúrico. B) El volumen de aire consumido (medido a 20ºC y 1 atm de presión) durante la producción de la citada cantidad de ácido. Datos: contenido de oxígeno en el aire 20% en volumen; R= =,082 atm.L/mol.K; masas atómicas cinc= 65,4, azufre= 32,1, oxígeno= 16,0, hidrógeno= 1,0.

34.- i) Deduzca la fórmula de una sustancia de masa molecular 60 uma y que está compuesta por carbono en un 60,0%, hidrógeno en un 13,3% y el resto oxígeno. ii) Nombre tres isómeros de dicha sustancia. Datos: masas atómicas, oxígeno= 16,0, carbono= 12, hidrógeno= 1,0.

35.- En un recipiente cerrado de 5 L se introducen 14 g de nitrógeno y 10,1 g de neón a 25ºC. Suponiendo que los gases anteriores presentan un comportamiento ideal en las condiciones descritas, calcule: A) cual de los dos presentará un mayor número de moléculas en el recipiente y B) cuál de ellos el mayor número de átomos. C) La presión parcial del gas neón. D) El volumen de recipiente ocupado por el nitrógeno. Datos: NA= 6,02.1023, R= 0,082 atm.L/mol.K; masas atómicas nitrógeno= 14, neón= 20,2.

36.- Una disolución acuosa de ácido clorhídrico 3,6 M tiene una densidad de 1060 Kg/m3. Exprese la concentración de dicha disolución como: A) Tanto por ciento de pureza en peso, B) Normalidad como ácido C) molalidad. Datos: masas atómicas cloro= 35,5, oxígeno= 16, hidrógeno= 1.

37.- Ordene las siguientes cantidades de materia según el número de átomos que contiene: A) 3,4 g de hierro, B) 8,8 L de nitrógeno medidos a 25 ºC y 1,4 atmósferas, C) 0,05 moles de sacarosa (C12H22O11), D) 2,6 mL de bromo (líquido cuya densidad a 20 ºC es 3119 Kg/m3). Datos: R= 0,082 atm.L/mol.K; NA= 6,02.1023, masa atómicas, bromo= 79,9, hierro= 55,85, oxígeno= 16,0, nitrógeno= 14,0, hidrógeno= 1,0.

38.- i) Calcule la concentración molar de una disolución acuosa de cloruro de sodio cuyo contenido en sal es del 1% en peso i tiene una densidad de 1005 Kg/m3. ii) Deduzca además la concentración molar de una disolución formada al mezclar 35 mL de la disolución anterior con otra disolución acuosa de cloruro de sodio 0,05 M. Suponga que los volúmenes son aditivos. Datos: masas atómicas cloro= 35,45, sodio= 23,0.

39.- Indique cómo prepararía 100 mL de una disolución acuosa de cloruro de sodio 0,1 M a partir de otra disolución más concentrada de la misma sustancia de un 25% de riqueza en peso y 1,189 g/mL de densidad. Datos: masas atómicas cloro=35,5; sodio=23,0.

40.- Calcule la composición en moles de un gas, mezcla de metano (CH4) y propano (C3H8), cuya combustión produce un total de 56 L de dióxido de carbono y 63 g de agua en condiciones normales. Datos: masas atómicas oxígeno=16,0; carbono= 12,0; hidrógeno= 1,0.

41.- El análisis elemental de una sustancia refleja la siguiente composición en peso: 40’0 % de carbono, 6,7 % de hidrógeno y el resto oxígeno. Calcule su fórmula empírica y formule dos compuestos que cumplan la citada composición. Datos: masas atómicas, oxígeno=16’0, carbono=12’0, hidrógeno=1’0.

42.- Se hacen reaccionar 2 g de aluminio del 80% de pureza con 200 mL de ácido clorhídrico 0’5 M para dar tricloruro de aluminio e hidrógeno. A) Deduzca cuál es el reactivo limitante en el proceso descrito y el exceso en moles del otro reactivo. B) Calcule el volumen de hidrógeno obtenido medido a 25ºC y 780 torr. Datos: 1 atm = 760 torr, R=0’082 atm.L/mol.K; masas atómicas cloro=35’5, aluminio=27’0, hidrógeno=1’0.

43.- En una bomba calorimétrica de 2 L de volumen constante, se introducen a 25ºC 2’0 g de oxígeno y 0’48 g de carbono. Calcule, al término de la reacción, la masa de dióxido de carbono formado y la presión final del recipiente a 25ºC. Datos: R= 0’082 atm.L/mol.K; masas atómicas: oxígeno= 16’0, carbono = 12’0

44.- Valoramos 10 mL de una disolución de hidróxido de potasio con ácido sulfúrico 0’03 N hasta su conversión completa en sulfato de potasio. Calcule: i) el número de moles y equivalentes de hidróxido de potasio presentes en la disolución inicial sabiendo que contiene 2’02 g/L de soluto. ii) El volumen de ácido gastado en la valoración y los moles y equivalentes de ácido consumidos en ella. Datos: masas atómicas potasio= 39’1, oxígeno= 16’0, hidrógeno= 1’0

45.- Disponemos de una disolución acuosa de hidróxido de sodio cuya riqueza en peso es del 16% y su densidad 1,175 g/cm3. Exprese su concentración en gramos de soluto por litro, molaridad, normalidad y molalidad. Datos. Masas atómicas: sodio = 23; oxígeno = 16; hidrógeno = 1.

46.- Un método casero de limpieza de residuos calcáreos en los utensilios del hogar es su tratamiento con vinagre, ya que este contiene ácido acético en una proporción aproximada de 6 g/100 mL. Calcule el volumen de vinagre que se necesita para disolver un residuo de 0,5 g de carbonato de calcio que está depositado en el interior de una alcachofa de ducha, según la reacción:

CaCO3 (s)+CH3-COOH (ac) → Ca(CH3-COO)2 (ac)+CO2 (g)+H2O (ac) (no ajustada)

Datos: Masas atómicas: calcio=40,0; oxígeno= 16,0; carbono= 12,0; hidrógeno= 1,0

47.- En algunas prácticas de homeopatía se preparan disoluciones de un principio activo siguiendo un proceso de dilución 1/10. Es decir 1 mL de la disolución original se mezcla con 9 mL de agua para crear una nueva disolución (10 mL), de la que se vuelve a tomar 1 mL que se mezcla de nuevo con 9 mL de agua generando otra disolución de 10 mL, y así sucesivamente repitiendo la dilución 1/10 durante un número determinado de veces.

Calcule la concentración y el número de moléculas de principio activo que tendremos en la disolución final después de haber diluido 30 veces (1/10) una disolución original de concentración 1,0 M del principio activo. Datos: NA = 6,02 1023.

48.- La nitroglicerina es un explosivo líquido muy sensible al calor y el choque, que detona según la reacción:

C3H5N3O9 (l) + HCl (ac)  N2 (g) + H2O (g) + O2 (g) (no ajustada)

i) Calcule el volumen de los gases formados a 125 ºC y 1 atm (suponiendo un comportamiento ideal) con la detonación de 908 g de niytoglicerina. ii) In dique cuántas veces es superior el volumen de los gases comparado con el del explosivo líquido. Datos: R= 0,082 atm L/mol K; densidad de la nitroglicerina 1,6 g/mL.

49.- En un accidente doméstico se derraman 200 mL de agua fuerte comercial sobre un suelo de mármol. Calcule la masa de suelo que se degradará según la reacción:

CaCO3 (s)+HCl (ac) CaCl2 (ac) +CO2 (g)+H2O (ac) (no ajustada)

Datos: agua fuerte= disolución acuosa de HCl al 10,13% en peso y densidad 1,05 g/mL. Contenido en CaCO3 del mármol= 91% en peso. Masas atómicas: calcio=40; cloro= 35,45; oxígeno= 16; carbono= 12; hidrógeno= 1

50.- Disponemos de una disolución acuosa de cloruro de sodio de concentración desconocida y para determinarla realizamos el siguiente experimento: Tomamos 100 mL de la citada disolución y le añadimos un ligero exceso de otra disolución acuosa de nitrato de plata 0,1 M formándose un precipitado blanco de cloruro de plata. Este sólido es filtrado y secado, pesando 0,718 g. Escribe la reacción de precipitación, calcula la concentración de cloruro de sodio en la disolución problema y determina el volumen mínimo de disolución de nitrato de plata que es necesario añadir en la valoración. Datos: Masas atómicas: plata= 107,9; cloro=35,5; sodio=23,0; oxígeno=16,0; nitrógeno= 14,0

51.- i) Calcule la masa de agua que se formará cuando se hacen reaccionar 100 g de hidrógeno con 200 g de oxígeno.

ii) Determine además el número de átomos y moléculas del reactivo en exceso que permanecerán sin reaccionar.

Datos: Masas atómicas: oxígeno=16,0; hidrógeno=1,0. NA= 6,02 1023 mol-1

52.- i) Describa como prepararía 100 mL de una disolución acuosa de hidróxido de sodio 0,2 M a partir de otra disolución de la misma base pero de concentración 1,0 M. ii) Calcule el número de gramos de hidróxido de sodio y el número de iones sodio que habrá en los 100 mL de la disolución de concentración 0,2 M. Datos: Masas atómicas: sodio=23,0; oxígeno=16,0; hidrógeno=1,0. NA= 6,02.1023 mol-1.

53.- Calcule el volumen de aire necesario, medido a 20ºC y 1 atm, para quemar completamente la carga de una bombona de butano que contiene 12,5 Kg de combustible

C4H10 (g) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (l) (no ajustada)

Datos:Masas atómicas: oxígeno=16,0; hidrógeno=1,0; carbono=12,0.

Contenido aproximado de oxígeno en el aire: 21% en volumen. R=0,082 atm.L.mol-1.K-1

54.- Uno de los agentes causantes de la lluvia ácida es el ácido nítrico generado en los procesos de combustión que utilizan aire y que alcanzan elevadas presiones y temperaturas, como ocurre en muchos motores. En esas condiciones se produce la oxidación del nitrógeno del aire hasta ácido nítrico según una cadena de reacciones cuyo balance total es:

3N2(g) + 6O2(g)+ 2H2O(l)  4HNO3(l) + 2NO(g)

Suponiendo un rendimiento global de transformación del N2 del 0,05% y un comportamiento ideal de los gases, calcule la masa de ácido nítrico que se producirá en un motor después de consumir 100 m3 de aire medido a 20ºC y 1008 hPa (78% en volumen de N2). Datos: Masas atómicas O= 16,0; N= 14,0; H= 1,0. 1 atm= 1013 hPa. R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1.

55.- Cuando el carbonato de amonio reacciona con hidróxido de sodio se forma carbonato de sodio, amoníaco y agua. Calcula la pureza de un carbonato de amonio sabiendo que cuando reaccionan 2 kg del mismo con exceso de hidróxido sódico sólo se producen 510 g de amoniaco. Datos: Masas atómicas O=16,0; N= 14,0; H= 1,0; C= 12,0.

2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

30) Dualidad onda-corpúsculo. Hipótesis de De Broglie.

31) Afinidad electrónica. Electronegatividad.

32) Concepto de orbital atómico.

33) Asigne una configuración electrónica a los iones S2 , S , S0, S+, S2+. Justifique qué especie es la más estable. Indique como varían las propiedades periódicas en el grupo del azufre.

34) Compare las propiedades periódicas de los elementos alcalinos con las de los halógenos.

35) Defina y explique las propiedades periódicas afinidad electrónica y electronegatividad. Compare los significados de ambas magnitudes.

36) Defina la electronegatividad y justifique el orden que presentarán respecto a esta propiedad los elementos calcio, aluminio, potasio, oxígeno, helio y fósforo.

Datos: números atómicos: Ca =20, K =19, P =15, Al =13, 0 =8, He =2.

37) Indique la posición en el sistema periódico de los elementos calcio, cesio, fósforo, neón y cinc, y discuta sus propiedades periódicas.

Datos: números atómicos: calcio = 20, cesio = 55, fósforo = 15, neón = 10, cinc = 30.

38) Indique las configuraciones electrónicas de los elementos boro, carbono y nitrógeno. Justifique el número de enlaces covalentes que formarán con otros elementos y proponga alguna molécula como ejemplo de ello. Datos: números atómicos: N = 7, C = 6, B = 5.

39) describa la estructura electrónica de los elementos químicos en su estado fundamental cuyos números atómicos son 17 y 37. Ubíquelos en el sistema periódico y razone si estos elementos presentarán carácter metálico o si tendrán, en general, carácter oxidante.

40) Ubique en el sistema periódico los elementos berilio, nitrógeno, calcio y arsénico. Indique sus semejanzas y diferencias en cuanto estructura electrónica, radio atómico y carácter metálico.

41) A) Describa la forma y orientación espacial de los orbitales tipo 2px y 4s. Compare también los tamaños. B) Comente si alguno de los siguientes grupos de números cuánticos: (1,0,0,-1/2) o (2,1,2,1/2) puede describir un electrón de un átomo. En caso afirmativo indicar el tipo de orbital donde el electrón estará ubicado.

42) i) Describa la configuración electrónica de los elementos aluminio, cobre, fósforo y potasio en su estado fundamental. ii) Indique su ubicación en el sistema periódico (grupo y período) y los electrones de valencia de cada uno de ellos. Datos: números atómicos Al= 13, P= 15, K= 19, Cu= 29.

43) A) Ubique en el sistema periódico los elementos de número atómico 13, 17, 20, 26 y 30. B) Describa la configuración electrónica de todos ellos en su estado fundamental. C) Indique el carácter metálico o no de los mismos D) De entre los elementos propuestos elija un no metal y formule sus compuestos binarios con el resto de elementos que tengan carácter metálico.

44) i) Indique la ubicación en el sistema periódico (grupo y periodo) de los elementos cuyos números atómicos son 4, 10, 17, 23, 55 y 82. ii) Justifique además cuál de ellos será el elemento más oxidante y cuál el más reductor. Identifique los elementos de esa serie que presentarán carácter metálico.

45.- Explique el modelo atómico de Bohr y sus principales limitaciones.

46.- i) Comente las diferencias de configuración electrónica entre los elementos de los grupos 2, 8 y 16 del sistema periódico. ii) Justifique cómo varía la electronegatividad dentro de cada grupo; y compare el tamaño de los elementos Be, Fe y O, que son los de menor número atómico de cada uno de los tres grupos citados.

47.- Comente brevemente la organización del sistema periódico actual.

48.- Justifique por qué el tamaño de los átomos es mayor que el de los de cloro, el potencial de ionización del carbono es menor que el del argón, la electronegatividad del litio es mayor que la del potasio y el carácter oxidante del bromo es mayor que el del sodio. Datos: Números atómicos I=53, Br=35, K=19, Ar=18, Cl=17, Na=11, C=6, Li=3, H=1.

49.- i) configuraciones electrónicas: Principio de Pauli y regla de Hund. ii)Aplíquelos en la descripción de las configuraciones electrónicas en estado fundamental del nitrógeno (Z=7) y del cobre (Z=29)

3. ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS

36) Comente brevemente el ciclo de Born-Haber para explicar la formación de sustancias iónicas (por ejemplo en el caso del cloruro de sodio)

37) Justifique la estructura tridimensional de la molécula de agua. Indique el tipo de fuerzas involucradas en las interacciones de las moléculas de esa sustancia consigo misma o con amoniaco. Datos: números atómicos: O=8, N=7, H=1.

38) Compare y justifique las propiedades (solubilidad en agua, temperatura de ebullición y conductividad eléctrica) que presentarán las siguientes sustancias: aluminio, acetileno (etino), cloruro de litio. Datos: números atómicos: Cl=17, Al=13, C=6, Li=3, H=1.

39) Indique la estructura electrónica tipo Lewis para la molécula de etino. Describa también la estructura de dicha molécula en tres dimensiones, indicando la hibridación más probable de sus átomos y el valor aproximado del ángulo de enlace H-C-C. Datos: números atómicos: C=6, H=1.

40) Compare, a nivel cualitativo y basándose en los tipos de enlace presentes, las propiedades generales (solubilidad en agua, temperatura de fusión y conductividad eléctrica) de las sustancias plata, amoníaco, metano y cloruro de potasio. Datos: números atómicos: plata=47, potasio=19, cloro=17, nitrógeno=7,

carbono=6, hidrógeno=1.

41) Explique la estructura tridimensional de la molécula de amoníaco, su polaridad y si tiene capacidad de formar puentes de hidrógeno. Datos: números atómicos nitrógeno=7, hidrógeno=1.

42) Explique por medio del modelo de bandas el tipo de enlace que se presenta en un trozo de sodio y sus propiedades físicas más relevantes. Datos: número atómico del sodio=11.

43) En base a su estructura electrónica: i) Deduzca el tipo de enlace que se dará entre el elemento químico de número atómico 11 y el de número atómico 35. ii) Razone cuál de ellos será más electronegativo y cuál más oxidante. iii) Indique el número de electrones desapareados que presentarán ambos en estado fundamental.

44) Describa la molécula de metano: A) su forma espacial, la hibridación de sus átomos, los ángulos de enlace. B) La polaridad de los enlaces y la polaridad molecular, así como el tipo de interacción que cabe esperar entre ella y una molécula de amoníaco. Datos: números atómicos hidrógeno= 1, carbono= 6.

45) A la luz de las teorías de enlace de valencia y de Lewis, razone por qué dos átomos de cloro tienden a juntarse para formar una molécula. Indique además dos ejemplos de moléculas que no cumplen la regla del octeto. Datos: número atómico cloro= 17

46) Explique el ciclo de Born-Haber sobre la formación de cristales iónicos.

47) Describa y justifique la estructura tridimensional de la molécula de etino, sus ángulos de enlace y la hibridación de sus átomos. Datos: números atómicos carbono= 6, hidrógeno= 1

48) Describa las propiedades características de las sustancias metálicas y relaciónelas con el tipo de enlace que presentan.

49) Identifique y justifique el tipo de fuerzas intermoleculares que se producirán entre las moléculas de amoniaco y agua. Datos: números atómicos, oxígeno= 8, nitrógeno= 7, hidrógeno= 1.

50) i) Explique las moléculas de nitrógeno y fluoruro de hidrógeno a la luz de la teoría del enlace de valencia ii) describa los enlaces tipo σ o  presentes en ellas. Datos: números atómicos, flúor= 9, nitrógeno= 7, hidrógeno= 1.

51) i) Justifique el tipo de enlace presente en las siguientes sustancias: diamante (carbono puro), fluoruro potásico, amoniaco, sodio. ii) Compare a nivel cualitativo su solubilidad en agua y su temperatura de fusión. Datos. Números atómicos: potasio= 19; sodio = 11; fluor = 9; nitrógeno = 7; carbono = 6; hidrógeno = 1.

52) Describa las fuerzas intermoleculares de Van der Waals y los enlaces de hidrógeno. Ponga ejemplos de ambas.

53) i) Describa las moléculas Cl2 y N2 a la luz de la Teoría del enlace de valencia. ii) Justifique si en alguna de ellas se presentarán enlaces tipo σ o π y en qué número. Datos: números atómicos: cloro= 17; nitrógeno= 7.

54) i) Describa las fuerzas de Van der Waals. ii) Justifique si en el agua se presentará este tipo de interacción y si habrá otros tipos. Datos. Números atómicos O=8; H=1.

55.- Compare las propiedades generales de las sustancias iónicas con las de las sustancias covalentes. Ponga dos ejemplos de cada tipo de sustancia.

56.- Describa qué entiende por orbitales hibridados sp3 e indique dos ejemplos de moléculas que contengan átomos con dicha hibridación en sus orbitales.

4. TRANSFORMACIONES ENERGÉTICAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

TEORIA:

) Explique razonadamente: a) Por qué muchas reacciones exotérmicas son espontáneas b) qué significa que G = 0 para una reacción química.

4) Estudia la espontaneidad de una reacción exotérmica.

5) Ley de Hess. Aplicaciones.

6) Defina el concepto de entalpía de formación estándar de un compuesto. Formule los procesos de formación del carbonato de calcio y del etanal.

7) Discutir con ayuda de H y S la espontaneidad del proceso:

H2O(l) ----> H2O(v)

8) ¿Qué es un proceso espontáneo? ¿Los procesos endotérmicos pueden ser espontáneos?

9) Defina Entalpía de Combustión y Entalpía de Formación de un compuesto y formule ambos procesos para el caso de la glicerina (1,2,3-propanotriol)

10) Ley de Hess. Aplíquela a un ejemplo.(2)

11) Razona en cuál de estas situaciones puede ser espontáneo un proceso: a) H< 0 S< 0 b) H> 0 S< 0

12) Concepto de entropía. Influencia de la entropía en la espontaneidad de una reacción.

13) Formula las reacciones de formación y combustión del metanol y define las entalpías de formación y combustión.

14) Explica qué es una reacción espontánea. ¿Qué condición termodinámica debe de cumplir? ¿Qué factores influyen y cómo en la espontaneidad?

15) Energía libre de Gibbs: criterios de espontaneidad de una reacción química en función de los valores de entalpía, entropía y temperatura.

16) Discuta la espontaneidad de la reacción CaCO3 -->CaO + CO2 a las siguientes temperaturas: 417'4, 834'8 y 1252'2 ºC. Justifique además cuál de ellas sería la más adecuada para obtener óxido de calcio. Datos ΔHº= 177802 J, ΔSº= 160'5 J/K

17) Defina entalpía de enlace, entalpía de combustión y entalpía de formación. Indique dos ejemplos de cada término.

18) Para la reacción: CH2=CH2 + H2 ↔ CH3-CH3 (ΔHº= -137 Kj/mol, ΔS=-121 J/mol.K), comente su espontaneidad a 25ºC, 859,2ºC y a 1000ºC. Sugiera qué temperatura sería más adecuada para la obtención de etano.

19) Usando criterios de termodinámica y/o cinética de las reacciones químicas, critique o justifique la afirmación: “Hay reacciones espontáneas, como la combustión de un papel de celulosa, que sin embargo no se producen salvo que se inicien con una llama o con calor”

PROBLEMAS:

1.- Calcule la variación de energía libre estándar del sistema:

NO(g) + 1/2 O2 === NO2(g)

¿Se tratará de una reacción espontánea? Datos: Hf(Kcal mol-1): NO2= 8,09 NO= 21,6 S(cal mol-1 K-1): NO2= 57,47 NO= 50,74 O2= 49. Condiciones del estado estándar: T= 25ºC P= 1 atm.

2.- Sabiendo que para la reacción: 2Al2O3(s) ==> 4Al(s) + 3O2(g) H= 3351 Kj a 25ºC. Hallar: a) El calor de formación estándar del Al2O3 a esa temperatura; b) ¿qué calor se desprenderá a 25ºC y 1 atm, si se forman 10 g de Al2O3? Datos: Masas atómicas: Al= 27; O= 16.

3.- La fermentación de la glucosa produce etanol y dióxido de carbono según la reacción: C6H12O6(s)===>2CH3-CH2OH(l) + 2CO2(g)

Determine la entalpía normal Hº de fermentación de la glucosa y el calor intercambiado en la fermentación de 10 Kg de este compuesto. Datos: Entalpía de combustión normal de la glucosa HºCOMB.= -2813 Kj/mol; Entalpía de combustión normal del etanol HºCOMB.= -1367 Kj/mol Masas atómicas C:12; O:16; H;1

4.- En la combustión de un gramo de butano se desprenden 49,6 Kj. Calcula el volumen de aire (en condiciones normales de presión temperatura) necesario para esa combustión y la entalpía de formación del butano. Datos: C= 12 O= 16 H= 1 % en volumen de oxígeno en aire = 21% Entalpías de formación del CO2 y H2O respectivamente -393 y -286 Kj/mol.

5.- Dadas las entalpías de formación siguientes: HF C4H10(butano) = -126 Kj/mol HF CO2 = -394 kj/mol HF H2O (l) = -286 kj/mol. Calcular el calor desprendido en la combustión de 1,5 kg de butano. Masas atómicas: C:12 ; H:1.

6.- Calcular el calor de formación del etano:

2C(s) + 3H2(g) --> C2H6,(g) a partir de los datos: Energías de enlace: EC-C = 348 kJ; EC-H = 413 kJ; HSUBLIMACIONC = 717 kJ/mol; HDISOCIACIONH2 = 436 kJ/mol

7.- a) Calcule el calor molar de formación del alcohol metílico,

C(s) + 2H2 (g) + 1/2O2 (g) > CH3OH (l)

a partir de los siguientes datos:

I CH3OH(l) + 3/2O2 (g) > CO2 (g) + 2H2O(l) H = 725 kJ

II C(s) + O2(g) > CO2(g) H = 393 kJ

III H2(g) + 1/2 O2(g) > H2O(l) H = 286 kJ

b) Calcule la energía de los enlaces C=O y H O a partir de las ecuaciones anteriores y los datos: H sublimación carbono C(s) > C(g) = 718 kJ/m, H disociación O2 = 496 kJ/m, H disociación H2=436 kJ/m

8.- Cuando se añade HCl al CH2=CH-CH3 (propeno) se obtiene CH3-CHCl-CH3 (cloruro de isopropilo) Calcular la entalpía de la reacción a partir de las energías de enlace siguientes:

C-C : 348 kJ/mol ; C=C : 619 kJ/m ; H-Cl : 432 kJ/m ; C-H : 413 kJ/m ; C-Cl : 326 kJ/m

9.- Calcule el calor de formación del acetileno C2H2 sabiendo que HFORMACIóN H2O (l) = -285,8 kJ/mol, HFORMACIóN CO2 (g) = -393,13 kJ/mol y HCOMBUSTIóN C2H2 = -1300 kJ/mol. Explique el significado que tiene el signo de la entalpía de la reacción de formación del acetileno desde el punto de vista de las energías de enlace.

10.- Calcule la energía estándar de combustión del disulfuro de carbono: CS2(l) + O2 (g) ↔ CO2 (g) + SO2 (g) (revise el ajuste de las reacciones).

Datos:

C (s) + O2 (g) ↔ CO2 (g) ΔH= -393,5 kJ

C (s) + 2 S (s) ↔ CS2 (l) ΔH= 86,3 kJ

S (s)+ O2 (g) ↔ SO2 (g) ΔH= -296,1 kJ

11.- i) calcule la entalpía de formación del agua utilizando energías de enlace promedio (ver datos). ii) Calcule además la energía producida en los motores de un cohete por la combustión de los 150 m3 de hidrógeno de sus depósitos (200 atm y 10ºC), suponiendo un comportamiento ideal del gas. Datos: energías de enlace promedio en Kj/mol: O=O 498, O-O 146, O-H 463, H-H 436. Masa atómica hidrógeno=1, R=0,082 atm.L/mol.K

12.- Calcule la entalpía de combustión del etanol (C2H6O) sabiendo que las entalpías de formación estándar del etanol, dióxido de carbono y agua son respectivamente -277’7, -393’5 y -285’8 Kj/mol. B) Discuta sobre la espontaneidad de dicho proceso, sabiendo que su variación de entropía es +216’8 J/mol.K

13.- El gas de síntesis (mezcla de CO e H2) es una alternativa al petróleo como fuente de combustibles y materias primas. Este se puede obtener por tratamiento de grafito con agua a alta temperatura según la reacción: C(s) + H2O(g) ↔ CO (g) + H2 (g).

Calcule la entalpía de la reacción anterior en condiciones estándar y calcula a partir de qué temperatura es espontánea la formación de hidrógeno. Datos: las entalpías molares estándar de formación del H2O (g) y del CO (g) son respectivamente -241,8 y -110,5 Kj/mol. Las entropías molares estándar son 188,7 J/mol.K para el H2O, 5,7 J/mol.K para el C (s), 197,6 J/mol.K para CO (g), 130,6 J/mo l.K para H2 (g).

14.- A) Calcule la entalpía de formación estándar de la glucosa (C6H12O6) sabiendo que la entalpía de combustión estándar de la glucosa es -2808 kJ/mol y que las entalpías de formación estándar del agua y del dióxido de carbono son -286 y -393 kJ/mol respectivamente. B) Con los datos anteriores calcule las calorías que aportamos a nuestro organismo después de ingerir 1g de glucosa y metabolizarlo por combustión. Datos: 1 cal = 4,18 J, masas atómicas, oxígeno= 16’0, carbono=12’0, hidrógeno= 1’0.

15) i) Calcule la entalpía de disolución del cloruro de sodio en agua e indique si se trata de un proceso exotérmico:

NaCl (s) ↔ Na+ (ac) + Clˉ (ac)

ii)Deduzca si el proceso anterior es espontáneo en condiciones estándar. Datos: ΔHºNaCl(s) =-411,0;Kj/mol; ΔHºNa+(ac)=-239,7 Kj/mol

ΔHºClˉ(ac)= -167,4 Kj/mol; SºNaCl(s) = +72 J/mol.K; SºNa+(ac) = +60 J/mol.K; SºClˉ(ac) = +55 J/mol.K

16) i) Prediga cuál de las reacciones siguientes será más exotérmica por mol de combustible:

CH4(g) + O2(g) ↔ CO2(g) + H2O(g) H2(g) + O2(g) ↔ H2O(g) (no ajustadas)

ii) Razone cuál de los dos combustibles elegiría como sustituto de la gasolina en los futuros motores de automóviles.

Datos. Energías medias de enlace (kJ/mol): C-H : 421; H-H : 436; O-H : 498; O=O : 499; C=O : 532. Masas atómicas: oxígeno = 16,0; carbono = 12,0; hidrógeno = 1,0.

16.- i) Calcule la energía libre estándar de formación del amoníaco. ii) Indique si la reacción es espontánea en condiciones estándar, y calcule la temperatura a la que revertirá esa tendencia.

N2 (g) + H2 (g) ↔ NH3 (g) (no ajustada)

Datos:

Entropías molares estándar (J/mol.K) N2(g)= 191,5; H2(g)= 130,6; NH3(g)= 192,3

Entalpía de formación estándar (kJ/mol) NH3(g)= -46,11

17.- Una posible via para obtener hidrógeno es el reformado del gas natural, según reacciones como:

CH4 (g) + H2O (g)  Co (g) + H2 (g) (no ajustada)

i) Calcule la entalpía y prediga si la reacción anterior es espontánea en condiciones estándar (véanse datos). ii) Razone qué temperatura y presión (alta o baja) sería recomendable para obtener mayor cantidad de hidrógeno. Datos:

∆Sfº (J/mol.K) CH4 (g)= +186,3; H2O (g) = +188,8; CO (g) = +197,7; H2 (g)= +130,7

∆Hfº (kJ/mol) CH4 (g)= -74,8; H2O (g) = -241,8; CO (g) = -110,5.

18.- El nitrato de amonio puede usarse como fertilizante, pero debe manejarse con cuidado dado que puede explotar por calentamiento rápido según la reacción:

NH4NO3(s)  H2O(g) + N2O(g) (no ajustada)

i) Calcule el calor desprendido por la explosión de 40 g de nitrato amónico. ii) Deduzca a partir de qué temperatura la citada reacción será espontánea.

Datos: Masas atómicas: oxígeno= 16,0; nitrógeno= 14,0; hidrógeno= 1,0. ∆Sfº (J/mol.K) NH4NO3(s) = +151,1; H2O(g) = +188,8; N2O(g) = +219,9. ∆Hfº (kJ/mol) NH4NO3(s) = -365,6; H2O(g) = -241,8; N2O(g) = +82,0.

19.- A) Calcule la entalpía aproximada de la reacción siguiente:

2 HI (g)  I2 (g) + H2 (g) ¿∆H?

Y discuta cualitativamente el efecto que tendrá sobre el estado de equilibrio: B) un aumento de la presión en el recipiente. C) La introducción en el recipiente de una cierta cantidad adicional de yodo. D) Un aumento de la temperatura de la reacción. Datos: energías medias de enlace (kJ.mol-1): H-I=297; I-I= 151; H-H= 436

20.- Sabiendo las entalpías en kJ mol-1 de vaporización del bromo líquido (+315), de sublimación del calcio sólido (+121), de disociación del bromo gas (+193), de la primera y segunda energía de ionización del calcio (+590 y +1145), de afinidad electrónica del bromo (-324) y de red del bromuro de calcio sólido (-2390), escriba las correspondientes ecuaciones termoquímicas y aplicando la ley de Hess deduzca la entalpía estándar de formación del bromuro de calcio.

5. EL EQUILIBRIO QUÍMICO

TEORIA:

22) Defina velocidad, orden y molecularidad de una reacción química. Explique sus posibles diferencias para el caso

2NO2(g) + F2(g) → 2NO2F(g) donde v = k NO2 F2

y justifique cómo se lograría aumentar más la rapidez de la reacción si duplicando la cantidad inicial de dióxido de nitrógeno o duplicando la cantidad inicial de fluor.

23) Explique brevemente sobre la reacción

Zn (s) + HCl (ac) → ZnCl2 (ac)+ H2 (g)

Los factores principales que afectan a la velocidad de una reacción química.

24) Mediante un diagrama de energías explique qué es una reacción exotérmica y una endotérmica. Relacione la entalpía de la reacción con las energías de activación.

25) Utilizando como ejemplo la reacción:

CaCO3(s) + HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(aq) + CO2(aq)

Discuta de forma cualitativa diferentes maneras que persigan aumentar la velocidad de la reacción.

26) Describa qué es la energía de activación en una reacción química (por ej. En el caso: I2 + H2 ↔ 2HI) Indique además si la energía de activación está influenciada por el uso de catalizadores o si tiene alguna relación con la velocidad de reacción o con la entalpía de la reacción.

27) Si la velocidad de reducción del monóxido de nitrógeno esta de acuerdo con la ecuación v= k [NO]2[H2] y la reacción global del proceso es 2NO(g) + 2H2(g) → N2(g) + 2 H2O (g) A) calcule el orden y la molecularidad de los reactivos. B) Razone igualmente que sería más interesante para aumentar la velocidad del proceso: duplicar la concentración de monóxido de nitrógeno o cuadruplicar la concentración de hidrógeno.

32) La reacción 2H2S(g) + 3O2(g)  2H2O(g) + 2SO2(g) es exotérmica (H = -1040 kj). Predecir cómo afectarán al equilibrio los siguientes cambios: a) aumento del volumen del recipiente a temperatura constante; b) extracción del SO2; c) aumento de la temperatura, manteniendo el volumen constante; d) adición de un catalizador.

33) Obtención industrial y aplicaciones del amoniaco.

34) Describa el método de obtención industrial del amoníaco.

35) Obtención del amoníaco por el método Haber. Según el principio de Le Chatelier discuta las condiciones de presión y temperatura más adecuadas para el proceso.

36) Obtención y propiedades del amoniaco.

37) Explique cuáles son las mejores condiciones para obtener amoníaco en el proceso: N2(g) + 3H2(g) <==> 2NH3(g) ΔH<0

38) Dé una definición de producto de solubilidad de un compuesto iónico. Se tiene una disolución saturada de AgCl en equilibrio con AgCl(s); indique ¿qué sucederá sobre el sistema si se realizan las siguientes operaciones? : a) se le agregan 2 g de AgCl b) se le agregan 2 g de NaCl c) se le agregan 10 ml de agua pura.

39) Concepto de solubilidad, disolución saturada y producto de solubilidad.

40) Escriba una reacción en la que se produzca un precipitado. Explique el equilibrio y el concepto de producto de solubilidad.

41) Para una sal insoluble de fórmula A2B3. Explique los conceptos de solubilidad y producto de solubilidad.

42) Tenemos una disolución saturada de Ag2CrO4 que se encuentra en equilibrio con Ag2CrO4 sólido. Justifique cómo influye en el sistema la adición de: a) Ag2CrO4; b) K2CrO4 (soluble); y c) agua pura.

43) Explica el concepto de producto de solubilidad utilizando como ejemplo el Mg(OH )2. ¿Qué efectos tendrá sobre un sistema con dicho precipitado, la adición separadamente de: a) HCl y b) NH4Cl?

44) Razone el efecto que provocará en la síntesis del amoniaco (N2 (g)+ 3H2 (g) → 2NH3 (g) ΔHº= -92,4 kJ): i) un aumento de presión en el reactor, ii) emplear un exceso de nitrógeno, iii) un aumento de temperatura, iv) el uso de un catalizador.

45) Discuta cómo afectaría a la situación de equilibrio del sistema siguiente: A) Un aumento de la temperatura de la reacción, B) la eliminación del catalizador, C) un aumento de la presión total del sistema y D) un aumento del volumen del reactor.

2SO2(g)+ O2(g) <=cat,723 K=> 2SO3(g) (ΔHº=-202 Kj, ΔSº=-187,8 J/K)

46) Se ha hallado experimentalmente que la reación:

2 NO (g) + Cl2 (g) → 2NOCl (g)

Presenta la siguiente ecuación de velocidad v= k[NO][Cl2]. El mecanismo propuesto consta de dos etapas:

Etapa1:NO(g)+Cl2(g)→ NOCl2(g) Etapa2:NO(g)+NOCl2(g)→ 2NOCl(g)

i) Justifique cual es la etapa lenta de la reacción. ii)Calcule la molecularidad de la etapa rápida y el orden de la reacción global. iii) Prediga cómo conseguiría mayor aumento de la velocidad: duplicando la concentración inicial de NO o duplicando la de Cl2.

47) Defina velocidad de reacción química y describa los factores principales que influyen en ella

PROBLEMAS:

16.- Se tiene un mol de dióxido de carbono en un recipiente de 10,0 litros, y se calienta a 2500ºK descomponiéndose el dióxido de carbono en un 2,00% en monóxido de carbono y oxígeno:

CO2(g) <===> CO(g) + 1/2 O2(g)

Calcular las constantes de equilibrio Kc y Kp, y la presión total.

17.- En un recipiente vacío se introducen 2 moles de CH4 y 1 mol de H2S. Se cierra el recipiente y se calienta la mezcla a 727ºC, estableciéndose el equilibrio entre gases:

CH4 (g) + 2H2S (g) <===> CS2 (g) + 4H2 (g)

En este equilibrio la presión parcial del H2 es de 0,20 atm y la presión total es de 0,85 atm. Calcula el número de moles de cada componente en el equilibrio y el volumen del recipiente.

18.- En un recipiente de 2,05 litros de volumen, metemos 0,6 moles de NO y 0,25 moles de Br2. Se cierra y se calienta el recipiente a 227ºC. En el equilibrio:

2NO (g) + Br2 (g)  2BrNO (g) se encuentran 0,2 moles de Br2. Calcule Kc y la presión total en dicho equilibrio.

19.- A 800K la constante de equilibrio de la reacción:

2HI (g) <==> H2 (g) + I2 (g)

es 0,016. Un matraz con HI se calienta a 800K, estableciéndose el equilibrio anterior, siendo en ese momento la presión de 1 atm. Calcule: a) la concentración de HI en el equilibrio. b) las concentraciones de I2 e H2 si la presión en dicho equilibrio se duplica manteniendo constante el volumen del matraz.

20.- En un recipiente de 10 litros, se introdujeron 0,530 moles de nitrógeno y 0,490 moles de hidrógeno. Al calentarse la mezcla a 527ºC se estableció el equilibrio:

N2 (g) + 3H2 (g)  2NH3 (g) obteniéndose 0,060 moles de este gas. Calcule la presión total de la mezcla gaseosa y el valor de Kc.

21.- A 55°C y 1 atm hay un 60 % de moléculas de N02 en el equilibrio:

N2O4 (g) <==> 2NO2 (g)

a) Calcule el grado de disociación a del N2O4 (g) y la constante de equilibrio KP b) Qué valor tendrá el grado de disociación α del N2O4 (g) a la misma temperatura y 5 atmósferas de presión. Justifique el resultado.

22.- La constante de equilibrio a 500 K de la reacción:

PCl5 (g) ←→ PC13 (g) + Cl2 (g) es Kc= 0,0040

a) Calcule el grado de disociación a del PCl5 a esa temperatura si se colocan inicialmente 0,015 moles de PCl5 en un matraz de 1,00 litros.

b) Calcule los moles de PCl3 (g) que habrá en el equilibrio si antes de añadir el PCl5 el matraz tuviera 0,0240 moles de Cl2 (g).

23.- El dióxido de azufre se mezcla con el oxígeno en una proporción 2:1 alcanzándose en presencia de un catalizador el equilibrio: 2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g) Calcule:

a) El valor de la constante de equilibrio Kp si en el mismo ha reaccionado el 40 % de SO2 a la presión de 5 atm.

b) Si la temperatura se mantiene constante, indique a qué presión el porcentaje de SO2 que ha reaccionado es el 50 %.

24.- Calcular en g/l la solubilidad del fluoruro de calcio a 18ºC. La constante de producto de solubilidad del fluoruro de calcio, a 18ºC, es 3,4 10-11. Pesos atómicos: Ca= 40 F= 19

25.- Calcula la solubilidad en g/l del fluoruro de magnesio. Kps(fluoruro de magnesio)= 6,5 10-9 F= 19 Mg= 24

26.- Se mezclan 10 ml de cloruro de bario 0,01 M con 30 ml de sulfato sódico 0,005 M. ¿Se formará o no precipitado?

Kps(sulfato de bario)= 1,5 10-9.

27.- Se desea fluorar agua para consumo doméstico con una concentración de iones fluoruro 10-4 g/l. El agua ya contiene una concentración de carbonato de calcio de 0,22 g/100ml ¿Se podrá realizar la fluoración sin que precipite fluoruro cálcico? Kps(fluoruro de calcio)= 2,7 10-11 F= 19 C= 12 Ca= 40 O= 16.

28.- Una disolución contiene una concentración de nitrato ferroso 0,001 M. Indicar si se formará o no precipitado al alcalinizar la disolución a pH 8,  y a pH 12? Datos: Kps(hidróxido ferroso)= 7,9 10-15.

29.- El hidróxido de Cu (II) tiene un Kps= 1,6 10-19. Calcule la solubilidad en agua.

30.- Cuando se evaporan a sequedad 10 l de una disolución saturada de hidróxido de hierro (II), se obtiene un residuo sólido de 14,6 mg. ¿Cuál es la molaridad de la disolución original? Justifique, calculando el Kps, si podría prepararse una disolución de hidróxido de hierro (II) que fuese 0,1 M a la misma temperatura. Supuesto que en disolución saturada esta base se encuentra completamente disociada, cuál sería el pH de dicha disolución. Datos: Masa atómicas: Fe= 56; O= 16; H= 1. Kw= 10-14.

31.- Calcula la solubilidad del ortofosfato cálcico Ca3(PO4)2 a 25ºC, si su producto de solubilidad a esa temperatura es 1,0 10-25. Datos: Pesos atómicos Calcio: 40; Fósforo: 31; Oxígeno: 16

32.- Se mezclan 800 ml de disolución de Na2CO3 0,010 M con 200 ml de MgCl2 0,015 M a) Demuestre si se forma o no precipitado. b) Calcule las concentraciones molares de todos los iones presentes en la disolución. Producto de solubilidad del MgCO3 Ks= 2,5 10-5

33.- El producto de solubilidad KPS del sulfuro de plata vale a 25ºC 1,08.10-49. Calcula la solubilidad de dicho sulfuro en agua pura.

34.- Cuando en un recipiente de 1,0 L se introducen 4,00 moles de hidrógeno y 1,09 moles de nitrógeno a 350ºC, una vez alcanzado el equilibrio se obtienen 1,20 moles de amoníaco. Calcule las presiones parciales de todos los gases en el equilibrio y los valores de Kp y Kc a dicha temperatura. Datos: R=0,082 atm.L/mol.K

35.- Sabiendo que la solubilidad del sulfuro de plata es 1,1.10-17 M, calcule su producto de solubilidad y la cantidad máxima de esa sal que podrá disolverse en el pantano de Yesa (capacidad útil actual 411 Hm3). Datos: masas atómicas plata=107,9, azufre=32,1

36.- En un matraz de 10 L se introducen 2 moles de PCl5, a 162ºC. Calcule: A) la concentración de todas las sustancias una vez que se alcance el equilibrio según la reacción: PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g).

B) la presión total del matraz en el equilibrio. Datos: El matraz es de volumen constante. Kc=0,0454 a 162ºC. R=0,082 atm.L/mol.K

37.- Calcule el producto de solubilidad del cloruro de plomo (II) (o cloruro plumboso) sabiendo que su solubilidad en 100 mL de agua a 20ºC es 0,99 g. Datos: masas atómicas, plomo=207,19; cloro=35,45.

38.- Sabiendo que la solubilidad del hidróxido de calcio en agua a 25ºC y 1 atm es 1,77 g/L, calcule su producto de solubilidad y el pH de una disolución saturada de dicho hidróxido. Datos: masas atómicas hidrógeno=1, oxígeno=16, calcio=40,1.

38.- El hidrógeno posiblemente será el combustible principal en un futuro inmediato. Este se puede obtener por reformado del metano según la ecuación: CH4 + H2O ↔ CO + 3H2. La constante de dicho equilibrio aumenta mucho con temperatura y a 1000ºC se puede conseguir la transformación del 99’7 % del metano cuando en un reactor de 5 L se introducen 5 moles de metano y 10 moles de agua. Calcule: i) El valor de la constante de equilibrio Kc. ii) La masa obtenida de hidrógeno en las condiciones descritas. Datos: masa atómica hidrógeno=1’0.

39.- i) Indique la ubicación en el sistema periódico (grupo y periodo) de los elementos cuyos números atómicos son 4, 10, 17, 23, 55 y 82. ii) Justifique además cuál de ellos será el elemento más oxidante y cuál el más reductor. Identifique los elementos de esa serie que presentarán carácter metálico.

B3. Introducimos una cierta cantidad de amoníaco a 400ºC en un recipiente cerrado de 5 L de capacidad. Alcanzado el equilibrio a dicha temperatura, el 40% del amoníaco se ha descompuesto en nitrógeno e hidrógeno y la presión total del recipiente es de 705 mm Hg. Calcule: i) La cantidad inicialmente introducida de amoníaco. ii) El valor de la constante de equilibrio Kc a la temperatura del estudio.

40.- Introducimos 0,05 moles de hidrógeno y 0,05 moles de yodo en un recipiente hermético de 10 L. Calentamos el sistema a 700 K y se espera a que alcance el equilibrio.

I2 (g) + H2 (g) ↔ 2HI (g) Kc = 54,5 a 700 K

Deduzca la presión en el recipiente y la concentración de todas las sustancias en el equilibrio.

41.- En un matraz cerrado de 1,7 L se introducen 72 milimoles de tetróxido de dinitrógeno a 25ºC. Calcule el grado de disociación de dicha sustancia si alcanzado el equilibrio la presión del recipiente es 1,21 atm. Datos: Kp= 0,142. R= 0,082 atm.L/mol.K N2O4 (g) ↔ 2NO2 (g)

42.- El hidróxido de magnesio se utiliza como antiácido estomacal. Es una base poco soluble en agua cuyo producto de solubilidad es 1,8.10-11. Calcule la solubilidad y la concentración de los iones en una disolución acuosa saturada de hidróxido de magnesio.

6. ÁCIDOS Y BASES

TEORIA:

3) Indique si la disolución acuosa de las siguientes sustancias es ácida, básica o neutra: a) NaOH b) NaNO3 c) NH4Cl d) Na2CO3. Razone las respuestas.

4) Concepto de ácido y base en la teoría de Brönsted-Lowry. Explíquelo con algún ejemplo concreto.

5) Enuncia el concepto de Brönsted para ácidos y bases y aplícalo a las especies:

OH- NH4+ CO3= HSO4- HCOOH.

6) Justifica con los correspondientes procesos el pH ácido, básico o neutro que se obtendrá al disolver en agua las siguientes sustancias: NaCN (NH4)2SO4 KNO3 Na2S.

7) Producto iónico del agua.

8) Con ayuda de ejemplos explique, según Brönsted, los conceptos de compuestos ácidos, básicos y anfóteros.

9) Indicador ácido-base. ¿Cómo actúa?

10) Justifique de acuerdo con Brönsted y Lowry el carácter ácido o básico de las siguientes especies químicas: ión hipoclorito, HCOOH y ión hidronio.

11) Con ayuda de ejemplos explique con claridad los siguientes conceptos: fuerte, concentrado, débil y diluido.

12) ¿La disolución de una sal en agua puede dar un pH ácido? Razone la respuesta y ponga algún ejemplo.

13) Indicadores ácido base.

14) Explique los procesos que suceden al disolver en agua las siguientes sustancias sólidas: glucosa, cloruro sódico, cloruro amónico, hidróxido sódico; justifica el pH esperado en cada caso.

15) Explique qué son, en una valoración, el punto neutro y el punto de equivalencia. Justifique qué indicador utilizaría para valorar ácido acético con hidróxido sódico (formule los procesos químicos correspondientes)

16) Ayudándose de ejemplos, establezca diferencias entre electrolito y no electrolito, y entre electrolito fuerte y electrolito débil. Indique las propiedades que hacen referencia a esas diferencias.

17) Se dispone de tres disoluciones acuosas, una contiene sulfato amónico, otra nitrato potásico y la tercera hipobromito sódico. Si los frascos que las contienen están sin etiquetar justifique cómo podría distinguirlos con ayuda del papel indicador ácido-base. Constantes de ionización: Ka (HBrO) = 2,5 10-9 ; Kb NH3 = 1,8 10-5.

18) ¿Qué es un indicador ácido-base? Explique las razones de su comportamiento.

19) Dispones de fenolftaleína para saber cuál de dos disoluciones es de amoníaco o de cloruro amónico. Explica cómo lo haces, formulando los procesos químicos oportunos.

20) Justifica cuál de los ácidos A (Ka= 1,8 10-5) y B (Ka= 1,5 10-3) es más fuerte. ¿Cuál será la base conjugada más fuerte de ellos? ¿Cuál es el valor de Kb para esa base?

21) Critica las afirmaciones siguientes. a) En el punto de equivalencia de una valoración ácido-base, el pH tiene siempre un valor de siete. b) El producto iónico del agua vale siempre 10-14.

22) ¿Qué propiedad diferencia un electrolito de un no electrolito? ¿Qué sustancias pueden actuar como electrolitos? ¿Qué es electrolito fuerte y electrolito débil?

23) Explique las características del indicador que utilizarías para realizar una valoración del HCl(ac) con NH3(ac).

24) a) ¿Qué es Producto iónico del agua, (Kw)? b) ¿Kw tiene un valor constante o hay algún factor termodinámico que lo modifique?

25) Explique brevemente la teoría ácido-base de Brönsted y Lowry.

26) Complete las cuatro reacciones siguientes y razone qué sentido predominará en cada una de ellas:

A) CH3-COOH + H2O --> .... B) HClO + OH- --> ....

C) F- + H2O --> .... D) CN- + H3O+ --> ....

Datos: ácido acético Ka = 1,8 10-5, ácido hipocloroso Ka = 3,2 10-8, ácido fluorhídrico Ka = 7,1 10-4, ácido cianhídrico Ka= 4,9 10-10, agua Kw= 10-14.

27) Razone que disolución será más ácida si una de acetato potásico 0,5 M u otra de bromuro amónico 0,1 M.

Datos: ácido acético Ka= 1,8 10-5, amoníaco Kb= 1,8 10-5.

28) Funcionamiento de los indicadores en las valoraciones ácido-base. Indique dos ejemplos de estos indicadores y dos reacciones donde pudieran ser útiles.

29) Razone si: A) puede prepararse una disolución de ácido sulfúrico de pH= -1 B) el pH de una disolución acuosa de ácido clorhídrico 10-8 M es pH = 8.Datos: masas atómicas azufre = 32,1; oxígeno = 16,0; hidrógeno = 1,0. Kw = 10-14.

30) Razone cualitativamente el carácter ácido o básico de las siguientes disoluciones acuosas 1 M: i) hidróxido de sodio, ii) amoníaco, iii) cianuro de sodio, iv) cianuro amónico. Datos: ácido cianhídrico Ka = 4,9.10-10; amoníaco Kb = 1,8.10-5

31) i) Exponga, a la luz de la teoría de Brönsted-Lowry, que especies químicas son ácidos, cuáles bases y a que se denomina reacción de neutralización. ii) Identifique si alguna de las siguientes reacciones es ácido-base. En caso afirmativo, nombre todos los ácidos y las bases presentes en la reacción:

A) NH3 + H2O ↔ NH4+ +OHˉ B) CH3-COOH + H2O ↔ CH3-COOˉ + H3O+

C) Al(OH)3 ↔ Al3+(ac) + 3OHˉ(ac) D) HCL + Zn ↔ ZnCl2 + H2

32) Disponemos de 5 disoluciones acuosas: Una de ácido nitroso, otra de amoníaco, la cuarta de cloruro de potasio y la quinta de acetato amónico. Todas ellas de concentración 0,01 M. Razone, desde un punto de vista cualitativo, si cada una de ellas presentará pH ácido, básico o neutro. Datos: agua Kw= 10-14, ácido acético Ka= 1,8.10-5, ácido nitroso Ka= 4,5.10-4, amoníaco Kb= 1,8.10-5.

33)Discuta las siguientes afirmaciones: i) El agua siempre disocia una cantidad de protones igual a 10-7 puesto que su constante de autoprotólisis vale Kw= 10-14. ii) El pH de una disolución acuosa de HNO3 10-8M no es pH=8.

35)Propiedades y aplicaciones del ácido sulfúrico.(2)

36)Obtención del ácido sulfúrico.

37)Propiedades químicas del ácido sulfúrico

38) Aplicaciones del ácido sulfúrico.

39)Obtención industrial, propiedades y aplicaciones del ácido sulfúrico

40) Explique el funcionamiento de los indicadores en las valoraciones ácido-base. Ponga un ejemplo de indicador con viraje en pH ácido y otro con viraje en pH básico.

41) Razone a nivel cualitativo cual de los indicadores azul de bromofenol, azul de bromotimol o fenolftaleína, sería el más adecuado para cada una de las valoraciones siguientes:

A)KOH(ac)+HNO2(ac) ↔ K2NO2(ac)+H2O B)NH3(ac)+HNO3(ac) ↔ NH4NO3(ac)

C)KOH(ac)+HCl(ac)↔ KCl(ac)+H2O D)NH3(ac)+CH3COOH(ac) ↔ CH3COONH4(ac)

Datos. KaHNO2= 7,2.10-4;KbNH3= 1,8.10-5;KaCH3COOH= 1,8.10-5; Kw= 10-14.

Intervalo de viraje: azul de bromofenol pH= 3,0-4,6; azul de bromotimol pH= 6,0-7,6; fenolftaleína pH= 8,3-10.

PROBLEMAS:

24.- Sabiendo que la constante de acidez Ka del ácido nitroso vale 4,5.10-4, calcule la cantidad en gramos de este ácido que se necesita para preparar 100 mL de disolución cuyo pH sea 2,5. Pesos atómicos: N: 14,0 O: 16,0 H:1,0

25.- Calcule el pH y el grado de disociación de una disolución acuosa de amoníaco 0,01 M. Datos: amoníaco Kb= 1,8 10-5.

26.- Calcule el pH de una disolución de ácido sulfúrico 0,05 M. Indique además el volumen de una disolución de hidróxido de potasio 0,2 M que se requerirá para neutralizar 10 mL de disolución del ácido anterior. Finalmente calcule la concentración de sulfato de potasio que se habrá en la mezcla al alcanzar el punto de equivalencia.

27.- i) Calcule la concentración de una disolución de amoniaco cuyo pH es 8,7. ii) Deduzca igualmente su grado de disociación. Datos: amoniaco Kb= 1,8 10-5.

28.- Deduzca la concentración de una disolución de ácido clorhídrico, sabiendo que cuando se tratan 10 mL de dicha disolución con 15 mL de KOH 0,1 M se obtiene una mezcla de pH = 2.

29.- Un vendedor de disoluciones acuosas de ácido acético etiqueta sus botellas con el rótulo 1,5 M. Un comprador comprueba el pH de las botellas y halla un valor de 2,3. Demuestre si la concentración expresada en las botellas es correcta. Datos: ácido acético Ka= 1,8.10-5.

30.- Averigüe cual de las siguientes disoluciones de ácido acético presentará mayor grado de disociación: una de concentración 1,00 M u otra de concentración 0,001 M. Datos: ácido acético Ka= 1,8 10-5.

31.- Valoramos 10,0 mL de amoníaco 1,0 M con ácido nítrico 0,42 M. Calcule el volumen de ácido necesario y el pH de la disolución en el punto de equivalencia. Datos: Kw= 10-14, amoníaco Kb= 1,8 10-5.

32) La valoración de 10 mL de una disolución de hidróxido de sodio ha requerido la adición de 15 mL de ácido acético 0,5 M para llegar al punto de equivalencia. i) Calcule la normalidad de la disolución de hidróxido de sodio. ii) Justifique carácter ácido o básico de la mezcla en el punto de equivalencia. Datos: ácido acético Ka= 1,8 10-5.

33) Indique cómo prepararía una disolución acuosa de hidróxido de sodio de pH=14,8. Datos: Kw= 10-14, masas atómicas sodio= 23’0, oxígeno= 16’0, hidrógeno= 1’0.

34) Calcule el pH de una disolución acuosa de fluoruro de potasio 1’0 M. Datos: Kw= 10-14, ácido fluorhídrico Ka= 7,2.10-4.

35) Calcule el pH de la disolución resultante al mezclar 18 mL de KOH 0,15 N y 12 mL de H2SO4 0,2 N.

36) A) Identifique según la teoría de Brönsted y Lowry comportamientos ácido, básico o ambos para las siguientes especies químicas: NaOH, SO3-2, HCO3ˉ, H2S.

B) Calcule el grado de disociación del ácido en una disolución acuosa de ácido acético 1,2 M.

37) Deduzca cuál de las siguientes disoluciones acuosas presenta un pH mayor: acetato de potasio 0,72 M o hidróxido de bario 10-5 M. Datos: Kw= 10-14, ácido acético Ka= 1’810-5, hidróxido de bario completamente disociado.

38) A) Calcule el grado de disociación del ácido en una disolución acuosa de ácido acético 0,02 M. B) Justifique a nivel cualitativo, la elección del indicador más apropiado (entre el anaranjado de metilo y azul de timol) para realizar una valoración de 10 mL de disolución del ácido anterior con hidróxido de potasio 0,1 N. Datos: ácido acético Ka= 1,8.10-5. Intervalo de viraje (pH): anaranjado de metilo: rojo a amarillo (3,1-4,4), azul de timol: amarillo-azul (8,0-9,6).

39)Indique cómo prepararía 2 L de disolución acuosa de hidróxido de potasio de pH=10, a partir de la base sólida. Datos: masas atómicas potasio=39’1, oxígeno=16’0, hidrógeno=1’0.

40) Una disolución 0,01 M de un ácido monoprótico (HA) presenta un pH= 3,45. Calcule su grado de disociación y el valor de Ka.

41) i) Calcule el volumen de hidróxido de potasio 0,3 M necesario para alcanzar el punto de equivalencia durante su valoración con 10 mL de ácido benzoico (C6H5-COOH) 0,6 M. ii) Indique la concentración de la sal formada al llegar al punto de equivalencia.

42) i) Complete las siguientes reacciones de hidrólisis y calcule las correspondientes constantes de equilibrio:

C6H5-COOˉ(ac) + H2O ↔ …. ClOˉ(ac) + H2O ↔ …. NH4(ac)+ H2O ↔ …….

ii) Prediga cualitativamente cual de las siguientes reacciones presentará un pH mayor para una concentración inicial del ion 0,1 M. Datos:Kw = 10-14, Ka C6H5-COOH = 6,3.10-5, KaHClO = 3,2.10-8, KbNH3 = 1,8.10-5

42) Calcule el pH de las disoluciones creadas al mezclar: A) 12 mL de una disolución acuosa de hidróxido de potasio 0,3 M con 18 mL de agua. B) 12 mL de una disolución acuosa de hidróxido de potasio 0,3 M con 18 mL de otra disolución acuosa de ácido acético 0,2 M.

Datos: KaCH3-COOH= 1.8.10-5. Kw= 10-14

43) Disponemos de tres disoluciones acuosas, una de KOH 0,5 M, otra de HCOOH 0,1 M y otra de HCl 0,0001 M. Calcule la concentración de protones de cada una de las disoluciones anteriores y clasifíquelas por orden creciente de acidez.

Datos: KaHCOOH= 1,8.10-4. Kw= 10-14

44) Demuestre que el grado de disociación del ácido nitroso aumenta al diluir una disolución acuosa de dicho ácido desde 0,1 M hasta 0,01 M. Datos KaHNO2 = 4,5 10-4.

45) i) Calcule el pOH de una disolución acuosa de acetato potásico 0,1 M ii) Justifique hacia qué lado (reactivos o productos) estarán desplazados los siguientes equilibrios:

CH3-COONa+HCl ↔ CH3-COOH+NaCl CH3-COONa+H2O ↔ CH3-COOH+NaOH

Datos: Kw = 10-14; KaCH3-COOH= 1.8.10-5; KaHCl≈ 10+8.

46) Disponemos de cuatro botellas con los siguientes rótulos: i) H2O, ii) HCL 0,005 M, iii) NaOH 2.10-5 M, iv) NaCN 1 M. Calcule la [OH¯] que presentará cada una de ellas y el color que adquirirán al añadir unas gotas de naranja de metilo. Datos: Kw=10-14; KaHCN= 4,9.10-10. pH de viraje (naranja de metilo)= 3-4,5 (rojo<3, amarillo>4,5)

47) i) Defina el concepto de pH y prediga los equilibrios que afectan a dicha magnitud en una disolución de amoníaco. ii) Calcule el pH de una mezcla de 20 mL de hidróxido de potasio 0,20 M y 30 mL de ácido sulfúrico 0,05 M, suponiendo que el volumen de la mezcla de dichas disoluciones acuosas sea aditivo.

48) La acidez total de un vinagre comercial es de 6º. Es decir su cantidad total de ácidos equivale a 6 g de ácido acético por cada 100 mL. Calcule el pH del vinagre comercial de 6º suponiendo que toda su acidez fuera de ácido acético. Datos. KaCH3COOH= 1,8.10-5. Masas atómicas: oxígeno=16,0; carbono=12,0; hidrógeno= 1,0.

49) Demuestre qué disolución acuosa presentará un pH menor: Amoniaco 0,5 M o hidróxido de estroncio 0,002 M. Datos: KbNH3= 1,8.10-5. Considere que el hidróxido de estroncio está completamente ionizado en agua.

50) Hacemos reaccionar 10 mL de hidróxido de sodio 2,0 M con 40 ml de ácido nitroso 0,5 M. Calcule: i) el pH de las disoluciones antes de la mezcla, ii) el pH de la disolución resultante de la mezcla. Datos: KaHNO2= 7,4.10-4.

7 REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

TEORIA:

19) Justifica si el cloro o el yodo pueden reaccionar con iones Fe++ y transformarlos en iones Fe+++, en medio acuoso, a partir de los siguientes datos: EºCl2/Cl- = 1,36 V ; EºI2/I- = 0,54 V ; EºFe3+/Fe2+ = 0,77 V

20) Potenciales normales de electrodo: interprete el significado de su valor y de su signo, la utilidad de la tabla de potenciales normales de electrodo, y las condiciones que deben tener dos electrodos normales para que se pueda hacer con ellos una pila voltaica.

21) Ajuste por el método del ión electrón las ecuaciones redox:

- S2O3= + Cl2  SO4= + Cl- (medio ácido)

- S8  S2- + S2O32- (medio básico)

22) Dibuje una pila voltaica construida con electrodos de cobre y plata sumergidos, respectivamente, en disoluciones 1 M de sulfato cúprico y nitrato de plata. Indique qué electrodo será el ánodo, cuál el cátodo, la dirección del flujo de electrones, el potencial de la pila y las semirreacciones que tendrán lugar en cada electrodo.

Datos: EºCu2+/Cu = +0'34 V., EAg+/Ag = +0,80 V.

23) A) Ajuste la siguiente reacción utilizando el método ión-electrón:

K2Cr2O7 + KI +H2SO4  Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O

B) Calcule además el peso equivalente del K2Cr2O7.Datos: masas atómicas oxígeno = 16,0; potasio = 39,1; cromo = 52,0.

24) Se dispone de los metales y las correspondientes disoluciones para formar los electrodos estándar de aluminio, cinc, hierro y plomo. Razone que pareja de ellos formaría la pila de mayor potencial estándar y si alguno de los anteriores metales reaccionará espontáneamente con una disolución de sulfato de níquel (II). Datos:EºAl+3/Al = -1,66 V. EºZn+2/Zn =-0,76 V. EºFe+2/Fe = -0,44 V. EºPb+2/Pb = -0,13 V. EºNi+2/Ni = -0,25 V.

25) i) Ajuste la siguiente reacción utilizando el método ion-electrón y nombre las sustancias que aparecen en ella: PbO2 + Pb + H2SO4 → PbSO4 + H2O

ii) Calcule el peso equivalente del PbO2, iii) indique cual es la semirreacción de oxidación. Datos: masas atómicas oxígeno= 16,0, plomo= 207,2.

26) Dibuje los elementos fundamentales de una pila formada por los electrodos estándar de hidrógeno y de cinc. Identifique el ánodo, la semirreacción de reducción y el electrodo positivo. Calcule además el potencial de la pila. Datos: Eº2H+/H2= 0,00V, EºZn++/Zn= -0,76V

27) Demuestre o justifique la ley de Faraday para la electrolisis: m = Peq.I.t/F. Datos: m= masa (g) de sustancia liberada en el electrodo, Peq= peso equivalente (equivalente-gramo) de la sustancia, I = Intensidad de la corriente (A), t = tiempo (s) que circula la corriente, F≈ 96500 C, NA = 6,022.1023, carga electrón= 1,602.10-19 C

28) Indique: A) por qué se produce corriente eléctrica en una pila galvánica cuando está colocado el puente salino, y en su ausencia no hay corriente (comente algún ejemplo), B) qué es el electrodo estándar de hidrógeno.

29) Para la serie de metales cinc, cobre, estaño y oro, justifique cuáles de ellos no reaccionarán espontáneamente con el aire o con ácidos (por ej. Ácido sulfúrico). Cuando se produzca reacción, calcule su potencial normal. Datos: EºZn++/Zn = -0,76 V, EºCu++/Cu = +0,34 V, EºSn++/Sn =-0,14 V, EºAu+3/Au = +1,50 V, EºO2/H2O = +1,23 V, EºH+/H2 = 0,00 V.

30) A) Ajuste la siguiente reacción por el método del ión-electrón:

HCl + K2Cr2O7 ↔ Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O

B) Calcule el peso equivalente del Cl2 en la citada reacción. Identifique la especie oxidante y la semi-reacción de oxidación. Datos: masa atómica: cloro=35,45.

31) A) Ajuste la siguiente reacción por el método del ion-electrón:

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 +MnSO4 +K2SO4 + H2O

B) Identifique la sustancia oxidante y la semi-reacción de reducción (si las hay), en los procesos: i) Na + H2O → NaOH + H2. Ii) HCl + NH3 → NH4Cl

32) Espontaneidad de las reacciones redox: Indique si las reacciones siguientes son espontáneas y, en caso afirmativo, calcule el potencial de la pila correspondiente.

A) H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2 B) AgNO3 + Cu → Ag + Cu(NO3)2

C) FeSO4 + Sn → SnSO4 + Fe

Datos: EºH+/H2= +0’00 v, EºZn2+/Zn= -0’76v, EºAg+/Ag= +0’84v

33) La pila de combustible de hidrógeno apunta como posible sustituto de los motores actuales basados en combustibles derivados del petróleo. En una de sus variantes se usan electrodos de oxígeno e hidrógeno usando como electrolito hidróxido de potasio. i) Ajuste las semirreacciones de electrodo en medio básico:

O2 + … ↔ OHˉ H2 + … ↔ H2O

ii) Identifique qué electrodo ejercerá de cátodo. iii) Calcule el potencial estándar de la pila. iv) Exprese la reacción global de la pila. Datos: EºO2/OHˉ = +0,40 V; EºH2O/H2 = -0,83 V

34) i) Comente la causa de la corrosión de los metales y posibles medidas de prevenirla. ii) Ajuste la siguiente reacción por el método del ion-electrón:

KI + KClO3 + H2O ↔ I2 + KCl + KOH

35) En las reacciones siguientes identifique, si las hay, especies oxidantes, especies que se oxidan y semi-reacciones de oxidación.

A)HCl+Zn → ZnCl2+H2 B) Na2C2O4+KMnO4+H2SO4 → CO2+MnSO4+K2SO4+H2O

C)NH3+HCl→ NH4Cl D) Na2C2O4+H2SO4→ H2C2O4+Na2SO4

PROBLEMAS:

12.- Una muestra de óxido de renio se disuelve con HCl convirtiéndose en su correspondiente cloruro. Dicho cloruro necesita electrolizarse durante 27 minutos con una corriente de 0,10 amperios, para que todo el renio se deposite en el cátodo, siendo este depósito 78 mg. a) Calcule la carga del ión renio y la fórmula de su óxido. b) ¿Qué proceso ha ocurrido en el cátodo? Datos: Re = 186 1 Faraday = 96500 culombios.

13.- a) Halle la diferencia de potencial entre los bornes de la pila: Zn/Zn2+ // Ag+/Ag en que sus electrodos son normales. Potenciales normales: Eº Ag+/Ag= 0,80 v Eº Zn2+/Zn= -0,76 v.

b) Dibuje un esquema de la pila anterior y describa las reacciones que tienen lugar: qué se oxida y qué se reduce, la polaridad, el sentido de la corriente y el de la migración de los iones.

14.- a) ¿Cuántos moles de oro y de plata se depositarán al paso de una corriente de 5 Amperios durante 193 minutos por sendos baños electrolíticos con iones Au3+ y Ag+? 1 Faraday = 96500 culombios y b) Indique las reacciones que ocurren y justifique el resultado.

15.- La ley de tráfico permite una tasa máxima de 0,5 g de alcohol Por litro de sangre. La reacción para valorar el alcohol es:

3CH3-CH2OH+2K2Cr2O7+8H2SO4 → 3CH3-COOH+2Cr2(SO4)3+2K2SO4 +11H2O

a) Si el alcohol contenido en una muestra de 10,0 mL de sangre de un conductor necesita 8,50 mL de disolución 0,080 M de K2Cr2O7 para su valoración, ¿Podría la policía denunciar a ese conductor? Pesos atómicos C: 12,0 O: 16,0 H: 1; b) Indique qué sustancia se oxida y cuál se reduce en la reacción de valoración del alcohol y calcule el peso equivalente del K2Cr2O7. El peso fórmula del dicromato potásico es 294,2.

16.- Para la reacción: FeSO4 + Al → Fe + Al2(SO4)3, justifique i) qué especie actúa como oxidante y cuál como reductora, ii) ajuste las semirreacciones de oxidación y de reducción, iii) calcule el potencial normal de una pila basada en dicha reacción, iv) calcule también los pesos equivalentes del Al y del FeSO4. Datos: Masas atómicas oxígeno=16; aluminio=27; azufre=32,1; hierro=55,8. EºFe+2/Fe = -0,44 v. EºAl+3/Al = -1,68 v.

17.- i) Ajuste mediante el método ión-electrón la reacción siguiente:

HNO3 + HI → NO + I2 + H2O.

ii) Identifique además la especie oxidante, la semi-reacción de reducción y calcule el número de gramos de ácido nítrico que contendrán 200 mL de una disolución 0,1 N de dicho ácido empleada en la reacción anterior. Datos: Masas atómicas oxígeno= 16’0, nitrógeno= 14’0, hidrógeno= 1’0.

18.- Muchas de las baterías de los automóviles se basan en el acumulador de plomo, cuya reacción reversible es:

PbO2(s) + Pb (s) + H2SO4(ac) ↔ PbSO4(s) + H2O y cuyo Eº = +2,05V.

i) Calcule los pesos equivalentes del plomo y del dióxido de plomo, así como el potencial de reducción estándar del cátodo sabiendo que el del ánodo es EºPbSO4/Pb = -0,36V y ii) Si recargamos la batería con una corriente de 60 A, calcule el tiempo de recarga hasta conseguir la deposición de 10 g de plomo en el electrodo correspondiente. Datos: masas atómicas: plomo = 207,2; oxígeno = 16,0

19.- i) Ajuste por el método del ion-electrón la reacción siguiente:

HI + HNO3 ↔ I2 + NO + H2O

ii) Calcule el peso equivalente de HNO3 en la reacción del apartado i) y el número de gramos de HI que reaccionan con 1 equivalente de HNO3.

Datos. Masas atómicas: yodo= 126,9; oxígeno= 16,0; nitrógeno= 14,0; hidrógeno= 1,0.

20.- i) Defina oxidante y semi-reacción de reducción e identifique ambos en la reacción: Cu(NO3)2 ↔ CuO + NO2 + O2

ii) Calcule la masa de níquel que se depositará al electrolizar durante 7 h a 3 A una disolución de NiCl2. Datos. Masas atómicas: niquel= 58,7. 1 Faraday≈ 96500 C

21.- El aluminio se produce industrialmente a unos 1000ªC por electrolisis del óxido de aluminio fundido en una cuba con electrodos de carbono, según la reacción no ajustada:

C + Al2O3 → Al + CO2. Calcule el tiempo necesario de electrolisis para producir una tonelada de aluminio si se utiliza una corriente de 35000 A. Datos: Masas atómicas aluminio= 27,0. Faraday = 96500 C.

8. ESTUDIO DE ALGUNAS FUNCIONES ORGÁNICAS

TEORIA:

1) Indique con algún ejemplo el tipo de reacciones que permiten diferenciar un hidrocarburo saturado de otro insaturado.

2) Isomería plana. Ponga ejemplos y nómbrelos.

3) En qué consiste la isomería. Ponga ejemplos de los diferentes tipos de isomería espacial y nómbrelos.

4) ¿En qué consiste la isomería?. Formule y nombre los isómeros del hexano.

5) En un hidrocarburo de masa molecular 56, el número de átomos de H es el doble al de C. Escriba, formule y nombre 3 isómeros del mismo.

6) Escriba la fórmula del butanol. Formule y nombre 3 isómeros del mismo: uno de cadena, otro de posición y otro de función. Justifique si alguno de estos tiene isomería óptica.

7) El etanol y el 1,2-dibromoetano pueden obtenerse a partir del mismo compuesto. Indique de qué compuesto se trata y las reacciones que nos llevan a la obtención de esos dos compuestos químicos.

8) Formule y nombre todos los isómeros del hexano.

9) Reacción de esterificación y saponificación.

10) Describa algún método de preparación de etanol.

11) El ácido acético tiene en su molécula cuatro átomos de hidrógeno, qué diferencias puede establecer entre ellos y qué consecuencias tienen en sus propiedades.

12) a) Formule los compuestos: n-propano nitrilo, etano amida, dimetilamina b) CH3-CH2OH por oxidación catalítica suave  A; A por oxidación suave  B ¿Qué compuestos son A y B? c) Complete la reacción: CH3-CH2OH + CH3-COOH  ........

13) Ponga un ejemplo concreto de los siguientes tipos de reacciones orgánicas: sustitución, condensación, adición, eliminación y combustión.

14) a) Indique las reacciones que da el propino al adicionarle a un mol de este compuesto orgánico un mol de las siguientes sustancias: a) H2; b) Br2; c) HCl; d) H20

b) Nombre los productos obtenidos.

15) Reacciones de adición el doble y triple enlace de hidrocarburos.

16) Propiedades y aplicaciones de los polímeros.

17) Concepto de grupo funcional. Indique los nombres y las fórmulas de los grupos funcionales que conozca.

18) Complete las reacciones:

A)3-metil-1-buteno + HBr ... C)ácido acético + NAOH  ...

B)2-fenil-2-propanol + H2SO4 calor >... D)propanal + KMnO4 ...

19) Formule y nombre al menos 4 de los isómeros de fórmula C3H6O

20) Indique la estructura del policloruro de vinilo (PVC), algún método de preparación y resalte sus propiedades y aplicaciones más significativas.

21) Escriba las fórmulas de 3-etil-1-hexeno, 1,3-diclorobenceno, etanal, etilamina, acetato de etilo, 1,2,3-propanotriol, ácido benzoico, propanamida.

22) Escriba algún ejemplo de cada una de las siguientes reacciones orgánicas: Sustitución, adición, eliminación, oxidación. Nombre además las sustancias que aparezcan en ellas.

23) Complete las reacciones siguientes, formule o nombre las sustancias que las integran e identifique el tipo de reacción (sustitución, eliminación, etc.) en cada caso:

A) 1-bromopropano + KOH ▬► … B) etileno +calor ▬▬▬▬► ……

C) ácido acético+KMnO4 ▬► … D) HOOC-(CH2)4-COOH+H2N-(CH2)-NH2+ calor ▬▬▬▬► ……

24) Deduzca los compuestos más probables en las reacciones siguientes y formule las sustancias orgánicas que aparecen en ellas:

A) Ciclohexeno+bromo ▬► ¿?

B) 2-propanol+permanganato de potasio (calor, medio ácido) ▬▬▬▬► ¿?

C) Cloroeteno (calor) ▬► ¿?

D) Yodometano + hidróxido de potasio (calor) ▬► ¿?

25) Indique la estructura de los siguientes polímeros: polietileno y algún tipo de nylon. Proponga además las reacciones de formación de ambos.

26) i) Formule las sustancias orgánicas que aparecen en las reacciones siguientes. ii) Identifique en ellas alguna especie nucleófila y alguna electrófila. Diferencie también las reacciones que sean de sustitución y las de adición.

A) 2-buteno + bromo ==► 2,3-dibromobutano

B) 1-Propanol + ácido bromhídrico ==► 1-bromopropano + agua

C) Cloroeteno ==► PVC (con calor)

27) Indique los productos más probables cuando se hace reaccionar HBr o KOH con: A) 1,3-butadieno, B) butano, C) Ácido butanoico, D) 1-butanol

28) Comente la fórmula y propiedades del polímero de condensación basado en el grupo éster que desee.

29) Formule las sustancias orgánicas indicadas en las reacciones siguientes y proponga los productos más probables utilizando exceso del reactivo orgánico:

A) 1,3-propanodiol + K2Cr2O7 en medio ácido → ¿?

B) ácido 2-clorobenzoico + NaOH → ¿?

C) 3-metil-2-penteno + HBr → ¿?

30) Identifique los grupos funcionales presentes en la sustancia siguiente, nombre la sustancia y proponga los productos más probables de reacción de dicha sustancia con: i) KOH en exceso, ii) Cl2 iii) calor en medio ácido.

HO-CH2-CH2-CH=CH-CO-OH

31) Describa qué es una reacción de sustitución en química orgánica y ponga dos ejemplos.

32) Describa los mecanismos de polimerización habituales en la obtención de polímeros de origen artificial. Ponga un ejemplo de cada caso.

33) Describa dos isómeros de fórmula empírica C4H8O de cada una de las siguientes isomerías: cadena, función, posición, geométrica y óptica.

33) Indique el nombre de la molécula:

CH3-CH=CH-CH-CH2-CH3

CH3

Y formule 2 isómeros de posición, 2 isómeros de función, 2 isómeros geométricos y 2 isómeros ópticos.

34) Describa los ésteres, su obtención y ponga algún ejemplo de interés industrial.

35) Describa qué se entiende por reacciones de sustitución y de eliminación en química orgánica. Ponga un ejemplo de cada caso.

36) Describa los alcoholes, su obtención, propiedades e importancia.

37) Describa qué entiende por reacciones de adición en química orgánica. Ponga dos ejemplos.

ANEXOS

OBTENCIÓN DEL AMONÍACO

Las materias primas para la obtención del amoníaco son el nitrógeno, que se obtiene del aire y el hidrógeno, que se obtiene del agua. En definitiva, aire y agua, productos evidentemente baratos, permiten obtener una de las sustancias más importantes de la industria.

El procedimiento químico es una síntesis:

N2+ 3H2 <===> 2NH3  H= -92 kJ.

La ecuación es un ejemplo típico de equilibrio químico. Tratemos de deducir cuáles serán las condiciones óptimas para que se verifique en la industria, a la que le interesará obtener el amoníaco:

a) con el máximo rendimiento posible (aprovechamiento de la materia prima);

b) con la mayor rapidez posible (rentabilidad).

Influencia de la temperatura: La síntesis del amoníaco es lenta a la temperatura ambiente. Por ello será necesario calentar para aumentar la velocidad. Pero al mismo tiempo, teniendo en cuenta que se trata de una reacción exotérmica, un aumento de la temperatura hará que el equilibrio se desplace hacia la izquierda, lo que supone una disminución del rendimiento de la reacción. Hay que hacer un estudio de estos dos efectos contrapuestos para decidir la temperatura óptima. Para ello se tendrán en cuenta otros factores.

Influencia de la presión: Como puede verse en la ecuación, en la síntesis del amoníaco se produce una disminución del número de moles (se reducen a la mitad). Por ello, un aumento de la presión desplazará el equilibrio hacia la derecha, lo que es un hecho favorable. Podríamos pensar en elevar la temperatura (aumento de la velocidad de la reacción) y operar a presiones lo más elevadas posibles. Pero el hidrógeno es una molécula que se difunde muy fácilmente, debido su pequeño tamaño. Por esta razón, no se puede operar a presiones muy elevadas, a las cuales se difunde a, través de los recipientes de acero con el consiguiente peligro de implosión. Hay, pues, un límite en la presión que se puede emplear.

Acción de los catalizadores: Los catalizadores aceleran la reacción, lo que permite disminuir la temperatura. No obstante, a la temperatura ambiente, aun con catalizadores, la reacción sería demasiado lenta, por lo que hay que operar en caliente.

Los catalizadores que se emplean en la síntesis del amoníaco son muy diversos. Va bien un catalizador de hierro con algo de óxido.

Todos los factores estudiados se conjugan en el proceso Haber de fabricación del amoníaco, ideado por el químico alemán Fritz Haber (1868-1934). Consiste en hacer pasar por un catalizador de hierro-óxido de hierro, una mezcla de nitrógeno e hidrógeno, operando a una temperatura de unos 500 'C y a la presión de unas 1 000 atmósferas. En estas condiciones, alrededor de un 60 % del nitrógeno de la mezcla se convierte en NH3. Después de la reacción, los gases se enfrían, el amoníaco se licúa y los gases residuales, N2 y H2, que no han reaccionado, vuelven a la cámara de reacción.

En el laboratorio el amoníaco se obtiene a partir de una sal amónica y una base:

NH4+ + OH- ===> NH3 + H20.

APLICACIONES DEL AMONÍACO

El amoníaco es un producto en el que se fija el nitrógeno atmosférico, por lo que es de gran importancia para la fabricación de abonos químicos. Se puede usar también para la fabricación del ácido nítrico.

Se emplea como disolvente, en limpieza doméstica y en las máquinas frigoríficas para la fabricación del hielo, como desinfectante, contra las picaduras de los insectos, fabricación de explosivos etc.

Como el amoníaco se licúa con relativa facilidad, y, por otra parte, el hidrógeno es muy poco compresible, se puede comprobar que en un recipiente de amoníaco líquido hay más cantidad de hidrógeno que en un recipiente análogo, del mismo volumen, que contenga hidrógeno puro. Por ello se suele transportar el hidrógeno en forma de amoníaco, que se descompone en el lugar de utilización del elemento.

ÁCIDO SULFÚRICO

El ácido sulfúrico es la sustancia más importante desde el punto de vista industrial. Se conoce desde la época alquimista. Se obtenía calentando sulfatos y disolviendo en agua el S03 que se obtenía de ellos. Se formaba así un producto aceitoso y, como la materia prima solía ser el vitriolo de hierro (FeSO4 . 7 H20), se dio al ácido sulfúrico el nombre de aceite de vitriolo.

El ácido sulfúrico puro, de fórmula H2SO4, es un líquido espeso, incoloro, aunque con el tiempo, estando destapado, se oscurece algo debido a la carbonización que sufren las materias orgánicas que le pueden caer dentro. Es inodoro y denso. Al peso, es relativamente fácil distinguir cuándo un frasco contiene ácido sulfúrico; un litro de ácido sulfúrico pesa casi el doble que un litro de agua.

El ácido que se vende en el comercio es una disolución acuosa muy concentrada (98,54 %), también con aspecto aceitoso, incoloro, inodoro y de densidad 1,84 g/ml.

PROPIEDADES FÍSICAS

El ácido sulfúrico puro se congela a 10,37 ºC y hierve a 290 ºC, temperatura elevada, por lo que se puede considerar como un compuesto no volátil (el menos volátil de los ácidos).

El ácido sulfúrico es soluble en agua, con la que se mezcla en todas las proporciones. Cuando se prepara la disolución, se desprende una considerable cantidad de calor (23,5 kcal por mol de ácido disuelto). Tal cantidad de calor puede provocar la ebullición instantánea del agua, haciendo que se produzcan salpicaduras peligrosas. Por esta razón, no se debe echar nunca agua al ácido. la forma correcta de preparar una disolución diluida de ácido, a partir del producto concentrado, es la siguiente:

Para preparar una disolución diluida de ácido sulfúrico, a partir del ácido concentrado (del 98 %), se colocará en un vaso grande la cantidad de agua necesaria y en uno pequeño el ácido concentrado, medido con la probeta. Con la ayuda de una varilla maciza de vidrio, cuyo extremo inferior se introducirá en el agua, se deja resbalar el ácido, en pequeñas porciones, agitando suavemente cada vez, de modo que se reparta uniformemente el calor por toda la disolución. Si se observa que la temperatura aumenta mucho, hay que esperar a que se enfríe para seguir disolviendo.

(Siempre se añadirá el ácido sobre el agua y nunca al contrario!)

Si se tuviese que medir el volumen del ácido con una pipeta,

(jamás se succionaría con la boca!)

El ácido sulfúrico puede disolver grandes cantidades de SO3. Tales disoluciones reciben el nombre de óleum. Suele decirse que el óleum es un ácido sulfúrico de una riqueza superior al IOO%., ya que cuando se le añade agua, el SO3 disuelto reacciona con ella para formar ácido sulfúrico:

SO3 + H2O ===> H2SO4

PROPIEDADES QUÍMICAS

Estabilidad

Las disoluciones de ácido sulfúrico se conservan bien, sin alteración, a la temperatura ordinaria. Es estable en frío.

Cuando se calienta hasta la temperatura de ebullición (cerca de los 300ºC), el ácido se descompone:

H2SO4 ===> SO3 + H2O.

A temperaturas más elevadas, la descomposición que tiene lugar es:

H2SO4 ===> SO2 + H2O + 1/2O2

Propiedades ácidas

El ácido sulfúrico es un ácido diprótico. En disoluciones diluidas, la primera disociación es casi total:

H2SO4+ H2O ===> HSO4ˉ + H3O+

La disociación del segundo protón no es tan completa:

HSO4-+ H2O <===> SO42- + H3O+ (Ka= 10-2)

la neutralización total del ácido da lugar a la formación de los sulfatos, en los que existe el ion SO42-. Y la neutralización parcial origina los hidrogenosulfatos, que contienen el ion HSO4-.

Debido al elevado punto de ebullición del ácido sulfúrico, cuando éste se añade a una sal y se calienta, se suele desprender el ácido del que deriva la sal y que, por lo general, será más volátil que el ácido sulfúrico. Por ejemplo:

NaCl + H2SO4 ===> HCl + NaHSO4

Propiedades oxidantes

El ácido sulfúrico, concentrado y caliente, se comporta como oxidante. En estas condiciones reacciona, por ejemplo, con el cobre:

2H2SO4 + Cu ===> CuSO4 + SO2 + 2H2O

y con el carbono:

2HSO4 + C ===> 2SO2 + CO2 + 2H2O

Reacciones con los metales

El ácido diluido y frío se comporta como los demás ácidos no oxidantes (el HCI, por ejemplo). En estas condiciones ataca a los metales que son más activos que el hidrógeno, como el cinc, por ejemplo:

H2SO4 + Zn ===> ZnSO4 + H2

Los metales menos activos, como el plomo, el cobre, la plata, el oro, el platino.... no son atacados por el ácido diluido y frío.

El ácido concentrado y frío es poco activo frente a los metales. El hierro que con el ácido diluido reacciona desprendiendo hidrógeno, es tan poco atacado por el ácido concentrado frío, que éste se transporta en cisternas de acero.

El ácido concentrado y caliente, por sus propiedades oxidantes, reacciona como hemos visto. Así, metales como el cobre, que no reaccionan con los ácidos no oxidantes (como el HCI), lo hacen con el sulfúrico en caliente.

El ácido sulfúrico como deshidratante

Ya hemos visto la avidez que tiene el ácido para el agua. Con ella forma varios hidratos, de los que el H2SO4.H2O es relativamente estable.

La gran tendencia que el ácido tiene para combinarse con el agua hace que se pueda emplear para desecar sustancias:

Los gases que no reaccionan con el H2SO4 se pueden desecar haciéndolos burbujear a través del ácido concentrado.

Para desecar sólidos, generalmente se tienen éstos en una estufa a unos 100 grados (si no les afecta dicha temperatura) y luego se pasan a un desecador de sulfúrico. En la parte inferior se pone ácido sulfúrico concentrado y, en la superior, sobre la placa perforada, la sustancia que se va a desecar, colocada en un vaso. La atmósfera en el interior del aparato es muy seca dada la afinidad del sulfúrico para el agua. Algunos desecadores van provistos de espita y llave para poder hacer en ellos el vacío, con lo que se consigue una mayor acción desecadora.

El ácido sulfúrico es un deshidratante tan enérgico que puede quitar hidrógeno y oxígeno a las sustancias que lo posean en la proporción en que estos elementos se hallan en el agua. Por ejemplo, cuando se introduce en ácido sulfúrico un terrón de azúcar (sacarosa, de fórmula C12H22O11), ésta se carboniza por pérdida del hidrógeno y del oxígeno:

C12H22O11 (H2SO4) ===> 12 C + 11H2O.

La madera, el corcho, el papel, las fibras textiles, e incluso la piel, pueden ser igualmente atacados; de ahí las precauciones que en todo momento hay que tener cuando se opera con el ácido concentrado.

OBTENCIÓN DEL ÁCIDO SULFÚRICO

El ácido sulfúrico no se obtiene nunca en el laboratorio, ya que lo suministra la industria como materia prima para la fabricación de infinidad de compuestos. La síntesis industrial del ácido se realiza en los siguientes pasos:

Obtención de SO2. El dióxido de azufre se puede obtener:

- Por síntesis directa a partir del azufre:

S + O2 ===> SO2

- Por tostación de sulfuros, como la pirita de hierro, por ejemplo:

4FeS2 + 11O2 ===> 2 Fe2O3 + 8SO2

El primer procedimiento se sigue en los países ricos en azufre. Es más caro, pero proporciona un SO2 más puro.

Oxidación del SO2 a SO3. La reacción: 2SO2 + O2 ===> 2SO3

aunque espontánea, es lenta, por lo que se requiere el uso de catalizadores.

Método de contacto. El catalizador es platino, finamente dividido y depositado sobre un soporte inerte para que ofrezca una superficie de contacto mayor. En la actualidad este catalizador se está sustituyendo por otro de pentóxido de vanadio, V2O5, con pequeñas cantidades de otros óxidos (de potasio, cobre e hierro), depositados sobre sílice.

Algunas impurezas dejan inservible el catalizador. Son perjudiciales, por ejemplo, los óxidos de arsénico, que suelen acompañar al SO2, sobre todo si procede de la tostación de las piritas. Por eso es muy importante la purificación del SO2. Es curioso que muchas de las sustancias que resultan venenosas para los seres vivos, hacen perder su actividad a los catalizadores, que, entonces, se dice que se envenenan.

Obtención del ácido. La reacción entre el SO3, y el agua, para formar el ácido:

SO3 + H2O ===> H2SO4

presenta dificultades técnicas si se pretende realizarla directamente, ya que se forman unas nubes de gotitas de ácido que entorpecen el proceso. Se opera disolviendo el SO3 en ácido diluido, de forma que reacciona con el agua de éste y lo va concentrando, o en ácido concentrado para formar óleum, que luego se trata con la cantidad adecuada de agua para obtener el producto concentrado.

APLICACIONES DEL ÁCIDO SULFÚRICO

1º Desoxidación de metales

2º Obtención de ácidos HCl, HNO3, ..

3º Reactivo laboratorio

4º Fertilizantes: sulfatos superfosfatos

5º Colorantes y drogas

6º Fibras textiles

7º Derivados sulfonados

8º Refinación del petróleo

9º Pilas y acumuladores

10º Explosivos

Tema 4

4.5 Aplicaciones energéticas de las reacciones químicas.

Los combustibles fósiles como fuentes de energía:

Actualmente en las sociedades más desarrolladas en las que el confort, el consumo masivo y la calidad de vida son sus señas de identidad, se estima que el gasto de energía puede alcanzar los 250.000 Kcal/día y persona. La mayor parte de las necesidades energéticas actuales (82,5 % aproximadamente) se obtienen de la energía liberada en la combustión de petróleo o sus derivados, del gas natural y del carbón, llamados combustibles fósiles. Estos combustibles proceden de la transformación anaerobia (en ausencia de oxígeno) de la materia orgánica de la vida animal y vegetal durante millones de años en las capas profundas de la tierra.

En España en el año 2006 la energía consumida en su totalidad se obtuvo de las siguientes fuentes de energía: (Química 2º Bachillerato, Mc-Graw Hill pág 101)

Petróleo 48,8 %

Gas natural 20,9 %

Carbón 12,7 %

Energía hidráulica 1,5 %

Energía nuclear 10,8 %

Energías renovables 5,3 %

En los años venideros se aprecia una marcada tendencia a favorecer la obtención de energía desde fuentes renovables como es el caso de las energías eólica, solar, marina o la procedente de biomasa.

En las reacciones de combustión se produce gran cantidad de energía en forma de calor que se puede utilizar directamente, por ejemplo, en las calefacciones o transformarla en energía mecánica, como en los motores de los vehículos o en energía eléctrica para diversos usos.

Así por ejemplo en la combustión del isoctano:

C8H18 (l) + 25/2 O2 8 CO2 + 9 H2O ; H = – 5449,2 KJ

En la tabla adjunta se indica la variación de entalpía de combustión en KJ/mol de algunos combustibles a 25 ºC.

Sustancia Fórmula Hc (KJ/mol)

Grafito C(s) – 393,5

Hidrógeno H2 (g) – 285,8

Metano CH4 (g) – 890,8

Acetileno C2H2 (g) – 1301,1

Propano C3H8 (g) – 2219,2

Butano C4H10 (g) – 2877,6

Isoctano C8H18 (l) – 5449,2

Metanol CH3OH (l) – 726,1

Etanol C2H5OH (l) – 1367,0

El impacto medioambiental producido por la utilización masiva de combustibles fósiles es evidente. No solo por la emisión a la atmósfera de gases contaminantes (óxidos de azufre y nitrógeno, etc.), sino también por la contaminación de suelos, mares y costas que se producen por accidente o por vertidos incontrolados durante su transporte y traslado. En este sentido hay que hacer constar que un buen número de políticas gubernamentales y empresariales están promocionando el cambio de combustibles fósiles por hidrógeno o por precursores del mismo.

Inconvenientes: (Petrucci, página 251)

Los combustibles fósiles son fuentes de energía no renovables.

Las impurezas de azufre que contienen dan lugar en la combustión a óxidos de azufre. Las altas temperaturas de los procesos de combustión hacen que reaccionen el N2 y O2 del aire para formar óxidos de nitrógeno. Los óxidos de azufre y nitrógeno intervienen en la contaminación atmosférica y al combinarse con el vapor de agua atmosférico originan la lluvia ácida contribuyendo de forma importante al problema medioambiental.

También se genera en la combustión dióxido de carbono uno de los causantes del efecto invernadero que puede ocasionar el calentamiento global y los cambios climáticos en la Tierra.

Bibliografía de consulta:

Química General. (Página 251). Petrucci (8ª edición).Editorial Prentice–Hall

Santillana. 2º Bachiller, Página 155

Oxford. 2º Bachiller, Página 151

Mc- Graw – Hill. 2º Bachiller, Página 101

REACCIONES DE OXIDO-REDUCCION

1) Bi(OH)3 + Na2SnO2 =====> Bi + Na2SnO3 + H2O

2) K2S2O3 + I2 + KOH ===> K2SO4 + KI + H2O

3) Cu2S + HNO3 ====> SO2 + Cu(NO3)2 + NO + H2O

4) Zn + NaNO3 + NaOH ===> Na2ZnO2 + NH3 + H2O

5) H2S + H2SO4 ===> SO2 +S + H2O

6) KIO3 + KI + H2SO4 ===> I2 + K2SO4 + H2O

7) K2Cr2O7 + HCl ===> CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O

8) MnO2 + NaCl + H2SO4 ===> NaHSO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O

9) Cu + HNO3 ===> Cu(NO3)2 + NO + H2O

10) HCl + MnO2 ===> MnCl2 + Cl2 + H2O

11) I2 + HNO3 ===> HIO3 + NO2 + H2O

12) HCl + HNO3 ===> Cl2 +NO + H2O

13) HCl + KMnO4 ===> MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O

14) Cu + H2SO4 ===> CuSO4 + SO2 + H2O

15) KNO2 + KMnO4 + H2SO4 ===> KNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

16) K2Cr2O7 + HI + H2SO4 ===> Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O

17) KMnO4 + SO2 + H2O ===> H2SO4 + MnSO4 + K2SO4

18) K2Cr2O7 + H2SO3 + H2SO4 ===> Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

19) Na3AsO4 + Zn + H2SO4 ===> AsH3 + ZnSO4 + Na2SO4

20) HNO3 + H2S ===> NO2 + H2O + S

21) KIO3 + KOH + Cl2 ===> KIO4 + H2O + KCl

22) CoCl2 +KOH + KClO3 ===> Co2O3 + KCl + H2O

23) Fe + HNO3 ===> Fe(NO3)3 + NH4NO3 + H2O

24) K2Cr2O7 + H2C2O4 + HCl ===> CrCl3 + KCl + CO2 + H2O

25) KClO2 + KMnO4 + H2O ===> MnO2 + KClO4 + KOH

26) CrI3 + KOH + Cl2 ===> K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O

Pila de combustible

Son células voltaicas en las que los reactivos se están suministrando continuamente a la célula y los productos se están retirando continuamente, donde la energía de una reacción química red-ox se transforma en energía eléctrica.

Consiste en una célula donde un electrodo (ánodo) se inyecta el combustible y en el otro (cátodo) se introduce un oxidante. Ambos electrodos están separados por un electrolito conductor.

Existen diferentes tipos de pilas de combustible según el electrolito empleado y la temperatura de trabajo.

La diferencia con las pilas convencionales está en que el combustible se introduce desde el exterior cuando es necesario, pueden funcionar ilimitadamente siempre que se le proporcione combustible y se retire el producto formado. Son silenciosas y prácticamente no contaminan durante la reacción red-ox.

Pila de combustible de hidrógeno alcalina (AFC Alkaline Fuel Cells)

Consiste en una célula en la que se halla el electrolito que es una disolución concentrada y caliente de KOH.

El hidrógeno (el combustible) se suministra en el compartimiento anódico. El oxígeno se introduce en el compartimiento catódico. Las velocidades de difusión de los gases en la célula se regulan cuidadosamente para dar la máxima eficacia.

El oxígeno se reduce en el cátodo y en ánodo se verifica la oxidación del hidrógeno. Ambos electrodos constan de carbono poroso impregnado con catalizador de Pt finamente dividido.

Los iones OH– migran hacia el ánodo a través del electrolito.

Es una célula no contaminante ya que la única sustancia liberada es agua.

Reacciones que tienen lugar:

Ánodo (–) H2 + 2 OH– – 2 e– 2 H2 O

Cátodo (+) O2 + 2 H2 O + 4 e– 4 OH–

2 H2 + O2 2 H2 O

Se requiere eliminar el CO2 del aire y del combustible

La variación de entalpía que acompaña a la reacción anterior es H = – 571,6 KJ.

En la pila de combustión de hidrógeno se obtienen rendimientos entre el 70 y 80%, mientras que cuando el hidrógeno se utiliza como combustible en una máquina térmica solamente se alcanzan rendimientos del orden del 30%.

Esta pila se ha utilizado en aeronaves espaciales, donde aparte de funcionar como generador eléctrico se obtiene vapor de agua que refrigerado se convierte en agua líquida.

La investigación actual está dirigida a modificar el diseño de las células de combustible para abaratar su coste y mejorar los catalizadores que acelerarían las reacciones para permitir una generación más rápida de electricidad y producir más energía por unidad de volumen.

También han sido construidas células de combustible usando combustibles distintos del hidrógeno, como el metano o el metanol.

Pila de combustible de hidrógeno (Acid Fuel Cells)

Está formada por una celda con dos electrodos separados por un electrolito que permite el paso de los iones. El electrolito usado es el Nafión.

Reacciones que tienen lugar:

Ánodo (–) 2 H2 – 4 e– 4 H+

Cátodo (+) O2 + 4 H+ + 4 e– 2 H2 O

2 H2 + O2 2 H2 O

Los iones H+ migran a través del electrolito y los electrones generados en el ánodo circulan a través del circuito exterior alimentando los dispositivos eléctricos. En el interior de la pila el O2 y el H2 ocupan compartimentos independientes separados por un tabique membranoso que permite el paso de los protones.

Bibliografía: W. Whitten. Química General (quinta edición). Página 812

Tereftalato de polietileno

El Tereftalato de Polietileno, Politereftalato de etileno o Polietileno Tereftalato (más conocido por sus siglas en inglés PET, Polyethylene Terephtalate) es un tipo de plástico muy usado en envases de bebidas y textiles. Algunas compañías manufacturan el PET y otros poliésteres bajo diferentes marcas comerciales, por ejemplo, en los Estados Unidos y Gran Bretaña usan los nombres de Mylar y Melinex.

Unidad recurrente de PET

Químicamente el PET es un polímero que se obtiene mediante una reacción de policondensación entre el ácido tereftálico y el etilenglicol. Pertenece al grupo de materiales sintéticos denominados poliésteres.

Es un polímero termoplástico lineal, con un alto grado de cristalinidad. Como todos los termoplásticos puede ser procesado mediante Extrusión, inyección, inyección y soplado, soplado de preforma y termoconformado. Para evitar el crecimiento excesivo de las esferulitas y lamelas de cristales, este material debe ser rápidamente enfriado, con esto se logra una mayor transparencia, la razón de su transparencia al enfriarse rápido consiste en que los cristales no alcanzan a desarrollarse completamente y su tamaño no interfiere («scattering» en inglés) con la trayectoria de la longitud de onda de la luz visible, de acuerdo con la teoría cuántica.

Propiedades

Presenta como características más relevantes:

• Alta transparencia, aunque admite cargas de colorantes.

• Alta resistencia al desgaste y corrosión.

• Muy buen coeficiente de deslizamiento.

• Buena resistencia química y térmica.

• Muy buena barrera a CO2, aceptable barrera a O2 y humedad.

• Compatible con otros materiales barrera que mejoran en su conjunto la calidad barrera de los envases y por lo tanto permiten su uso en mercados específicos.

• Reciclable, aunque tiende a disminuir su viscosidad con la historia térmica.

• Aprobado para su uso en productos que deban estar en contacto con productos alimentarios.

Las propiedades físicas del PET y su capacidad para cumplir diversas especificaciones técnicas han sido las razones por las que el material haya alcanzado un desarrollo relevante en la producción de fibras textiles y en la producción de una gran diversidad de envases, especialmente en la producción de botellas, bandejas, flejes y láminas.

Historia

Fue producido por primera vez en 1941 por los científicos británicos Whinfield y Dickson, quienes lo patentaron como polímero para la fabricación de fibras. Se debe recordar que su país estaba en plena guerra y existía una apremiante necesidad de buscar sustitutos para el algodón proveniente de Egipto.

A partir de 1946 se empezó a utilizar industrialmente como fibra y su uso textil ha proseguido hasta el presente. En 1952 se comenzó a emplear en forma de filme para envasar alimentos. Pero la aplicación que le significó su principal mercado fue en envases rígidos, a partir de 1976. Pudo abrirse camino gracias a su particular aptitud para la fabricación de botellas para bebidas poco sensibles al oxígeno como por ejemplo el agua mineral y los refrescos carbonatados. Desde principios de los años 2000 se utiliza también para el envasado de cerveza.

Aspectos positivos del uso de Tereftalato de polietileno

Como algunos de los aspectos positivos que encontramos para el uso de este material, principalmente empleado en envases de productos destinados a la venta, podemos destacar:

• Que actúa como barrera para los gases, como el CO2 , humedad y el O2

• Es transparente y cristalino, aunque admite algunos colorantes

• Irrompible

• Liviana

• Impermeable

• No tóxica, cualidad necesaria para este tipo de productos que están al alcance del público en general (Aprobado para su uso en productos que deban estar en contacto con productos alimentarios)

• Inerte (al contenido)

• Resistencia esfuerzos permanentes y al desgaste, ya que presenta alta rigidez y dureza

• Alta resistencia química y buenas propiedades térmicas, posee una gran indeformabilidad al calor

• Totalmente reciclable

• Superficie barnizable

• Estabilidad a la intemperie

• Alta resistencia al plegado y baja absorción de humedad que lo hacen muy adecuado para la fabricación de fibras

PROTEÍNAS

Los aminoácidos son moléculas orgánicas pequeñas que contienen un grupo carboxilo (–COOH) y un grupo amino (–NH2).

En un aminoácido el grupo amino y el grupo carboxilo se unen a un mismo átomo de carbono, al que también se une una cadena lateral (cadena R) y un átomo de hidrógeno.

Estructura de un  aminoácido

Proteínas:

Las proteínas son polipéptidos con un gran número de aminoácidos. Se originan por una polimerización de condensación de aminoácidos.

Un enlace peptídico se forma por eliminación de una molécula de agua entre el grupo amino de un aminoácido y el grupo carboxilo de otro. El resultado es un enlace covalente CO – NH. Todos los péptidos tienen un grupo amino en un extremo y un grupo carbonilo en el otro.

Enlaces de hidrógeno para una α-hélice. En la α-hélice el grupo del

residuo n forma un enlace de hidrógeno con el grupo del residuo n+ 4

Estructura secundaria en las proteínas:

Las proteínas se pliegan y enrollan sobre sí mismas adquiriendo una estructura helicoidal, que se estabiliza mediante enlaces de hidrógeno entre el hidrógeno de la amida y el oxígeno del grupo carbonilo de la siguiente vuelta que se encuentre enfrentado. Los grupos R de los aminoácidos están orientados hacia fuera de la hélice, mientras que los grupos -NH- se orientan en la misma dirección y los –C=O en dirección contraria.

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ENLACES DE HIDRÓGENO

INTRACATENARIOS

CADENAS LATERALES POR

FUERA DE LA HÉLICE

Enlaces de hidrógeno.

Los enlaces de hidrógeno entre el oxígeno del grupo carbonilo del enlace peptídico y el hidrógeno de la amida del cuarto enlace peptídico siguiente, estabilizan la estructura de carácter helicoidal de la proteína.

Con mediciones experimentales se ha determinado que la energía del enlace de hidrógeno en proteínas en medio acuoso es de 8,04 KJ/mol, valor suficiente para dar la forma geométrica que poseen y modular un buen número de sus propiedades.

EXÁMENES DE FORMULACIÓN 2º BACH.

EXAMEN DE FORMULACIÓN 2º BACH.

Formular:

1.- Hidruro cádmico

2.- Óxido nitroso.

3.- Peróxido niquélico.

4.- Hidróxido mercurioso.

5.- Ácido bromoso.

6.- Sulfuro ósmico.

7.- Arsenito rodioso.

8.- Dicromato cúprico.

9.- Hidrógeno manganato rubídico.

10.- Tiosulfato amónico.

Nombrar:

1.- PH3

2.- I2O5

3.- MgO2

4.- Co(OH)3

5.- HCN

6.- BaBr2

7.- FeC2O4

8.- NaPO3

9.- PbSiO4

10.- LiH(CNS)2

EXAMEN DE FORMULACIÓN 2º BACH.

Formular:

1.- Hidruro crómico

2.- Anhídrido fosforoso

3.- Peróxido cádmico.

4.- Hidróxido cuproso.

5.- Ácido dicrómico

6.- carburo amónico

7.- Antimoniato iridioso

8.- Disulfato férrico.

9.- Hidrógeno sulfito berílico.

10.- Oxalato sódico potásico.

Nombrar:

1.- BH3

2.- P2O5

3.- CoO2

4.- Cr(OH)3

5.- HCNS

6.- SnI2

7.- Fe2P2O5

8.- NaPO2

9.- Pb3 (AsO4)2

10.- BiH(CN)4

EXAMEN DE FORMULACION 2º Bach

Formular:

1º Anhídrido hipocloroso

2º Oxido nitroso

3º Peróxido argéntico

4º Metano

5º Ácido antimonioso

6º Dicromato de berilio

7º Oxalato platinoso

8º Hidrogeno disulfato de cadmio

9º Permanganato mercurioso

10º Perbromato iridioso

N Nombrar:

1º CrO4

2º HCN

3º AuCl

4º SrHClO3

5º KPO2

6º Ag2CrSO3

7º SnS2O7

8º CoLi(NO4)4

9º NH4SCN

10ºPt(MnO4)2

EXAMEN DE FORMULACIÓN 2º Bach

Formular:

1º Anhídrido bórico

2º Hidruro platinoso

3º Ácido fluorhídrico

4º Peróxido niqueloso

5º Ácido mangánico

6º Arseniato de mercurio (II)

7º Tiocianato crómico

8º Peroxicarbonato manganoso

9º Tetrasulfato de amonio

10º Dihidrógeno bromato de amonio

Nombrar:

1º SnO2

2ºGa2O6

3º Mn(OH)3

4º SiH4

5º PtCr2O7

6º CuC2O4

7º LiH3As2O5

8º CoS2O2

9º Au2(CrO4)3

10º HCNO

EXAMEN DE FORMULACION C.O.U. 16-III-93

Formular:

1º Anhídrido fosforoso

2º Peróxido bárico

3º Hidruro cúprico

4º Bromuro de hidrógeno

5º Cianuro amónico

6º Cromato de titanio (IV)

7º Hidrógeno fosfito mercúrico

8º Tiocarbonato argéntico

9º Peroxonitrato de manganeso (III)

10º Perclorato alumínico

Nombrar:

1º Li2O

2º N2O3

3º Fe(OH)3

4º Na2S

5º HPO2

6º AgCNO

7º PbH2P2O7

8º BeS2O7

9º CuIO2

10º ZnCr2O7

EXAMEN DE FORMULACION C.O.U. 1-X-96

Formular y Nombrar:

1º Anhídrido Nítrico

2º Oxido titánico

3º Silano

4º Ácido metaarsenioso

5º Cromato de níquel (II)

6º Tiobromato amónico

7º Hidrogeno sulfito cúprico

8º Borato de aluminio

9º Cianuro platinoso

10º Peroxinitrato cádmico

1º Br2O3

2º H2S

3º FeN

4º HCNO

5º NaMnO4

6º Ca2P2O7

7º CuS3O6

8º NH4ClO

9º KH2AsO4

10º IrSiO4

EXAMEN DE FORMULACION C.O.U. 29-IX-93

Formular:

1º Anhídrido Nítrico

2º Oxido titánico

3º Silano

4º Ácido metaarsenioso

5º Cromato de níquel (II)

6º Tiobromato amónico

7º Hidrogeno sulfito cúprico

8º Borato de aluminio

9º Cianuro platinoso

10º Peroxinitrato cádmico

Nombrar:

1º Br2O3

2º H2S

3º FeN

4º HCNO

5º NaMnO4

6º Ca2P2O7

7º CuS3O6

8º NH4ClO

9º KH2AsO4

10º IrSiO4

EXAMEN DE FORMULACION C.O.U. 29-IX-93

Formular:

1º Bromuro niquélico

2º Peróxido sódico

3º Anhídrido carbónico

4º Ácido telurhídrico

5º Arseniato de potasio y calcio

6º Dihidrógeno tiofosfato amónico

7º Peroxinitrato cádmico

8º Manganato de plomo (IV)

9º Tiocianato cobaltoso

10º Arsenamina

Nombrar:

1º Br2O7

2º Al2O6

3º Ni2S3

4º H4P2O5

5º NH4CN

6º NaKSO3

7º Mg(CNO)2

8º Al4(SiO4)3

9º NaHCO3

10º CaS2O2

EXAMEN DE FORMULACION C.O.U. 29-IX-93

Formular:

1º Boruro niquélico

2º Peróxido amónico

3º Anhídrido nítrico

4º Ácido telurhídrico

5º Arseniato de sodio y calcio

6º Hidrógeno tiosulfato amónico

7º Peroxinitrato cálcico

8º Permanganato de plomo (IV)

9º Tiocianato cobaltoso

10º Silano

Nombrar:

1º Br2O7

2º Al2O6

3º Ni2S3

4º H4P2O5

5º NH4CN

6º NaKSO3

7º Mg(CNO)2

8º Al4(SiO4)3

9º NaHCO3

10º CaS2O2

EXAMEN DE FORMULACION C.O.U. 14-X-93

Formular y Nombrar:

1º Oxido niqueloso

2º Hidruro cádmico

3º Seleniuro platinoso

4º Hidrógeno carbonato potásico

5º Disulfato de escandio (III)

6º Dihidrógeno arseniato cuproso

7º Sulfocianuro mercurioso

8º Piroantimoniato de hierro (II)

9º Tiocromato plúmbico

10º Peroxometaarsenito cromoso

1º Li2O2

2º CaBr2

3º Co(OH)2

4º HI

5º H2SO3

6º ZnMnO4

7º AlHSiO4

8º KNaS2O3

9º Cr(PO2)3

10ºAgBrO3

EXAMEN DE FORMULACION C.O.U. 31-I-94

Formular:

1º Oxido crómico

2º Hidróxido amónico

3º Bromuro mercurioso

4º Ácido selenhídrico

5º Ácido mangánico

6º Fosfato paládico

7º Dicromato de plomo (II)

8º Hidrógeno silicato de y talio (I)

9º Bromato de bismuto (III)

10º Tiocianato platinoso

Nombrar:

1º CaO2

2º Ni(OH)3

3º HI

4º AlP

5º H4As2O7

6º CaS3O6

7º HCN

8º LiNO4

9º NH4H2PO4

10ºMgAl2(MnO4)8

EXAMEN DE FORMULACION C.O.U. 2-II-94

Formular:

1º Peróxido alumínico

2º Oxido nitroso

3º Arsina

4º Hidróxido crómico

5º Ácido sulfhídrico

6º Ácido ortofosforoso

7º Tiosulfito manganoso

8º Cromato de litio y cobre (I)

9º Peroxinitrato mercurioso

10º Disulfato de titanio (III)

Nombrar:

1º CH4

2º CrO

3º PtO4

4º Bi(OH)3

5º HCN

6º NH4HBr2

7º HAsO2

8º Ni2S3

9º PbSiO4

10ºZn(NO2)2

EXAMEN DE FORMULACION C.O.U. 3-II-94

Formular:

1º Oxido cobáltico

2º Arsina

3º Peróxido estánnico

4º Hidróxido cúprico

5º Ácido pirofosforoso

6º Disulfato de aluminio

7º Bromato de rubidio y cobre (I)

8º Arseniato magnésico

9º Cianato mercurioso

10º Nitrito manganoso

Nombrar:

1º PtO2

2º AlH3

3º FeO2

4º Ti(OH)3

5º HBrO2

6º CaH2P2O7

7º Ag2SO3

8º NH4SCN

9º CuK(NO3)2

10º PbSiO4

EXAMEN DE FORMULACION C.O.U. 4-II-94

Formular:

1º Anhídrido sulfúrico

2º Oxido nítrico

3º Peróxido irídico

4º Silano

5º Cloruro estróncico

6º Sulfato de cadmio

7º Peroxonitrato de magnesio

8º Dihidrógeno fosfito cuproso

9º Permanganato sódico potásico

10º Tiodisulfato mercurioso

Nombrar:

1º As2O5

2º Fe2O6

3º H2Se

4º AgI

5º HgCrO4

6º PtSiO3

7º AuSbO3

8º NH4H(BrO2)2

9º Ti(S2O7)2

10ºTlCN

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