DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA

PROGRAMACIÓN DEL CURSO 2003/04

I.E.S "NORBA CAESARINA".    CÁCERES


    QUÍMICA 2º DE BACHILLERATO


        PROGRAMA OFICIAL DE LA ASIGNATURA

        PROBLEMAS PROPUESTOS

        PRACTICAS DE LABORATORIO

        FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA INORGÁNICA   
       

        FORMULACIÓN ORGÁNICA

        RESULTADOS PROBLEMAS DE NAVIDAD


            PROGRAMA OFICIAL DE LA ASIGNATURA

Preámbulo


La asignatura se ajustará al programa oficial, recogido en el Decreto 86/2002, por el que se establece el currículo de Bachillerato.


PROGRAMA DE TEORÍA

OBJETIVOS GENERALES

1.   Comprender los principales conceptos de la Química y su articulación en leyes, teorías y modelos, valorando el papel que estos desempeñan en su desarrollo.

2.   Resolver problemas que se les plantean en la vida cotidiana, seleccionando y aplicando los conocimientos químicos relevantes.

3.   Utilizar con autonomía las estrategias características de la investigación científica y los procedimientos propios de la Química para realizar pequeñas investigaciones y, en general, explorar fenómenos y situaciones desconocidas para ellos.

4.   Comprender la naturaleza de la Química y sus limitaciones, así como sus complejas interacciones con la tecnología y la sociedad, valorando la necesidad de preservar el medio ambiente y de trabajar para lograr una mejora de las condiciones de vida actuales.

5.   Relacionar los contenidos de la Química con otras áreas científicas como la Física, Biología, Geología, Ciencias de la Tierra y el Medioambiente.

6.   Valorar la información proveniente de diferentes fuentes para formarse una opinión propia que les permita expresarse críticamente sobre los problemas actuales relacionados con la Química.

7.   Comprender que el desarrollo de la Química supone un proceso cambiante y dinámico, mostrando una actitud flexible y abierta ante opiniones adversas.

                                                                   

TEMA 1.  INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA     ir a problemas tema I

            Si bien este tema no corresponde al temario oficial de la asignatura, conocemos las carencias con las que llega nuestro alumnado a este curso, por lo que se propone, como tema previo, un repaso a los contenidos adquiridos en los cursos anteriores.

OBJETIVOS DIDÁCTICOS

            El alumno/a, al finalizar este tema, deberá:

1.- Calcular el porcentaje de cada uno de los elementos que forman un compuesto y al revés, dado el porcentaje calcular la fórmula empírica y molecular.

2.- Manejar los conceptos de mol, volumen molar, número de Avogadro, número de átomos de cada uno de los elementos que forman un compuesto que existe en una cierta cantidad del mismo.

3.- Dada una concentración de una disolución, saber expresar la concentración en cualquiera de las otras formas.

4.- Resolver problemas de estequiometría utilizando proporciones.

CONTENIDOS

A)    CONCEPTOS

1.- Composición centesimal.

2.- Concepto de mol, volumen molar y número de Avogadro.

3.- Disoluciones: formas de expresar la concentración.

4.- Estequiometría.

 

B)    PROCEDIMIENTOS

1.- Reconocer y aplicar las diferentes formas de medir la concentración de una disolución.

2.- Aplicar las leyes de los gases.

3.- Analizar el concepto de mol  y aplicarlo a ejercicios.

4.- Formular correctamente y ajustar ecuaciones químicas, realizando posteriormente cálculos estequiométricos y volumétricos.

5.- Convenir sobre las dificultades de la evaluación de los riesgos que se asocian al uso de determinados productos químicos.

 

C)    ACTITUDES

1.- Debatir sobre la Ciencia como conocimiento supuestamente neutral y aséptico.

2.- Apreciar el desarrollo de la Química cuando se acepta el método científico en sus estudios y experimentos.

3.- Valorar algunos descubrimientos científicos de gran valía para la humanidad (fármacos, tejidos combustibles, etc.).

4.- Evaluar lo más objetivamente posible las ventajas e inconvenientes que se asocian al desarrollo de la síntesis química en la sociedad actual.

5.- Valorar los peligros de un desarrollo técnico incontrolado ante un planeta limitado en sus recursos y en los sistemas naturales de depuración.

6.- Aceptar el papel protagonista que deben asumir ellos mismos ante las incertidumbres de un futuro marcado por la continua innovación tecnológica.


TEMA 2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA Y SISTEMA PERIÓDICO                                                          ir a problemas tema II   

OBJETIVOS DIDÁCTICOS

            El alumno/a, al finalizar este tema, deberá:

1.   Conocer los orígenes y evolución de las teorías atómicas.

2.   Comprender el papel que juegan los modelos atómicos, basados en hechos experimentales y modificables o sustituibles cuando se observan hechos que no se explican.

3.   Reconocer la discontinuidad que existe en la energía, al igual que la existente en la materia.

4.   Aprender a manejar el aparato físico-matemático sencillo para obtener situaciones útiles en este campo.

5.   Interpretar las informaciones que se pueden obtener de los espectros atómicos.

6.   Adquirir el conocimiento de lo que representan: orbitales atómicos, niveles de energía y números cuánticos.

7.   Observar las diferencias entre el mundo microscópico y macroscópico a partir del estudio de las propiedades de la materia y de la energía en cada uno de ellos.

8.   Conocer, comprender e interpretar las limitaciones que tienen las distintas teorías.

9.   Aprender a distribuir los electrones en los átomos y relacionar la configuración de los elementos con su colocación en el Sistema Periódico.

10.Interpretar la información que puede obtenerse de la colocación de los principales elementos en el Sistema Periódico.

11.Observar la periodicidad de las propiedades de los elementos y aprender a compararlas al relacionar varios de dichos elementos entre sí.

12.Conocer las relaciones e interacciones de la Química con la Tecnología y la Sociedad.

 

CONTENIDOS

A) CONCEPTOS

1.- Bases experimentales:

1.1.- Hipótesis de Planck.

1.1.- Efecto fotoeléctrico.

1.3.- Espectros atómicos de absorción y emisión.

2.- Modelos atómicos clásicos:

2.1.- Modelo atómico de Rutherford.

2.2.- Modelo atómico de Bohr.

2.3.- Interpretación de los espectros atómicos.

3.- Mecánica cuántica moderna: Hipótesis de De Broglie y Principio de Incertidumbre de Heisemberg.

4.- Números cuánticos. Orbitales atómicos.

5.- Estructura electrónica y su importancia en la reactividad de los elementos.

5.1.- Principio de exclusión de Pauli.

5.2.- Regla de Hund.

5.3.- Principio de mínima energía o principio de Aufbau.

6.- Repaso histórico de la ordenación de elementos.

6.1.- Tablas periódicas de Mendeleiev y Meyer.

6.2.- Sistema Periódico actual Grupos y períodos. Familias que lo integran.

6.3.- Estructura electrónica y ordenación periódica.

7.- Variación de las propiedades periódicas: potencial de ionización, electroafinidad, electronegatividad y radios atómicos e iónicos.

 

B)    PROCEDIMIENTOS

1.- Relacionar los diversos parámetros ondulatorios entre sí y obtener unos a partir de otros.

2- Calcular energías de radiaciones con la ecuación de Planck e identificarlas con la zona del espectro correspondiente.

3- Aplicar la ecuación de Rydberg para calcular los parámetros energéticos y ondulatorios de las líneas del espectro del hidrógeno.

4.- Calcular órbitas y energías del electrón en ellas, según el modelo de Bohr.

5.- Calcular energías de tránsito internivélico, según el modelo de Bohr.

6.- Dibujar diagramas de niveles y describir saltos internivélicos.

7.- Aplicar el principio de De Broglie para obtener las ondas asociadas a objetos materiales y viceversa.

8.- Adjudicar números cuánticos a los orbitales.

9.- Escribir las configuraciones electrónicas de átomos e iones.

10.- Explicar las variaciones de las propiedades periódicas en los elementos.

  

C) ACTITUDES

1.- Observar la aplicación del método científico en la evolución de los diversos modelos atómicos y en la preparación de las distintas ordenaciones de los elementos.

2.- Reconocer la visión dinámica de la investigación en Química a partir de las aportaciones de teorías y modelos sucesivos que mejoran y complementan los anteriores.

3.- Valorar el rigor de las mediciones y experiencias que obligan a buscar modelos que se acoplen lo más adecuadamente posible a ellas.

4.- Adquirir hacia las teorías una postura crítica que será la responsable de la evolución.

5.- Darse cuenta de las aportaciones de la Química a la Tecnología y la Sociedad.

                                                                                                                          

TEMA 3. ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS.                                                           ir a problemas tema III

OBJETIVOS DIDÁCTICOS

            El alumno/a, al finalizar este tema, deberá:

1.- Comprender el concepto de enlace como el resultado de la estabilidad energética de los átomos unidos por él.

2.- Observar la relación entre formación del enlace y configuración electrónica estable.

3.- Conocer básicamente las características de los distintos tipos de enlace.

4.- Saber predecir por qué tipo de enlace se unirán los diferentes átomos entre sí, a partir de su estructura electrónica.

5.- Aprender a calcular energías reticulares mediante balances energéticos.

6.- Conocer y discutir las propiedades de las sustancias iónicas, covalentes y metálicas.

7.- Recordar cómo se forman las estructuras moleculares según Lewis.

8.- Conocer las diferentes características del enlace y de las moléculas covalentes: energías, ángulos, distancias internucleares y polaridad.

9.- Conocer las teorías que se utilizan para explicar el enlace covalente aplicándolas a la resolución de moléculas concretas.

10.- Conocer las fuerzas intermoleculares e interpretar cómo afectarán a las propiedades macroscópicas de las sustancias.

11.- Conocer las teorías que explican el enlace metálico, aplicándolas a la interpretación de las propiedades típicas de los metales.

12.- Conocer las nuevas aportaciones de la Tecnología en este campo.

 

 

CONTENIDOS

 

A)    CONCEPTOS

1.- Enlace y estabilidad energética. Curvas de estabilidad.

2.- Enlace iónico.

2.1.- Concepto de enlace iónico.

2.2.- Características y tipos de redes cristalinas.

2.3.- Concepto de energía de red.

2.4.- Ciclo de Born-Haber para el cálculo de la energía reticular.

2.5.- Propiedades de las sustancias iónicas.

3.- Enlace covalente:

3.1.- Concepto de enlace covalente.

3.2.- Estructuras de Lewis. Resonancia.

3.3.- Método de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia.

3.4.- Teoría del enlace de valencia.

3.5.- Hibridación de orbitales atómicos.

3.6.- Teoría del orbital molecular.

3.7.- Propiedades de los compuestos covalentes.

4.- Enlace metálico:

4.1.- Características de los compuestos metálicos.

4.2.- Teorías que explican el enlace metálico: modelos del mar de electrones y de bandas.

5.- Fuerzas intermoleculares.

                        5.1.- Enlaces por puente de hidrógeno.

                               5.2.- Fuerzas de Van der Waals.

 

B)    PROCEDIMIENTOS

1.- Predecir, a partir de la estructura electrónica de los átomos, el tipo de enlace que los unirá y la fórmula química que presentarán.

2.- Discutir cualitativamente la variación de las energías de red en diferentes compuestos.

3.- Construir ciclos energéticos de tipo Born-Haber para el cálculo de la energía de red.

4.- Realizar diagramas de estructuras de Lewis para diferentes moléculas.

5.- Aplicar el concepto de resonancia utilizando estructuras de Lewis.

6.- Explicar la polaridad o apolaridad de diferentes átomos y moléculas.

7.- Saber calcular la participación iónica en un compuesto covalente.

8.- Explicar la formación de diversas moléculas y los enlaces que contienen mediante la TEV.

9.- Explicar la formación y los enlaces de diversas moléculas y la estructura espacial esperada según el modelo de orbitales híbridos.

10.- Saber razonar el porqué de las anomalías estructurales espaciales observadas en las moléculas utilizando alguna de las teorías estudiadas.

11.- Construir estructuras electrónicas moleculares sencillas utilizando la TOM.

 

C)               ACTITUDES 

1.- Observar el principio básico de la disminución energética en un sistema como causa de su evolución.

2.- Habituarse a utilizar conceptos teóricos para explicar la formación de las sustancias y sus características básicas.

3.- Valorar las teorías y modelos como útiles aplicables a casos concretos y adquirir una postura crítica hacia sus insuficiencias.

4.- Reconocer las aportaciones de las nuevas tecnologías a la Química.

                                                                                                                             

TEMA 4.  TERMOQUÍMICA                                    ir a problemas tema IV

OBJETIVOS DIDÁCTICOS

            El alumno/a, al finalizar este tema, deberá:

1.   Conocer los diferentes sistemas termodinámicos existentes.

2.   Diferenciar entre variables extensivas e intensivas.

3.   Conocer las funciones de estado y su utilidad.

4.   Interpretar correctamente el primer principio de la termodinámica.

5.   Aplicar el primer principio a las reacciones químicas.

6.   Definir el concepto de entalpía y relacionarla con la transferencia de calor de una reacción a presión constante.

7.   Diferenciar las ecuaciones exotérmicas de las endotérmicas.

8.   Relacionar la transferencia de calor a presión constante y a volumen constante.

9.   Diferenciar correctamente las entalpías de formación de las entalpías de reacción.

10.Aplicar la ley de Hess al cálculo de entalpías de reacción en un proceso químico.

11.Conocer y aplicar  el concepto de entalpía de enlace.

12.Conocer y aplicar el criterio de espontaneidad de las reacciones químicas.

13.Conocer el concepto de entropía y su relación con el segundo principio de la termodinámica.

14.Estudiar cualitativamente la variación de entropía y de la energía libre de Gibbs en un proceso químico.

15.Conocer las energías libres de formación exactamente igual a como se hace con las entalpías.

16.Explicar y diferenciar el primer del segundo principio de la termodinámica.

17.Conocer las relaciones e interacciones de la Química con la Tecnología y la Sociedad.

 

CONTENIDOS

 

A) CONCEPTOS 

1.- Sistemas termodinámicos. Variables termodinámicas.

2.- Primer principio de la termodinámica y aplicaciones.

2.1.- Transferencia de calor a volumen constante y a presión constante. Relación entre ambas.

3.- Concepto de entalpía.

3.1.- Diagramas entálpicos y ecuaciones termoquímicas.

3.2.- Entalpías de formación y cálculo de las entalpías de reacción.

3.3.  Ley de Hess. Aplicación al cálculo de las entalpías de reacción.

3.4.- Entalpías de enlace. Cálculo de la entropía de reacción a través de ellas.

4.- Segundo principio de la termodinámica.

4.1.- Espontaneidad de las reacciones químicas.

4.2.- Concepto de entropía y de energía libre de Gibbs.

4.3.- Concepto de proceso reversible e irreversible.

4.4.- Energías libres de formación y de reacción.

 

 

B)    PROCEDIMIENTOS 

1.- Relacionar los diferentes sistemas termodinámicos con las variables termodinámicas que les afectan.

2.- Relacionar las diferentes funciones de estado entre sí.

3.- Aplicar correctamente el primer principio a un proceso químico.

4.- Comprender y aplicar correctamente el criterio de signos de un sistema termodinámico cuando sobre él se produce o se desprende calor o trabajo.

5.- Relacionar la transferencia de calor cuando el proceso se realiza a presión constante o a volumen constante.

6.- Aplicar el concepto de entalpía correctamente a procesos endotérmicos y exotérmicos.

7.- Calcular la entalpía de una reacción, bien a través de las entalpías de enlace o de las entalpías de formación.

8.- Aplicar correctamente la ley de Hess en la aditividad de las entalpías de reacción a una serie de reacciones químicas.

9.- Interpretar los diagramas entálpicos y las ecuaciones termoquímicas.

10.- Predecir si un proceso químico va a ser espontáneo o no, conocido el factor energético y el factor de desorden del mismo.

11.- Ser capaz de explicar a un nivel sencillo el segundo principio de la termodinámica.

 

C)    ACTITUDES

1.- Observar la aplicación del método científico a los procesos termodinámicos.

2.- Relacionar los conocimientos conceptuales adquiridos con la Tecnología y la Sociedad.

3.- Utilizar correctamente la energía de las reacciones químicas para el desarrollo de la sociedad.

4.- Aprender a utilizar crítica y correctamente el papel que la termoquímica desarrolla en la sociedad actual, así como el impacto que su utilización tiene en el medio ambiente.

                                                                                                                              

TEMA 5.  CINÉTICA QUÍMICA.                             ir a problemas tema V

OBJETIVOS DIDÁCTICOS

            El alumno/a, al finalizar este tema, deberá:

1.   Definir y utilizar correctamente el concepto de velocidad de reacción.

2.   Diferenciar claramente las dos teorías utilizadas para explicar la génesis de una reacción química.

3.   Diferenciar el concepto de orden de reacción del concepto de molecularidad.

4.   Diferenciar el orden total del orden parcial de una reacción.

5.   Conocer el proceso del mecanismo de reacción para casos sencillos y relacionarlo con el de molecularidad, sabiendo la importancia que tiene en el conjunto de las etapas la fase lenta o limitante.

6.   Conocer perfectamente los factores que intervienen en la velocidad de una reacción química.

7.   Conocer la importancia que tienen los catalizadores en la producción de productos básicos a escala industrial.

 

 

CONTENIDOS

 

A) CONCEPTOS

1.- Concepto de velocidad de reacción.

1.1.- Expresión de la ecuación de velocidad.

2.- Orden de reacción y molecularidad.

3.- Factores de los que depende la velocidad de una reacción.

4.- Utilización de los catalizadores en los procesos industriales: conservantes y antioxidantes.

5.- Teoría de las reacciones químicas.

            5.1.- Teoría de las colisiones.

            5.2.- Teoría del estado de transición o del complejo activado.

 

B) PROCEDIMIENTOS

1.- Relacionar e interpretar las gráficas de variación de los componentes de una reacción química en función de las concentraciones calculadas a cada intervalo de tiempo, y tabularlas convenientemente.

2.- Aplicar correctamente el concepto de velocidad de reacción a cualquier proceso químico convenientemente ajustado.

3.- Ser capaz de explicar las teorías en las que se basan las reacciones químicas diferenciando claramente su base científica.

4.- Aplicar correctamente la ecuación cinética a cualquier proceso químico.

5.- Calcular los órdenes parciales y totales de una reacción química.

6.- Interpretar de forma adecuada las etapas que componen el mecanismo de reacción.

7.- Calcular la Energía de activación de un proceso químico, aplicando la ecuación de Arrhenius.

8.- Comprender y explicar correctamente cuáles son los factores que intervienen en la velocidad de reacción.

 

C) ACTITUDES

1.- Observar la aplicación de las fases del método científico a los procesos cinéticos de las reacciones químicas.

2.- Relacionar los conocimientos conceptuales adquiridos con la tecnología, la sociedad y el medio ambiente.

3.- Utilizar correctamente el uso de aditivos (catalizadores) en las reacciones químicas para el desarrollo de la sociedad sin deteriorar el medio ambiente.

4.- Desarrollar una actitud positiva hacia el estudio de los procesos cinéticos y todo lo que ello supone en el aprendizaje y formación de nuestros conocimientos científicos.

5.- Aprender a utilizar crítica y correctamente el papel que la cinética de las reacciones desarrolla en la sociedad actual.

                                                                                                                              

TEMA 6.  EQUILIBRIO QUÍMICO                         ir a problemas tema VI

 

OBJETIVOS DIDÁCTICOS

            El alumno/a, al finalizar este tema, deberá:

1.   Definir correctamente el estado de equilibrio a partir del aspecto dinámico de una reacción química.

2.   Interpretar y valorar la importancia que tiene el concepto de cociente de reacción para conocer el momento en que se encuentra la reacción respecto a su estado de equilibrio.

3.   Diferenciar y aplicar, con buen criterio, la utilización de las constantes Kc y Kp a equilibrios sencillos donde intervengan especies en estado líquido y gaseoso.

4.   Relacionar las constantes de equilibrio Kc y Kp.

5.   Conocer las características que definen el estado de equilibrio químico.

6.   Conocer y aplicar, a distintas reacciones, la relación entre las constantes de equilibrio y el grado de disociación.

7.   Interpretar de forma cualitativa la importancia que tiene la ley de Le Chatelier para desplazar un equilibrio químico.

8.   Conocer los factores que modifican el estado de equilibrio.

9.   Valorar la importancia del equilibrio químico en procesos industriales.

10.Conocer un caso especial de equilibrio, como es el equilibrio heterogéneo, concepto de solubilidad y relación entre ambos. Aplicación a distintas sales.

 

 

CONTENIDOS

 

A) CONCEPTOS

1.- Reacciones reversibles e irreversibles.

2.- Naturaleza del equilibrio químico.

2.1.- Aspectos dinámicos del equilibrio químico.

2.2.- Ley de acción de masas. Constante de equilibrio y cociente de reacción. Formas de expresar la constante de equilibrio: Kc, Kp y Kx. Relación entre las distintas constantes de equilibrio.

            3.- Grado de disociación. Relación entre la constante de equilibrio y el grado de disociación.

            4.- Equilibrios heterogéneos.

5.- Factores que modifican el equilibrio. Ley de Le Chatelier.

6.- Estudio de algunos equilibrios de interés industrial y medioambiental.

 

B) PROCEDIMIENTOS

1.- Interpretar la diferencia existente entre la magnitud que nos mide el cociente de reacción Q, y la constante de equilibrio, K.

2.- Aplicar correctamente la ley de Acción de Masas a equilibrios cuyas especies sean sólidas, líquidas o gaseosas.

3.- Ser capaz de explicar las características del equilibrio.

4.- Utilizar correctamente, en ejercicios de aplicación sencillos, las distintas constantes.

5.- Saber relacionar, entre sí, las constantes Kc y Kp.

6.- Comprender la importancia que tiene saber aplicar el equilibrio en el cálculo del grado de disociación a través de sus constantes y viceversa.

7.- Saber interpretar correctamente la ley de Le Chatelier por la que podemos desplazar el equilibrio en uno u otro sentido sin más que modificar la temperatura de reacción, la presión, o las concentraciones de las especies reaccionantes.

 

C) ACTITUDES

1.- Relacionar los conocimientos adquiridos con la tecnología y la sociedad.

2.- Desarrollar una actitud positiva hacia el estudio de los procesos químicos en equilibrio y todo lo que ello conlleve en el aprendizaje y formación de nuestros conocimientos de Química.

3.- Aprender a utilizar crítica y correctamente el papel que el equilibrio de las reacciones químicas desarrolla en la sociedad actual.

                                                                                                                              

TEMA 7.  REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES                                                                 ir a problemas tema VII

OBJETIVOS DIDÁCTICOS:

            El alumno/a, al finalizar el tema, deberá:

1.   Comprender el concepto de reacción ácido-base dado por Brönsted-Lowry y asociar las reacciones ácido-base con un intercambio de protones: el ácido los cede y la base los capta.

2.   Comprender los conceptos de ácido y base conjugados.

3.   Ser capaz de estudiar de forma teórica el equilibrio de ionización de un ácido o una base en agua. Distinguir entre lo que debería ser la constante del equilibrio de disociación (K) según lo estudiado en el tema 6, y las constantes Ka y Kb que se utilizan en los equilibrios ácido-base y las relaciones entre ellas.

4.   Comprender el concepto de fortaleza de un ácido y relacionar ésta con otras propiedades como el porcentaje de ionización, los valores de Ka y Kb, la concentración de iones hidronio de una disolución acuosa, el pH, etc.

5.   Conocer de forma cualitativa la fortaleza de los ácidos y de las bases de uso común en el laboratorio.

6.   Ser capaz de escribir el equilibrio de autoionización del agua y deducir de él la expresión de Kw. Conocer el valor de Kw a 25 ºC y su invarianza de unas disoluciones a otras.

7.   Ser capaz de deducir la expresión Ka · Kb = Kw.

8.   Conocer el concepto de pH y saber utilizarlo para calcular la [H3O+]. Conocer procedimientos para medir el pH de una disolución.

9.   Ser capaz de predecir el tipo de pH de una disolución acuosa de una sal a partir del concepto de hidrólisis. Darse cuenta de que los aniones y los cationes de una sal pueden actuar como ácidos o bases de Brönsted.

10.Ser capaz de establecer las condiciones estequiométricas del punto de equivalencia de una reacción de neutralización.

11.Conocer la ley de igualdad de equivalentes de ácido y base en el punto de equivalencia y saber aplicarla a la resolución de problemas.

12.Conocer qué se entiende por indicador ácido-base y como se utiliza.

13.Conocer otras interpretaciones de los procesos ácido-base: teoría de Arrhenius y teoría de Lewis.

 

CONTENIDOS

 

A) CONCEPTOS

1.- Concepto organoléptico de ácido y base

2.- Concepto de ácido y base según Arrhenius: sus limitaciones.

3.- Concepto de ácido y base según Brönsted-Lowry.

3.1.- Concepto de pares ácido-base conjugados.

3.2.- Sustancias anfóteras.

4.- Fortaleza relativa de un ácido: grado de ionización.

5.- Constantes de disociación de los ácidos y de las bases débiles, en medio acuoso.

6.- El equilibrio iónico del agua. Concepto de pH.

7.- Concepto de indicador ácido-base.

8.- Volumetrías de neutralización de ácido y bases fuertes. Punto de equivalencia.

            9.- Estudio cualitativo de acidez o basicidad de las disoluciones de sales en agua (hidrólisis).

 

B)    PROCEDIMIENTOS

1.- Relacionar los valores Ka y Kb con la fortaleza de los ácidos y de las bases.

2.- Conocer y saber utilizar procedimientos para la medida del pH de una disolución.

3.- Predicción del tipo de pH de una disolución acuosa de una sal.

4.- Interpretación de las condiciones estequiométricas del punto de equivalencia en términos de moles y de equivalentes.

5.- Interpretar el cambio de color de un indicador.

 

C)    ACTITUDES

1.- Valorar la importancia de los ácidos y las bases en la vida doméstica, en la industria y en el laboratorio.

2.- Evaluar los problemas que supone la lluvia ácida para el medio ambiente.

 

 

                                                                                                                               

TEMA 8. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES                                                           ir a problemas tema VIII

OBJETIVOS DIDÁCTICOS:

            El alumno/a, al finalizar el tema, deberá:

1.   Comprender el concepto electrónico de oxidación-reducción.

2.   Conocer el concepto de sustancia oxidante y reductora.

3.   Conocer el concepto de número de oxidación y saber asociar su variación con las sustancias que se oxidan y que se reducen.

4.   Saber ajustar las reacciones de oxidación-reducción por el método del ión-electrón.

5.   Ser capaz de establecer las relaciones entre moles y entre equivalentes en un proceso redox a partir de la ecuación química ajustada.

6.   Ser capaz de distinguir entre células galvánicas y cubas electrolíticas en términos de las transformaciones energéticas que tienen lugar en ellas.

7.   Conocer la estructura y funcionamiento de una pila Daniel, siendo capaz de establecer con claridad cuál es el ánodo y cuál es el cátodo de la pila, y los procesos que tienen lugar en ellos.

8.   Ser capaz de establecer otros tipos de pilas de electrodos metálicos y determinar su potencial normal.

9.   Ser capaz de justificar por qué elementos como el sodio no pueden obtenerse por electrólisis de una disolución acuosas de sus sales.

10.Conocer las leyes de Faraday de la electrólisis y ser capaz de aplicarlas a casos sencillos.

 

CONTENIDOS

 

A) CONCEPTOS

1.- Concepto restringido de oxidación y reducción.

2.- Concepto electrónico de oxidación y reducción.

2.1.- Número de oxidación

2.2.- Oxidantes y reductores. Pares redox.

3.- Estequiometría de las reacciones redox.

            3.1.- Ajuste de las reacciones redox por el método de ion electrón, en medio ácido.

            3.2.- Equivalente redox.

4.- Procesos electroquímicos.

4.1.- Potencial de electrodo.

4.2.- Célula galvánica. Pila de Daniell.

4.3.- Electrodo de referencia.

4.4.- Escala de potenciales normales de reducción.

5.- Potencial normal de una pila.

6.- Predicción de reacciones redox.

7.- Cuba electrolítica.

7.1.- Concepto de ánodo y cátodo de una cuba electrolítica.

7.2.- Proceso anódico y proceso catódico.

7.3.- Polaridad de los electrodos de una cuba electrolítica.

8.- Algunos ejemplos de electrólisis. Electrólisis del agua.

9.- Leyes de Faraday.

10.- Estudio de las principales aplicaciones industriales de los procesos redox: las baterías (acumuladores) y la corrosión y protección de los metales.

  

      B) PROCEDIMIENTOS

1.- Relacionar los conceptos de sustancia oxidante y sustancia reductora, sustancia que se oxida y sustancia que se reduce con la variación que experimenta el número de oxidación de una reacción redox.

2.- Determinar el número de oxidación de los átomos de una sustancia.

3.- Analizar los aspectos estequiométricos de las reacciones redox.

4.- Ajustar reacciones de oxidación-reducción por el método del ion electrón.

5.- Interpretar las tablas de potenciales normales de reducción.

6.- Determinar el potencial de una pila a partir de los potenciales normales de electrodos.

7.- Determinar la espontaneidad de un proceso redox a partir de los potenciales de electrodos.

8.- Determinar los elementos obtenidos en un proceso de electrólisis a partir de los potenciales de electrodo de las sustancias presentes.

9.- Aplicar las Leyes de Faraday para la determinación de las distintas variables que se ven implicadas en ella: masa depositada en un proceso electrolítico, intensidad de la corriente, tiempo de funcionamiento de la cuba, etc.

 

C) ACTITUDES 

1.- Valorar la importancia de la tecnología como método para aprovechar en beneficio de la sociedad, los fenómenos químicos asociados a la oxidación-reducción.

                                                                                                                                  

TEMA 9. QUÍMICA DEL CARBONO Y QUÍMICA INDUSTRIAL                                                                      ir a problemas tema IX

OBJETIVOS DIDÁCTICOS:

Los alumnos/as, al finalizar el tema, deberán:

1.- Conocer el origen del término Química Orgánica y el porqué de la denominación actual de Química del Carbono.

2.- Recordar las características de la configuración electrónica del átomo de carbono y reconocer las posibles hibridaciones de sus orbitales atómicos que posibilitan la formación de enlaces sencillos, dobles y triples.

3.- Distinguir las diferentes maneras de expresar las fórmulas de los compuestos orgánicos, utilizando con soltura las fórmulas semidesarrolladas en la formulación orgánica.

4.- Saber nombrar y formular compuestos orgánicos sencillos mono y polifuncionales.

5.- Entender el concepto de isomería y distinguir entre los distintos tipos de isomería plana y espacial.

6.- Reconocer en los grupos funcionales el factor básico para interpretar la reactividad de los compuestos orgánicos.

7.- Aprender los tres tipos básicos de reacciones orgánicas: sustitución, adición, y eliminación.

8.- Aplicar la Regla de Saytzeff y de Markownikoff en las reacciones de eliminación y de adición respectivamente para conocer los productos que se obtienen en mayor proporción en cada reacción.

9.- Conocer otras reacciones orgánicas, sobre todo las de esterificación y las de óxido reducción.

 

 

CONTENIDOS

 

A)    CONCEPTOS

1.- Características de los compuestos del carbono.

2.- Hibridación de orbitales atómicos en el átomo de carbono y formación de enlaces sencillos, dobles y triples.

3.- Concepto de grupo funcional y de serie homóloga.

4.- Estudio de los grupos funcionales principales.

5.- Reactividad de los compuestos orgánicos.

            5.1.- Desplazamientos electrónicos, rupturas de enlaces e intermedios de reacción.

            5.2.- Tipos de reacciones: sustitución, adición y eliminación.

6.- Concepto de isomería.

            6.1.- Isomería plana.

            6.2.- Estereoisomería.

7.- Polímeros artificiales (fibras, cauchos y plásticos). Macromoléculas biológicas.

8.- Aplicaciones de la química del carbono en la industria química.

9.- Química del laboratorio y química industrial. Estudio de la obtención, propiedades y derivados del amoniaco, ácido nítrico y ácido sulfúrico.

  

B)    PROCEDIMIENTOS

1.- Distinguir entre Química Orgánica y Química Inorgánica.

2.- Comparar las configuraciones electrónicas del átomo de carbono con otros elementos próximos en el Sistema Periódico.

3.- Representar esquemáticamente el solapamiento de orbitales que justifique la formación de enlaces sencillos, dobles y triples.

4.- Identificar las diferentes fórmulas que pueden representar a un compuesto orgánico.

5.- Calcular fórmulas empíricas y moleculares a partir de porcentajes de los elementos que constituyen el compuesto o de las cantidades de dióxido de carbono y agua que se forman en su combustión.

6.- Practicar con modelos de bolas y varillas para la formación de compuestos orgánicos sencillos.

7.- Formular y nombrar compuestos orgánicos sencillos, mono o polifuncionales.

8.- Identificar el tipo de isomería que puede acompañar a distintos compuestos orgánicos.

9.- Reconocer carbonos asimétricos en una cadena carbonada.

10.- Relacionar la reactividad de un compuesto orgánico con su estructura molecular.

11.- Aplicar los conocimientos aprendidos en el tema, al análisis de las diferentes etapas del proceso de transformación industrial del petróleo.

 

C) ACTITUDES

1.- Apreciar la ingente variedad de productos químicos sintetizados actualmente.

2.- Estimar la importancia del estudio de la reactividad orgánica en cuanto que son numerosísimas las sustancias orgánicas sintetizadas y que pueden seguir sintetizándose.

3.- Conocer la importancia que tienen las macromoléculas naturales para la constitución y mantenimiento de la vida.

4.- Reconocer que la vida es ante todo actividad química.

 

CRITERIOS DE EVALUACIÓN

1. Valorar críticamente el papel que la Química desarrolla en la sociedad actual a través de sus logros y fracasos, así como el impacto que tiene en el medio ambiente.

2. Valorar la importancia histórica de determinados modelos y teorías poniendo de manifiesto las razones que llevaron a su aceptación, así como las presiones que, por razones ajenas a la ciencia, se originaron en su desarrollo.

3. Hacer trabajos bibliográficos sobre los modelos atómicos y clasificaciones periódicas de los elementos.

4. Aplicar el modelo mecanocuántico para interpretar la información que proporciona la configuración electrónica de los elementos y su posición en el Sistema Periódico, comparándolos entre sí y formulando hipótesis sobre sus propiedades, justificando sus variaciones periódicas.

5. Predecir o comparar de forma razonada las estructuras y las propiedades de compuestos en función de los enlaces, tanto intra como intermoleculares, que presenten. Diseñar experiencias para determinar el tipo de enlaces de sustancias en función de las propiedades observadas. Interpretación de las propiedades de determinados compuestos por el efecto de las fuerzas intermoleculares.

6. Distinguir entre reacciones endo y exotérmicas; representarlas gráficamente y calcular las variaciones de entalpías de reacción así como otras magnitudes termodinámicas.

7. Planificar investigaciones sobre diferentes combustibles para justificar la elección de unos frente a otros, en función de la energía liberada y de razones económicas y ambientales. Se trata de constatar que el alumno es capaz de plantear investigaciones bibliográficas que le permitan elegir el combustible más apropiado desde los puntos de vista energético y medioambiental.

8. Predecir la espontaneidad de un proceso químico a partir de los conceptos entálpicos y entrópicos.

9. Comparar los trabajos de la investigación química que se realizan en el laboratorio y los que se realizan en producción de la industria química e indicar los sistemas utilizados en el tratamiento de los residuos.

10. Resolver ejercicios y problemas relacionados con la determinación de cantidades de las sustancias que intervienen en reacciones químicas que hayan alcanzado el equilibrio.

11. Hacer hipótesis sobre las variaciones que se producirán en un equilibrio químico al modificar alguno de los factores que lo determinan y plantear la manera en que se podrían poner a prueba dichas hipótesis.

12. Aplicar los conceptos de ácido y base de Arrhenius y Brönsted-Lowry para reconocer las sustancias que pueden actuar como tales y hacer cálculos estequiométricos en sus reacciones en medio acuoso.

13. Diseñar y llevar a cabo una volumetría de neutralización ácido-base para realizar un informe sobre la misma.

14. Identificar reacciones de oxidación y reducción en procesos que se producen en nuestro entorno, reproducirlas en el laboratorio cuando sea posible, escribir las ecuaciones ajustadas en casos sencillos y realizar cálculos estequiométricos.

15. Distinguir entre pila galvánica y cuba electrolítica. Utilizar correctamente las tablas de potenciales normales de reducción para calcular la f.e.m. de una pila y predecir procesos redox.

16. Formular y nombrar correctamente los diferentes grupos de compuestos orgánicos.

17. Escribir la estructura semidesarrollada de compuestos isómeros a partir de su fórmula molecular y nombrarlos correctamente.

18. Valorar, por medio de un informe bibliográfico, el interés económico, biológico e industrial que tienen los polímeros artificiales y naturales, basándose en su obtención y justificando según su estructura algunos rasgos que les den este interés.

19. Analizar el papel de contaminantes comunes que afectan al gran ecosistema terrestre, relacionando su producción con determinadas actividades humanas.


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PROBLEMAS PROPUESTOS.


TEMA I. Introducción a la Química.

COMPOSICIÓN CENTESIMAL

1.- Calcula el tanto por ciento de cada uno de los átomos de los siguientes compuestos: a) sulfato de hierro (III); b) sulfuro de hierro (II); c) sulfato de cobre (II) pentahidratado.

2.- Una muestra de 150 gramos de oligisto (óxido férrico) tiene un 25% de impurezas. ¿Qué cantidad de hierro existe en la muestra?

3.- El abonado de una cierta tierra de labor exige anualmente 320 Kg. De nitrato de Chile (nitrato sódico). Se ha decidido emplear, en lugar de dicho abono, nitrato de Noruega (nitrato cálcico). ¿Cuántos kilogramos de este último deberán utilizarse para que no se modifique la aportación de nitrógeno fertilizante al terreno? ¿Y para que no se modifique la aportación de iones nitrato?

4.- El análisis de un hidrato de carbono da la siguiente composición centesimal: 40% de carbono; 6,71% de hidrógeno; 53,29% de oxígeno. Hallar la fórmula molecular del compuesto, sabiendo que su masa molecular es 180.

5.- Un hidrocarburo gaseoso contiene 85,71% de carbono y su densidad en condiciones normales es 1,249 g/l. Halla su fórmula molecular.

6.- Una sustancia tiene la siguiente composición centesimal: 57,10% de carbono, 4,79% de hidrógeno y 38,10 % de azufre. Si 10 gramos de dicha sustancia contienen 3,6.1022 moléculas, determinar la fórmula molecular del compuesto. (Selectividad, junio 1995).

7.- ¿Cuál es la composición porcentual de un latón rojo, que contiene únicamente CU, Pb y Zn, si una muestra que pesa 1,528 gramos produce o,o21o gramos de PbSO4 y 0,2206 gramos de Zn2P2O7? (Selectividad, septiembre 1996).

8.- El hierro forma dos cloruros, uno con un 44,20 % de Fe y el otro con un 34,43% de Fe. Determine la fórmula empírica de ambos y nómbrelos. (Selectividad, septiembre 2001).

9.- En la combustión de 2,37 gramos de carbono se forman 8,69 gramos de un óxido gaseoso de este elemento. Un litro de este óxido, medido a 1 atm de presión y a 0ºC, pesa 1,98 gramos. Obtenga la fórmula empírica del óxido gaseoso formado. ¿Coincide con la fórmula molecular? Razone la respuesta (Selectividad, junio 2002).

MOL. Nº DE AVOGADRO.

1.- En 0,6 moles de clorobenceno (C6H5Cl): a) ¿cuántos moles de átomos de carbono hay?; b) ¿cuántas moléculas?; c) ¿cuántos átomos de hidrógeno?

2.- Calcular en dónde existe mayor número de átomos: a) 0,5 moles de dióxido de azufre; b) 14 gramos de gas nitrógeno; c) 67,2 litros de helio, en condiciones normales; d) en 4 gramos de hidrógeno.

3.- A veces se oye que el mol de nitrógeno es su masa molecular expresada en gramos, siendo un error grave. Calcula la masa de una molécula de nitrógeno, es decir, la masa molecular y expresarla en gramos. ¿Cuántas veces es mayor el mol que esta masa?

4.- Razona si es cierta o no la siguiente afirmación: “Un mol de agua contiene el número de Avogadro de moléculas y, en condiciones normales, ocupa un volumen de 22,4 litros.

5.- Se tienen 8,5 gramos de amoniaco y se eliminan 1,5.1023 moléculas. Calcular: a) las moléculas de amoniaco que quedan; b) los moles de amoniaco que quedan; c) los gramos de amoniaco que quedan; d) los moles de átomos de hidrógeno que quedan.

DISOLUCIONES

1.- Se disuelven 20 gramos de ácido sulfúrico puro en 0,1 litro de agua y la disolución alcanza un volumen de 0,111 litros. Calcula: a) la concentración de esta disolución en tanto por ciento en peso; b) la molaridad; c) la normalidad.

2.- Una disolución de ácido perclórico al 40% en peso tiene una densidad de 1,2 g/cm3. Calcula: a) la molaridad de dicha disolución; b) la normalidad; c) la molalidad.

3.- Una disolución de ácido sulfúrico del 20 % en peso tiene una densidad de 1,14 g/cm3. Calcula la molaridad, normalidad y la fracción molar de la disolución.

4.- Se mezclan 50 gramos de etanol y 50 gramos de agua pura para obtener una disolución cuya densidad es 0,954 g/cc. Calcula la concentración molar y la fracción molar del soluto y del disolvente.

5.- ¿Qué cantidad de ácido sulfúrico concentrado del 98% en peso de riqueza y densidad 1,84 g/ml se necesita para preparar 250 cm3 de una disolución 3M de este ácido?

6.- Si se mezclan 200 ml de ácido sulfúrico 3M, con 400 cm3 del mismo ácido 1M, ¿qué volumen de agua será necesario añadir para que la disolución resultante sea 1,2M?

7.- Calcular la fracción molar del metanol en una disolución acuosa 0,100 molal, sabiendo que la densidad de la disolución es 1,002 g/ml.

8.- Con 1,45 gramos de nitrato cálcico del 85% de riqueza, ¿qué volumen de disolución 0,3 M se podrá preparar?

9.- ¿Qué volumen de ácido clorhídrico concentrado del 36% de riqueza en peso y densidad 1,1791 g/ml hay que tomar para preparar 50 cm3 de disolución del 12% en peso y densidad 1,0526 g/ml.?

10.- De una disolución 5M de cloruro potásico se toman 200 cm3 y se diluye al doble, es decir se añaden 200 cm3 de agua pura. De la disolución resultante se hacen dos partes iguales y se diluyen: la primera parte al doble y la segunda al triple. Se vuelven a unir las dos partes y al conjunto se añaden 100 cm3 de disolución 2 M de cloruro potásico. ¿Qué molaridad tendrá la disolución final?

11.- Se tiene una disolución de ácido sulfúrico del 98% en peso y densidad 1,84 g/cm3. a) ¿Cuántos mL de dicha disolución son necesarios para preparar 250 mL de disolución 0,3 M?; b) ¿Cuántos mL de disolución diluida son necesarios para neutralizar 11,2 gramos de hidróxido potásico? (Selectividad, junio 1996).

12.- Se dispone de un ácido nítrico de riqueza del 25% en peso y densidad 1,40 g/cm3. a) ¿Cuál es la molaridad de este ácido?; b) ¿Cuántos mL deben tomarse de esta disolución para preparar 5 litros de disolución 0,01 M? (Selectividad, septiembre 1996).

13.- a) ¿Cómo prepararías 100mL de una disolución de hidróxido sódico 0,1 molar a partir de otra disolución 0,5 M?; b) ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 0,5 M será necesario para neutralizar a la disolución diluida? (Selectividad, septiembre 1996).

14.- Se prepara una disolución disolviendo 180 gramos de hidróxido de sodio en 400 gramos de agua. La densidad de la disolución resultante es de 1,340 g/cm3. a) Calcula la molaridad de la disolución; b) Calcular los gramos de hidróxido sódico necesarios para neutralizar un litro de disolución 0,1 M de HCl. (Selectividad, septiembre 1998).

15.- Disponemos de ácido clorhídrico comercial (riqueza 36% en peso y densidad 1,18 g/cm3) y deseamos preparar 500 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico 2,32 M. Explica detalladamente el procedimiento, material, y cálculos correspondientes. (Selectividad, junio 1999).

16.- a) Calcule la fracción molar de agua y de etanol (C2H6O), en una disolución preparada añadiendo 50 g de etanol y 100 g de agua; b) Calcule el % en volumen de etanol en la disolución anterior. La densidad del agua es 1,00 g/cm3. La densidad del etanol es 0,79 g/cm3. (Selectividad, septiembre 2001).-

17.- Se desea preparar 500 ml de una disolución de HCl 0,1 M a partir de ácido clorhídrico comercial, del 36% de riqueza en peso y densidad 1,2 g/cm3. Explique detalladamente los cálculos, el material y el procedimiento para completar esta operación. (Selectividad, septiembre 2001).

ESTEQUIOMETRÍA

1.- Se descomponen por calor 13 gramos de clorato potásico, según la reacción: clorato potásico con calor para dar cloruro potásico y oxígeno. Calcular la masa y el volumen de oxígeno, medidos en condiciones normales, que se producen.

2.- Se echa un trozo de sodio de 0,92 gramos del 87% de riqueza sobre un exceso de agua, obteniéndose una disolución de hidróxido sódico. Calcula el volumen de hidrógeno desprendido, medido a 30ºC y 700 mm. de Hg, así como la masa descompuesta por el metal. Si el volumen inicial de agua era 150 cm3 calcular la molaridad de la disolución resultante.

3.- En una reacción de una muestra de 34 g de carbonato cálcico con ácido clorhídrico se han desprendido 5,6 litros de dióxido de carbono medidos a 27ºC y 740 mm de Hg de presión. ¿Cuál es el porcentaje de riqueza de la muestra de carbonato cálcico?

4.- Se dispone de 550 Kg de sulfuro de hidrógeno y 550 Kg de dióxido de azufre y se pretende obtener azufre según la reacción: Sulfuro de hidrógeno con dióxido de azufre para dar agua y azufre. Suponiendo que el rendimiento de la reacción es del 100% calcular: a) la masa del reactivo que quedará en exceso; b) la cantidad de azufre obtenida.

5.- Se hacen reaccionar 200 gramos de carbonato de calcio con ácido clorhídrico suficiente para su reacción total. El dióxido de carbono formado se lleva a un vaso que contiene una disolución de hidróxido sódico donde se supone que reacciona por completo para dar carbonato de sodio. ¿Qué cantidad de hidróxido de sodio se necesita?.

6.- A través de una muestra de 3 gramos de cloruro de plata contenida en un tubo calentado al rojo, se hace pasar una corriente de hidrógeno hasta reacción total: cloruro de plata con hidrógeno para dar cloruro de hidrógeno (gas) y plata. Los gases desprendidos se recogen en agua, obteniéndose una disolución que consume 30 cm3 de hidróxido sódico 0,5 N para conseguir su neutralización. Calcular: a) el volumen de hidrógeno que ha reaccionado, expresado en condiciones normales; b) el porcentaje de riqueza de cloruro de plata en la muestra.

7.- Para determinar la riqueza de una muestra de cinc se toman 50 gramos de la misma y se tratan con una disolución de ácido clorhídrico del 35% en peso y densidad 1,18 g/ml, consumiéndose 129 ml. Calcular el porcentaje de cinc en la muestra y la molaridad de la disolución de ácido clorhídrico. La reacción es ácido clorhídrico con cinc para dar cloruro de cinc e hidrógeno. Calcula también el volumen de hidrógeno desprendido medido en condiciones normales.

8.- ¿Qué cantidad de fosfato sódico puede prepararse por reacción de 4,9 gramos de ácido fosfórico con 7,6 gramos de hidróxido sódico?

9.- En la síntesis de amoniaco, Nitrógeno con Hidrógeno para dar amoniaco, reaccionan 10 gramos de nitrógeno con 1 gramo de hidrógeno. Calcula el rendimiento de la reacción si se han obtenido 2,12 gramos de amoníaco.

10.- 10 gramos de un mineral que tiene un 60% de cinc reaccionan con 3 ml de una disolución de ácido sulfúrico del 96% y densidad 1823 Kg/m3. Calcular: a) la cantidad de sulfato de cinc producido; b) el volumen de hidrógeno obtenido medido a 25ºC y 700 mm de Hg de presión; c) repetir los apartados anteriores suponiendo que el rendimiento de la reacción es del 75%. La reacción es ácido sulfúrico con cinc para dar sulfato de cinc e hidrógeno.

11.- Una mezcla de cloruro y bromuro sódico pesa 0,756 gramos. Por precipitación con nitrato de plata se obtienen 1,617 gramos de una mezcla de cloruro y bromuro de plata. Determina la composición de la mezcla inicial.

12.- El aluminio reacciona con el ácido clorhídrico dando cloruro de aluminio e hidrógeno. Se hacen reaccionar 100 gramos de una muestra de aluminio del 81% de pureza con ácido clorhídrico. Calcular: a) el volumen de disolución de ácido 5M, necesario para la reacción; b) el volumen de hidrógeno gaseoso obtenido, medido a 27ºC y 740 mm de Hg. (Selectividad, septiembre 1995).

13.- El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro sódico dando ácido clorhídrico y sulfato sódico. a) Escribir y ajustar la ecuación química del proceso; b) calcular los gramos de ácido sulfúrico del 90% de pureza que serían necesarios para obtener 20 gramos de ácido clorhídrico del 35% de riqueza. (Selectividad, septiembre 1995).

14.- Mediante la descomposición de la azida sódica, NaN3, en N2 y Na, a) ¿qué cantidad de azida sódica se necesita para preparar 42,02 gramos de N si el rendimiento de la operación es del 85,0%?; b) ¿Cuál es la composición centesimal de la azida sódica? (Selectividad, junio 1996).

15.- En la tostación de la pirita según la reacción (ajustada sólo en los reactivos): 2FeS2 + 11/2 O2 SO + Fe2O3. Determina: a) la cantidad de dióxido de azufre que se obtiene al tostar dos toneladas de pirita de un 90% de riqueza, si el resto de la ganga es silícica; b) el volumen de aire m medido a 298,15K y a 1 atm de presión, que se necesitaría para tostar dicha cantidad de mineral. El aire contiene un 21% en volumen de oxígeno. (Selectividad, junio 1997).

16.- Una muestra de 0,596 gramos de un compuesto formado sólo por boro e hidrógeno ocupa a 273K y 1 atm, 484 mL. Cuando esa muestra se quema en presencia de oxígeno se obtienen 1,17 gramos de agua. Calcula la fórmula molecular del compuesto. (Selectividad, septiembre 1997).

17.- a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico del 95% y densidad 1,84 g/cm3 se necesitan para obtener 15 litros de hidrógeno medidos a 298,15K y 1 atm de presión, de acuerdo con la reacción: H2SO4(l) + Mg(s) MgSO4(ac) + H2 (g); b) ¿Cuántos gramos de magnesio deben utilizarse? (Selectividad, septiembre 1997).

18.- El dióxido de azufre reacciona con oxígeno gaseoso para formar trióxido de azufre. a) ¿Cuántos gramos de trióxido de azufre podrán prepararse a partir de 23,5 gramos de dióxido de azufre?; b) ¿Qué volumen de oxígeno, medido en condiciones normales se necesita para que reaccione todo el dióxido de azufre? (Selectividad, junio de 1998).

19.- Un globo se llena con hidrógeno procedente de la reacción siguiente (sin ajustar): CaH2 (s) + H2O (l) Ca(OH) 2 (ac) + H2 (g). a) ¿Cuántos gramos de dihidruro de calcio harían falta para producir 5 litros de hidrógeno, medidos en condiciones normales, para llenar el globo; b) ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 0,5M será necesario para que reaccione con todo el hidróxido cálcico formado? (Selectividad, junio 1999).

20.-Se mezclan dos litros de cloro gaseoso, medidos a 97ºC y 3 atm, con 3,45 gramos de sodio metálico, y se dejan reaccionar para formar cloruro de sodio. Suponiendo que la reacción es completa: a) ¿Qué reactivo está en exceso, y cuántos moles de él quedan sin reaccionar?, b) ¿Qué masa de cloruro sódico se forma? (Selectividad, junio 2000).

21.- Una muestra de 27,37 gramos de potasio metálico se trata con exceso de oxígeno, convirtiéndose por completo en óxido de potasio. La masa final es 32,97 gramos. Conocida la masa atómica del oxígeno, 16,0 uma, calcule la masa atómica del potasio.

22.- El cinc se disuelve en ácido sulfúrico según la reacción: Zn + H2SO4 Zn2+ + SO42- + H2. a) ¿Qué masa de cinc puede disolverse en 500 ml de ácido sulfúrico del 25% en peso y densidad 1,09 g/cm3?; b) ¿Qué volumen de hidrógeno se desprende, en condiciones normales? (Selectividad, septiembre 2000).

23.- En un reactor de 10 litros se introducen 2,0 gramos de hidrógeno (H2), 8,4 gramos de nitrógeno (N2) y 4,8 gramos de metano (CH4), y se lleva la temperatura hasta 100 ºC. Los gases no reaccionan entre sí en estas condiciones. a) ¿Cuál es la presión parcial de cada uno de los gases?; b) ¿Qué presión total se alcanza en el reactor si la temperatura se eleva hasta 175ºC? (Selectividad, septiembre 2000).

24.- El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de sodio para dar sulfato de sodio y ácido clorhídrico. Se añaden 50 ml de ácido sulfúrico del 98% en peso y densidad 1,835 g/cm3 sobre una muestra de 87 g de cloruro sódico. Suponiendo que la reacción es completa: a) ¿qué reactivo se encuentra en exceso, y cuántos moles del mismo quedan sin reaccionar?; b) ¿qué masa de sulfato de sodio se obtiene en la reacción? (Selectividad, junio 2001).

25.- a) El clorato potásico, trioxoclorato(V) de potasio, se descompone por calor en cloruro potásico y oxígeno molecular. ¿Qué volumen de oxígeno a 125ºC y 1 atm, puede obtenerse por descomposición de 148 gramos de una muestra que contiene 2l 87% en peso de clorato de potasio? b) ¿Cuántas moléculas de oxígeno se formarán? (Selectividad, junio 2002).

26.- Una fábrica produce cal (óxido de calcio) a partir de calcita, mediante la reacción: CaCO3 ---> CaO  +  CO2. Calcule la producción diaria de óxido de calcio si la fábrica consume 50 Tm de calcita del 85% de pureza en carbonato de calcio y el rendimiento de la reacción es del 95%. (Selectividad, junio 2003).

27.- Considere una muestra de 158 gramos de trióxido de azufre a 25 ºC (gas ideal) en un recipiente de 10 L de capacidad. a) ¿Qué presión ejerce el gas? ¿Cuántas moléculas de oxígeno harían falta para ejercer la misma presión? b) ¿Qué masa de dióxido de azufre puede obtenerse de la descomposición de la muestra de trióxido de azufre si el rendimiento es del 85%? (Selectividad, junio 2003).

28.- El carbonato de calcio, trioxocarbonato (IV) de calcio reacciona con el ácido clorhídrico produciéndose cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua. Calcule qué cantidad de caliza, cuyo riqueza en carbonato de calcio es del 83,5% en peso, se necesita para obtener, por reacción con exceso de ácido clorhídrico, 10 litros de dióxido de carbono medidos a 18 ºC y 752 mm de Hg. (Selectividad, junio 2004).

29.- Una reacción para obtener bromobenceno es la siguiente: C6H6  +  Br2  --->  C6H5Br  +  HBr. Cuando se hacen reaccionar 29 mL de benceno líquido, C6H6, con un exceso de Br2, se obtienen 25 gramos de bromobenceno. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? Dato: densidad del benceno 0,88 g/mL. (Selectividad, junio 2004)

30.- Una pura de 1,35 gramos de calcio metálico se convierte cuantitativamente en 1,88 gramos de CaO, también puro. Suponiendo que el peso atómico del oxígeno es 16,0 g/mol, calcule, a partir de los datos del problema, el peso atómico del calcio. (Selectividad, septiembre de 2004).

 



Tema II. Estructura de la materia y Sistema Periódico.

1.- ¿Qué números cuánticos corresponden a un orbital 4d? Y a uno 3s?

2.- Un elemento posee 9 protones y 10 neutrones. ¿Cuál será su peso atómico aproximado? ¿Cuántos electrones posee? ¿De qué elemento se trata?

3.- Indica cuál o cuáles de los siguientes grupos de tres valores correspondientes a n, l, m, respectivamente, son permitidos: a)2,0,0; b) 2,1,1; c) 2,2,0; d) 2,1,-1; d) 2,1,0. En los casos posibles, ¿cómo se llamaría el orbital?

4.- Ordenar por orden creciente de energías los electrones, sin tener en cuenta los posibles estados degenerados: a) 2,0,0,+1/2; b) 2,0,0,-1/2; c) 2,1,0,+ ½; d) 3,1,1,+1/2; e) 3,2,1,-1/2; f) 3,1,1-1/2; g) 3,1,0,+1/2.

5.- Dados los siguientes elementos e iones, indica su configuración electrónica y ordenar cada pareja, en orden creciente, según su radio atómico: F y F­ ; O y O= ; Mg y Mg+2; Na y Na+.

6.- Dadas las tres especies H, He+ y Li+2, con un solo electrón ordenarlas en orden creciente de su radio. ¿Cuál tendrá mayor energía de ionización?

7.- Los números encerrados entre paréntesis representan conjuntos de valores de los números cuánticos n, l, m y s. ¿Cuáles de dichos conjuntos corresponden a orbitales posibles?. Razona la respuesta:

a) (2,1,2,+1/2); b) (2,1,0,-1/2); c) (2,2,0,+1/2); d) (3,2,-1,-1/2); e) (1,0,1,+1/2); Determina la estructura electrónica de los iones: Ti4+(Z=22); P3-(Z=15); Cu2+(Z=29); Se2-(Z=34). (Selectividad, septiembre 1994).

8.- a) Defina los siguientes términos: configuración electrónica, principio de exclusión de Pauli; regla de Hund y principio de incertidumbre de Heisemberg; b) explique el significado del símbolo 4d6. (Selectividad, septiembre 1995).

9.- Se tienen cuatro elementos de números atómicos 9, 12, 24 y 30. Determina: a) las estructuras electrónicas; b) las valencias con que se combinan con el hidrógeno y con el oxígeno; c) el carácter metálico o no metálico de estos elementos; d) ordénalos por orden creciente de sus potenciales de ionización. (Selectividad, septiembre 1995).

10.- a) ¿Qué es un nivel de energía? Explica la diferencia entre estado fundamental y estado excitado; b) a partir de las configuraciones electrónicas correspondientes, explica la valencia +1 del sodio, +2 del magnesio y +3 del hierro. (Selectividad, junio 1996).

11.- a) Enuncie el principio de exclusión de Pauli; b) explique cuáles de las siguientes configuraciones electrónicas no son posibles, de acuerdo con este principio: 1) 1s22s22p4; 2) 1s22s22p63s3; 3) 1s23p1; 4) 1s22s22p63s23p10. (Selectividad, junio 1997).

12.- ¿Qué se quiere decir cuando se expresa que un átomo está excitado? ¿este átomo gana o pierde energía?; b) explica en qué consiste el efecto Zeeman. ¿Qué número cuántico es necesario introducir para explicar este efecto? (Selectividad, junio 1998).

13.- Justifique razonadamente: a) si es mayor la primera o la segunda energía de ionización para el átomo de Mg; b) Si es mayor la primera o la segunda afinidad electrónica del oxígeno. (Selectividad, septiembre 1998).

14.- Dados cuatro elementos de números atómicos 9, 12, 15 y 24, determina: a) Sus configuraciones electrónicas; b) explica la valencia que los elementos Z=9 y Z=12 tendrán frente al hidrógeno; c) explica las valencias que el elemento Z=15 tiene frente al oxígeno; d) razona la valencia +6 del elemento Z=24 tiene frente al oxígeno. (Selectividad, septiembre 1998).

15.- Analogías y diferencias entre los modelos atómicos de Rutherford y Bohr. (Selectividad, junio 1999).

16.- Explique brevemente: a) el concepto de orbital atómico; b) el significado del espectro de emisión de un elemento químico. (Selectividad, septiembre 2000).

17.- a) Enuncie los postulados en lo que se basa el modelo atómico de Bohr; b) ¿qué se entiende por electrones de valencia y electrones internos? ¿Cómo afectan unos y otros al comportamiento de un átomo? (Selectividad, junio 2001).

18.- A dos elementos químicos les corresponden los números atómicos 17 y 55. a) Escriba sus configuraciones electrónicas; b) justifique su carácter metálico y no metálico; c) razone cuál es más electronegativo; d) razone cuál tiene mayor volumen atómico. (Selectividad, septiembre 2001).

19.- Explique qué son los números cuánticos, qué valores pueden tomar y qué significan estos valores respecto al estado de un electrón en la corteza atómica. (Selectividad, septiembre 2001).

20.- a) ¿Cuántos orbitales p existen en un nivel de número cuántico principal  n=2? Razone la respuesta; b) escriba la configuración electrónica del azufre (Z=16), indicando en qué principios se basa la construcción de dicha configuración. (Selectividad, septiembre 2003).

21.- Sea el elemento de Z=20. Explique de manera razonada: a) su configuración electrónica, su nombre y el tipo de elemento que es; b) su situación en el sistema periódico y cite otro elemento de su mismo grupo; c) las valencias más probables que puede presentar; d) cuáles son los números cuánticos de su electrón diferenciador. (Selectividad, junio 2004).

22.- a) Definir radio atómico y radio iónico; b) de las dos secuencias siguientes, razonar cuál se corresponde con la ordenación correcta según sus radios atómicos:  I) Be2+ < Li+  <  F-  <  N3-  ;       II)  Li+  <  Be2+  <  N3-  <  F- .(Selectividad, septiembre 2004).

23.- Dados los elementos de números atómicos 19, 23 y 48, a) escriba la configuración electrónica del estado fundamental de estos elementos; b) explique si el elemento de número atómico 30 pertenece al mismo periodo y/o al mismo grupo que los elementos anteriores. (Selectividad, septiembre 2004).

24.- Considere las siguientes configuración electrónicas en estado fundamental: 1) 1s2 2s2 2p7;  2) 1s2 2s3 ;  3) 1s2 2s2 2p5;    4) 1s2 2s2 2p6 3s1 ;  a) razone cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli; b) deduzca el estado de oxidación más probable de los elementos cuya configuración sea correcta. (Selectividad, junio 2005).


Tema III. Enlace químico y propiedades de las sustancias.

1.- Teniendo en cuenta la hibridación que puedan presentar, explicar razonadamente la geometría de los siguientes compuestos: etano; eteno y etino.

2.- Dados los elementos Bromo y Sodio, indicar: a) configuración electrónica de cada uno de ellos; b) tipos de enlace consigo mismo y entre sí.

3.- Explica: a) ¿Por qué el diamante no conduce la electricidad y el grafito sí?; b) ¿Por qué los cristales metálicos son dúctiles y maleables y los iónicos no? (Selectividad, junio 1994).

4.- a) Se tiene cuatro átomos arbitrarios D, E, F, G. Sus electronegatividades son D=3,8; E=3,3; F= 2,8 y G= 1,3. Si los átomos de estos elementos forman los enlaces DE, DG, EG y FG, ¿cómo ordenarías estos enlaces, en orden creciente de su carácter covalente?; b) ¿Qué es potencial de ionización? ¿Cómo varía su valor en la tabla periódica? (Selectividad, junio 1994).

5.- a) Define los siguientes conceptos: potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad y radio iónico; b) Teoría de bandas del enlace metálico. Explica brevemente las bandas de un conductor, un semiconductor y un aislante. (Selectividad, junio 1994).

6.- ¿A qué se llaman iones isoelectrónicos? De estos: 8O2-; 19K+; 12Mg2+ y 15P3-, ¿quiénes lo son?; b) enumera las propiedades de los siguientes tipos de sólidos: iónicos, covalentes y metálicos. (Selectividad, junio 1995).

7.- a) Señale las características esenciales del método de repulsión de pares de electrones (RPECV); b) Indique la geometría, utilizando la citada teoría, de las siguientes especies: BH3; H2O; SiH4 y ZnCl2. (Selectividad, septiembre 1995).

8.- Representa las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas e iones: NH3; S22-; b) Razona, teniendo en cuenta la configuración electrónica, por qué el radio atómico del 20Ca es mayor que el del 12Mg. (Selectividad, septiembre 1996).

9.- Un compuesto está formado por dos elementos. ¿Cuáles de las siguientes propiedades es la mejor indicación de si el enlace en este compuesto es iónico o covalente? Justifica la respuesta: a) X es casi insoluble en agua; b) X no conduce la electricidad cuando está en estado sólido; c) X es un sólido cristalino; d( X no conduce la electricidad cuando está fundido. (Selectividad, septiembre 1996).

10.- a) De la configuración electrónica del Sc 1s22s22p63s23p63d14s2, deduce: número atómico, periodo en que se encuentra, valencia iónica, número de protones y a que grupo de metales pertenece; b) explique que entiende por índice de coordinación en un cristal e indique cuánto vale éste en una de las estructuras cúbicas. (Selectividad, junio 1997).

11.- a) ¿Por qué el número de elementos de cada serie de transición interna es de 14? ¿A qué es debido que sus propiedades químicas sean prácticamente iguales?; b) explica brevemente la polaridad del enlace covalente y pon un ejemplo de molécula donde tenga lugar ésta. (Selectividad, septiembre 1997).

12.- a) Explica la hibridación sp2 del carbono e ilústrala con un ejemplo. Número atómico del carbono Z=6; b) dadas las siguientes configuraciones electrónicas ordénalas de forma que aumente gradualmente el valor del primer potencial de ionización e indica cuál es el elemento más electronegativo:

  1. 1s22s22p5; 2) 1s22s22p6; 3) 1s22s22p63s1; 4) 1s22s22p63s2. (Selectividad, septiembre 1999).

13.- A partir de las teorías que describen el enlace metálico, explique las siguientes propiedades: a) conductividad eléctrica; b) ductilidad y maleabilidad. (Selectividad, junio 2000).

14.- a) Qué es la energía reticular de un compuesto iónico?; b) ¿De qué factores depende?; c) ¿por qué el cloruro sódico es soluble en agua?; d) ¿conduce la electricidad el cloruro de sodio sólido? ¿Y disuelto en agua? Razone la respuesta. (Selectividad, septiembre 2000)

15.- Explique el concepto de hibridación y aplíquelo al caso del carbono en el CH4 y el C2H4. Número atómicos: C: 6; H: 1. (Selectividad, junio 2001).

16.- Conteste razonadamente: a) ¿Qué tipo de enlace N-H existe en el amoniaco? ¿Y entre los átomos de K en el potasio sólido? b) ¿Qué fuerzas hay que romper para fundir el bromuro potásico sólido? ¿Y para fundir el yodo (I2) sólido? (Selectividad, junio 2002).

17.- Discuta si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Todos los compuestos covalentes tienen bajos puntos de fusión y ebullición; b) Todas las moléculas que contienen hidrógeno pueden unirse a través de enlaces de hidrógeno intermoleculares. (Selectividad, junio 20039.

18.- a) Escriba las estructuras de Lewis de las siguientes sustancias: BeF2; N2; CCl4; C2H2. Números atómicos: Be=4; F=9; N=7; C=6; Cl=17; H=1. b) Razone si la reacción entre un metal y un no metal puede dar lugar a un compuesto con enlace fuertemente covalente. (selectividad, septiembre 2003).

19.-Para las siguientes especies: F2; NaCl;  CsF; H2S; AsH3; SiH4, explique razonadamente: a) cuáles tendrán enlaces covalentes puros; b) cuáles tendrán enlaces covalentes polares; c) cuáles tendrán enlaces iónicos; d) ¿cuál será el enlace con mayor carácter iónico. Datos: electronegatividades de Pauling: F=4,o; Na=0,9; Cl=3,0; Cs=0,7; H=2,1; S=2,5; As=2,0; Si=1,8. (Selectividad junio 2004).

20.- Dadas las siguientes sustancias: CS2 (lineal), HCN (lineal), NH3 (piramidal) y H2O (angular), a) escriba sus estructuras de Lewis; b) justifique su polaridad. Datos: números atómicos: C=6; S=16; N=7; O=8; H=1. (Selectividad, junio 2005).


Tema IV. Termoquímica.

1.- Hallar el calor de formación del butano(g) sabiendo que su calor de combustión es de -2876 Kj/mol, el calor de formación del dióxido de carbono(g) es de -393 Kj/mol y el calor de formación del agua líquida es -285 Kj/mol.

2.- La entalpía de formación del tolueno(g) es de + 50 Kj/mol y las entalpías de formación del dióxido de carbono(g) y del agua(l) son, respectivamente -393 Kj/mol y -286 Kj/mol. ¿Cuánto calor se desprende en la combustión completa de 23 gramos de tolueno? El tolueno es C7H8.

3.- Los calores de formación del carbonato cálcico(s), óxido de calcio(s) y dióxido de carbono(g), valen, respectivamente -1206, -635 y -393 Kj/mol. Calcula el calor de la reacción correspondiente a la disociación térmica del carbonato cálcico.

Sabiendo que el calor de combustión de un carbón mineral vale -2000 Kcal/Kg, calcular el consumo de este carbón que se requiere para obtener una tonelada de cal viva (óxido de calcio) en el supuesto que el aprovechamiento térmico del horno sea del 60%.

4.- Sabiendo que el calor de neutralización de un ácido con una base es de -57,3 Kj/mol, calcular el calor que se desprenderá al neutralizar 20 ml de ácido sulfúrico 0,5 Molar con una disolución de hidróxido sódico 0,1 Molar.

5.- Dadas las siguientes reacciones:

Yodo(g) + Hidrógeno (g) -------- Yoduro de hidrógeno (gas) + 3,34 Kj

Yodo(s) + Hidrógeno (g) ---------Yoduro de hidrógeno (g) - 50,15 Kj.

Yodo(g) + Hidrógeno (g) --------- Yoduro de hidrógeno (disol. ac.) + 112,02 kJ

Calcular: a) el calor molar de disolución del yoduro de hidrógeno(g); b) el calor que habrá que aportar para disociar en sus componentes el yoduro de hidrógeno contenido a 25ºC en un matraz de 750 ml. A la presión de 800 mm de Hg.

6.- Dadas las siguientes entalpías de reacción: combustión del carbono(grafito): -393,13 Kj/mol; combustión del metano(g): -889,5 Kj/mol; formación del agua líquida: -285,5 Kj/mol, calcular el calor de formación del metano, así como el calor y el volumen de dióxido de carbono, medido a 25ºC y 1 atm de presión, que se producen al quemar 100 gramos de metano.

7.- Las de entalpías formación, en condiciones standard, del agua líquida y del monóxido de carbono(g) valen, respectivamente, -264,7 Kj/mol y -110,4 kJ/mol. Calcula la variación de entalpía en condiciones estándar para la reacción: agua(l) más carbón(s) para dar monóxido de carbono(g) e hidrógeno(g). Calcular también el calor absorbido o desprendido en la obtención de tres litros de hidrógeno, medidos en condiciones normales.

8.- Calcula la variación de entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno para dar etano, sabiendo la energía media de los enlaces: C=C: 611 kJ/mol; H-H: 436 kJ/mol; C-C: 437 kJ/mol y C-H 415 kJ/mol. Así mismo calcular la variación de la entalpía de dicha reacción sabiendo que los calores de formación del etano y del eteno son, respectivamente, -84,7 y + 52,3 kJ/mol.

9.- Calcula la energía media de enlace a 25ºC en el amoniaco, a partir de los siguientes datos: calor de formación estándar para el amoniaco(gas) –11,04 kcal/mol; calor de disociación estándar para el nitrógeno (gas): 226 kcal/mol y calor de disociación estándar del hidrógeno (gas) 104,21 kcal/mol.

10.- Calcula la afinidad electrónica del cloro con los siguientes datos: Energía reticular del cloruro de sodio: -769 kJ/mol; energía de ionización del sodio: 493,7 kJ/mol; energía de formación del cloruro de sodio: -411 kJ/mol; energía de disociación del cloro: 242,6 kJ/mol; energía de sublimación del sodio: 107,5 kJ/mol.

11.- Calcula la energía reticular del fluoruro de sodio, a partir de los siguientes datos: Energía de ionización del sodio: 118,7 kcal/mol; calor de sublimación del sodio: 23,5 kcal/mol; energía de disociación del flúor: 47,4 kcal/mol; afinidad electrónica del flúor: -90 kcal/mol; calor de formación del fluoruro de sodio: -136,6 kcal/mol.

12.- Calcula la energía reticular del cloruro de calcio a partir de los siguientes datos: calor de formación del cloruro cálcico: -190 kcal/mol; potencial de la primera ionización del calcio: 140,9 kcal/mol; potencial de la segunda ionización del calcio: 274 kcal/mol; energía de disociación del cloro: 58 kcal/mol; calor de sublimación del calcio 40,8 kcal/mol; afinidad electrónica del cloro: -84 kcal/mol.

13.- a) Calcule el Go para las siguientes reacciones a 25ºC:

  1. N2(g) + O2(g) = 2NO(g)

  2. 2 C2H2(g) + 5 O2(g) = 4 CO2(g) + 2 H2O(g)

b) A partir de los siguientes valores de H y S, prediga cuáles de las reacciones serían espontáneas a 50ºC. Si no lo son ¿a qué temperatura pueden hacerse espontánea cada reacción? Reacción A: H =10,5 kj, S =30j/K; reacción B: H=-126kj, S=84 j/K.

Datos: Gfo NO(g) = 86,7 kj/mol; C2H2(g) =209,2 kj/mol; CO2(g)=-394,4 kj/mol; H2O(g)=-237,2 kj/mol.

14.- a) Explique lo que significa que un proceso sea espontáneo. ¿Lo es disolver sal de mesa (NaCl) en sopa caliente? ¿Por qué?; b) defina la energía libre. ¿Cuáles son sus unidades? (Selectividad, septiembre 1994).

15.- a) Defina entalpía de combustión y formule la reacción de combustión del buteno; b) al quemar un hidrocarburo saturado la relación de masas de CO2 y H2O obtenida es 55/27. ¿De qué alcano se trata?. (Selectividad, junio 1995, septiembre 1996).

16.- a) Define la entropía y razona cómo cambia ésta en los procesos: 1) un sólido se funde; 2) un líquido se congela; 3) un líquido hierva; 4) un vapor se condensa; b) las entalpías normales de formación del butano, dióxido de carbono y agua líquida son: -126,1; -393,7 y –285,9 kJ/mol, respectivamente. Calcula el calor desprendido en la combustión total de 3 Kg de butano. (Selectividad, septiembre 1995).

17.- a) Calcula el calor de formación del propano, a partir de los siguientes datos: calor de combustión del propano: -2240 kJ/mol; calor de formación del dióxido de carbono: -393 kJ/mol; calor de formación del agua líquida: -286 kJ/mol; b) ¿Cuántas calorías se desprenden cuando se queman 440 gramos de propano? (Selectividad, junio 1996).

18.- La entalpía de combustión de un compuesto orgánico, de fórmula C5H12O2 es –2540 kJ/mol. Sabiendo que la entalpía estándar de formación del CO2 es –394 kJ/mol y la del H2O es –242 kJ/mol, calcule la entalpía de formación de dicho compuesto. (Selectividad, septiembre 1998).

19.- a) Determine la variación de entalpía que se produce durante la combustión del etino C2H2(g). Para ello se dispone de las entalpías estándar de formación, a 25ºC, del H2O(l), CO2 (g) y C2H2(g) que son, respectivamente, -284 kJ/mol, -393 kJ/mol y –230 kJ/mol; b) calcule el calor desprendido cuando se queman 26 Kg de etino. (Selectividad, septiembre 1999).

20.- En la combustión en condiciones estándar de 1 gramo de etanol se desprenden 29,8 kJ. Por otra parte, en la combustión de 1 gramo de ácido acético, se desprenden 14,5 kJ. Con estos datos, calcule la entalpía estándar de la reacción siguiente: CH3-CH2OH + O2 CH3-COOH + H2O. (Selectividad, junio 2000).

21.- Para la reacción de formación del agua, se sabe que Ho = -241,8 kJ.mol-1 e So = -44,4.10-3 kJ.K-1. mol-1, a) ¿Cuál es la energía libre de formación del agua en condiciones estándar (25ºC y 1 atm)?; b) razone a qué temperatura será espontánea la formación del agua, y a cuáles no lo será, suponiendo que H e S no varían con la temperatura. (Selectividad, septiembre 2000).

22.- Conteste razonadamente: a) ¿Puede ser espontánea una reacción endotérmica? En caso afirmativo, ¿en qué condiciones?; b) Ordene según su entropía, de forma razonada: 1 g de hielo, 1g de vapor de agua y 1 g de agua líquida. (Selectividad, junio 2001).

23.- La reacción de descomposición del clorato potásico para dar cloruro potásico y oxígeno tiene una entalpía estándar de -22,3 kJ por mol de clorato potásico. Conociendo también la entalpía estándar de formación del cloruro potásico, que es – 436 kJ/mol, calcule la entalpía estándar de formación del clorato potásico. Interprete el signo de la entalpía calculada. Nota: escriba todas las reacciones implicadas. (Selectividad, junio 2001).

24.- a) Calcule la variación de la entalpía estándar correspondiente a la disociación del carbonato de calcio, trioxocarbonato(IV) de calcio, sólido, en óxido de calcio, sólido, y dióxido de carbono gaseoso. ¿Es un proceso exotérmico o endotérmico? Razone la respuesta. Datos DHfo CaCO3= -1206,9 kJ/mol;  DHfo CO2 = - 393,13 kJ/mol;  DHfo CaO = -635,1 kJ/mol. Nota: escriba todas las reacciones implicadas. b) ¿Qué volumen de CO2, en condiciones normales, se produce al descomponerse 750 g de CaCO3? (Selectividad, junio 2002).

25.- a) En la síntesis industrial del amoniaco: N2(g)  +  3H2(g) <--> 2 NH3(g);  DH= -119 kJ, establezca la influencia cualitativa de la temperatura y de la presión para favorecer el rendimiento en amoniaco. b) Defina el concepto de energía libre de Gibbs y escriba su expresión matemática. ¿Para que se utiliza? (Selectividad, junio 2002).

26.- a) Para que una reacción química sea espontánea, ¿es suficiente con que sea exotérmica? Razone la respuesta. b) Enunciar la ley de Hess y comente alguna de sus aplicaciones. (Selectividad, junio 2003).

27.- La reacción de fotosíntesis de la glucosa es la siguiente: 6CO2(g)  +  6 H2O (l)  --> C6H12O6 (s)  + 6 O2(g);   H= 2813 kJ. Determine el valor de la entalpía estándar de formación de la glucosa, si las entalpías estándar de formación del agua líquida y del dióxido de carbono gaseoso son -303,5 y -285,8 kJ/mol, respectivamente. Interprete el signo de la entalpía calculada. Nota: escriba todas las reacciones implicadas. (Selectividad, septiembre de 2003).

28.- Calcule la entalpía estándar de formación del acetileno, C2H2, e interprete su signo, conocidos los siguientes datos: entalpía estándar de formación del H2O (l), -286 kJ/mol, entalpía estándar de formación del CO2(g), -393 kJ/mol; entalpía estándar de combustión del acetileno, -1300 kJ/mol. Nota: escriba todas las reacciones implicadas. (Selectividad, junio 2004)

29.- Las entalpías de combustión estándar del eteno, C2H4(g) y del etanol, C2H5OH (l), valen -1411 y -764 kJ/mol, respectivamente. Calcular: a) La entalpía en condiciones estándar de la reacción: C2H2(g)  +  H2O(l)  --> C2H5OH (l). b) La cantidad de energía absorbida o cedida al sintetizar 75 gramos de etanol a partir de eteno y agua. (Selectividad, septiembre 2004).

30.- Determinar a qué temperatura es espontánea la reacción: N2(g)  +  O2(g)  --> 2NO (g)  + 180,8 kJ.     Datos (en condiciones estándar):            S (NO) = 0,21; S (O2)= 0,20;  S (N2) = 0,19 kJ.mol-1.K-1. (Selectividad, junio 2005).


Tema V. Cinética química.

1.- a) Tres reacciones tienen las siguientes energías de activación: 145, 210, 46 kJ. Diga, razonando la respuesta, cuál será la reacción más lenta y cuál la más rápida; b) explique lo que significa que un proceso sea espontáneo desde el punto de vista termodinámico. (Selectividad, junio 1995).

2.- a) ¿Qué entiendes por entropía? ¿Qué sistema poseerá mayor entropía: una masa de agua líquida, la misma en forma de vapor o en forma de hielo?. Razona la respuesta; b) ¿Qué es un catalizador?. Comenta brevemente las características más importantes de los catalizadores. (Selectividad, junio 1997).

3.- a) Comenta sucintamente los factores de que depende la velocidad de una reacción; b) enuncia la ley de Hess. ¿Qué aplicaciones tiene?. (Selectividad, septiembre 1997).

4.- Define la energía de activación. ¿Qué papel juega la energía de activación (Ea) en la cinética química?. Razona cuál de las tres reacciones siguientes es la más rápida: reacción 1ª, Ea= 180 kJ; reacción 2ª, Ea= 90 kJ; reacción 3ª, Ea= 270 kJ. (Selectividad, junio 1998, septiembre 2004).

5.- Se han determinado las energías de activación (directas) para las dos reacciones:

            NO2  +  2 HCl  -->  NO  +  Cl2  +  H2O    Eact= 98 kJ;                          NO2  +  2 HBr  -->  NO  +  Br2  +  H2O    Eact= 54 kJ

Razone cuál de las dos será más rápida a una cierta temperatura; b) el metanol se fabrica industrialmente según la reacción:  CO (g)  +  2 H2 (g)   --> CH3OH (g)   DH= -125 kJ, ¿en qué condiciones de presión y temperatura se favorecería la síntesis? (Selectividad, septiembre 2003)

6.- Explique brevemente qué factores afectan a la velocidad con que transcurren las reacciones químicas, y cómo actúa cada uno de ellos. (Selectividad, junio 2003).


Tema VI. Equilibrio químico.

1.- Al reaccionar el alcohol etílico con el ácido acético se forma acetato de etilo y agua. Si, inicialmente se mezclan tres moles de alcohol con tres moles de ácido acético en un recipiente de un litro de capacidad, se comprueba que una vez alcanzado el equilibrio existen dos moles del éster y dos moles de agua. Calcula la constante de equilibrio.

2.- Conocida la constante de equilibrio Kc = 4 para la reacción alcohol etílico más ácido acético para dar acetato de etilo y agua, calcular la concentración de ácido acético y de agua que existen una vez alcanzado el equilibrio, si inicialmente se parte de 4 moles de alcohol, 3 moles de ácido acético y dos moles de acetato de etilo.

3.- Hallar la constante de equilibrio de la reacción entre el yodo y el hidrógeno para originar yoduro de hidrógeno a 450ºC, si se parte, inicialmente de 2.016 gramos de hidrógeno y 253,82 gramos de iodo y se alcanza el equilibrio al formarse 199,56 gramos de yoduro de hidrógeno.

4.- Calcular la constante Kp para la reacción entre el dióxido de azufre y el oxígeno para originar trióxido de azufre, si las presiones parciales de cada sustancia en el equilibrio, a la temperatura de 855K son, respectivamente 2,938.104 Pa, 1,222.104 y 1,044.105 Pa (1Pascal= 1 N/m2 y 1 atm = 103.200 pascales).

5.- Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 7,78 moles de hidrógeno y 5,20 moles de iodo (gas) se calienta a 445ºC. Se establece el equilibrio y se han formado 9,34 moles de yoduro de hidrógeno. A) Formular la reacción correspondiente a este proceso, señalando como se modifica el equilibrio al modificarse la presión; b) calcula la composición del equilibrio, si, a la temperatura dada, se parte de 7,95 moles de hidrógeno y 8,68 moles de iodo.

6.- El pentacloruro de fósforo se disocia según la reacción: Pentacloruro de fósforo (g) para dar tricloruro de fósforo (g) + cloro (g).

A 200ºC la constante Kp del equilibrio vale 0,31. En un recipiente de un litro se introducen 0,02 moles de pentacloruro de fósforo y se calienta hasta los 200ºC. Calcular las presiones parciales de cada uno de los gases en el equilibrio.

Alcanzado el equilibrio, se añade al matraz cloro, en cantidad suficiente y hasta alcanzar la presión parcial de 0,8 atm. Calcula las presiones parciales de cada gas en el equilibrio.

7.- Calcula la constante de equilibrio Kc , a 2000K para la siguiente reacción: dióxido de carbono (g) para dar monóxido de carbono(g) y oxígeno(g). Sabiendo que el grado de disociación del dióxido de carbono es 0,018 a esta temperatura y presión de una atmósfera.

8.- En un recipiente de un litro y a la temperatura de 400ºC el amoniaco se encuentra disociado en un 40% en nitrógeno e hidrógeno moleculares, cuando la presión de todo el sistema es 710 mm de Hg. Calcular la presión parcial de cada uno de los componentes en el equilibrio, así como Kc y Kp.

9.- En un matraz de 500 ml se introducen 0,25 gramos de Bromo, después de haber hecho el vacío. A continuación se calienta a 2000K, con lo que se establece el equilibrio: Br2(g) ó 2 Br (g).

Siendo la presión final alcanzada por la mezcla de 0,8 atm. Determina el calor de la constante de equilibrio Kc a esa temperatura.

10.- En un recipiente de 10 litros se introducen 2 moles de dióxido de azufre y un mol de oxígeno y se calienta a 1000K, estableciéndose el equilibrio: Dióxido de azufre (g) más oxígeno (gas) para dar trióxido de azufre (g).

El análisis de la mezcla en equilibrio da como resultado un 64,3% en moles de trióxido de azufre, un 23,8% en moles de dióxido de azufre y el resto de oxígeno. Determina los valores de Kc y Kp.

11.- La constante de equilibrio Kc para la reacción en fase gaseosa entre el hidrógeno y el iodo para dar ioduro de hidrógeno vale 55,3 a 700K. A) Describir lo que ocurrirá al mezclar a dicha temperatura en un recipiente cerrado esas tres sustancias a las presiones parciales siguientes: HI: 0,70 atm; H2 :0,02 atm; I2 : 0,02 atm; b) Calcula las presiones parciales de equilibrio.

12.- Supóngase el equilibrio reversible: A (s) + 2B (g) ó C (g) + 2D(s)

Se ha puesto inicialmente una cantidad de B que ejerce una presión de 2 atm y, al alcanzar el equilibrio, la presión total es de 1,05 atm. Halla Kp.

13.- En un recipiente de 10 litros hay en equilibrio, a 27 ºC, 1 mol de amoniaco, 10 moles de nitrógeno y 16 moles de hidrógeno, en fase gaseosa. A) Calcula la constante de para el equilibrio de síntesis del amoniaco; b) estudiar el efecto que sobre este equilibrio tendría un aumento de la presión total y un aumento de la temperatura, sabiendo que la reacción es exotérmica.

14.- Un recipiente de 100 ml. De capacidad contiene a 27ºC una mezcla gaseosa en equilibrio de 0,139 gramos de dióxido de nitrógeno y 0,552 gramos de tetróxido de dinitrógeno. Calcula las constantes de equilibrio Kc y Kp para la reacción reversible de disociación del tetróxido de dinitrógeno en dióxido de nitrógeno, a dicha temperatura.

15.- En un recipiente de 20 L, se introducen 2 moles de nitrógeno y 4 moles de hidrógeno; se calienta hasta 345ºC, alcanzándose el equilibrio a 9,43 atm. Se pide Kc para la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) ó 2NH3(g). (Selectividad, junio 1994, septiembre 1994).

16.- Define la ley de Le Chatelier y explica razonadamente qué efecto producirá a) un aumento de la temperatura; b) un aumento de la presión total; c) una disminución de la presión parcial del O2 en el equilibrio: 4 HCl (g) + O2 (g)  2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) - 8,37 kJ. (Selectividad, junio 1994).

17.- a) Para la reacción, en fase gaseosa: 2SO2 (g) + O2 (g) ó 2 SO3(g) H=-194 kJ, ¿qué efecto tendrá sobre la concentración de SO3(g) en el sistema: 1) la adición de O2 (g); 2) un aumento de la temperatura; 3) una disminución de la presión?; b) la constante del equilibrio anterior, Kc, vale 729 mol-1.L, a 550ºC. Calcula dicha constante, a la misma temperatura para la reacción: SO2 (g) + ½ O2 (g) SO3(g). (Selectividad, junio 1995).

18.- En un recipiente de 10 L se introducen 0,568 moles de N2O4(g) a 50ºC. La presión en el equilibrio es 2 atm. Calcula: a) el grado de disociación, , a esta temperatura; b) Kc para el equilibrio: N2O4(g) ó 2 NO2 (g). (Selectividad, septiembre 1995).

19.- Considérese el equilibrio: ½ H2 (g) + ½ I2 (g) ó HI (g), cuya Kc vale 8,43 a 350ºC. En un matraz de 5 litros se hacen reaccionar a 350ºC, 0,3 moles de hidrógeno con 0,2 moles de yodo. Calcula: a) Kp; b) la presión total en el matraz. (Selectividad, junio 1996).

20.- En un recipiente de dos litros se colocan 12 moles de SO2 y 8 moles de NO2. El equilibrio se alcanza a los 1000K, según la reacción: SO2 (g) + NO2 (g) ó SO3(g) + NO(g). En estas condiciones se determina que la concentración de NO2 (g), en el equilibrio, es de 1,0 mol/L. Calcula: a) la composición en el equilibrio; b) el valor de Kc. (Selectividad, septiembre 1996).

21.- Calcula los valores de Kc y Kp a 250ºC en la reacción de formación del ioduro de hidrógeno, sabiendo que se parte de dos moles de I2 y cuatro moles de H2, obteniéndose tres moles de yoduro de hidrógeno. El volumen del recipiente de reacción es diez litros. (Selectividad, junio 1997).

22.- A 473K, la constante de equilibrio Kc para la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) ó 2 NH3(g) es igual a 0,65. En un recipiente de dos litros se introducen 3,5.10-2 moles de nitrógeno, 2,8.10-2 moles de hidrógeno y 8,3.10-2 moles de amoniaco. a) Indica si el sistema está en equilibrio; b) en caso negativo, predecir en que sentido se desplazará la reacción. Justifica la respuesta. (Selectividad, junio 1998).

23.- Se colocan 1,5 moles de pentacloruro de fósforo (g) en un recipiente de tres litros. Cuando se alcanza el equilibrio, a 390K y 25,6 atm, el pentacloruro de fósforo se ha disociado en un 60% en tricloruro de fósforo (g) y cloro molecular (g). Calcular: a) Kc; b) Kp. (Selectividad, junio 1998).

24.- En un matraz cerrado de 5 litros de capacidad y a la presión de 1 atm, se calienta una muestra de dióxido de nitrógeno hasta la temperatura constante de 600,15K, con lo que se disocia, según la reacción: 2 NO2 (g) ó 2 NO(g) + O2 (g). Una vez alcanzado el equilibrio, se enfría el matraz (con lo que se paraliza la reacción) y se analiza la mezcla, encontrando que contiene 3,45 gramos de NO2, 0,60 gramos de NO y 0,30 gramos de O2. Calcula: a) el valor de la constante Kc; b) las presiones parciales de los tres gases en equilibrio. (Selectividad, septiembre 1998).

25.- En un recipiente de 10 litros se introducen 0,60 moles de tetróxido de dinitrógeno a 348,2K. La presión en el equilibrio es de 2 atm. Calcule para el equilibrio: N2O4(g) ó 2 NO2 (g), a) el número de moles de cada sustancia en el equilibrio; b) el valor de Kp a esa temperatura. (Selectividad, junio 1999).

26.- En un reactor de dos litros se introduce una mezcla de N2 (g) e H2 (g). Se calienta la mezcla hasta alcanzar el equilibrio a 725K. Analizados los gases presentes en él, se encuentra que hay 1,20 moles de H2, 1,00 mol de N2 y 0,40 moles de NH3. Calcula para el equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g) ó 2NH3(g), a) las presiones parciales; b) el valor de Kp a 725K. (Selectividad, septiembre 1999).

27.- Se introducen 0,2 moles de Br2 (g) en un recipiente de 0,5 litros a 600ºC, siendo el grado de disociación en estas condiciones 0,8. Calcula, para el equilibrio Br2 (g) ó2 Br (g), a) el valor de Kp a 600ºC; b) el valor de Kc a 600ºC. (Selectividad, septiembre 1999).

28.- Una mezcla gaseosa constituida por 7 moles de hidrógeno y 5 moles de yodo se introduce en un reactor de 25 litros de capacidad y se calienta a 400ºC. Alcanzado el equilibrio se observa que se han formado 9 moles de yoduro de hidrógeno gaseoso. a) Calcule el valor de la constante Kc; b) razone como se modificará el equilibrio al aumentar la temperatura y la presión (cada uno de los factores por separado), si la reacción tiene H = -10,5 kJ. (Selectividad, junio 2000).

29.- En un reactor vacío de 800 cm3 de capacidad, se introducen 50 gramos de bromo molecular gaseoso. Al elevar la temperatura hasta 500ºC se produce la disociación parcial del bromo según la reacción: Br2(g) ó 2 Br (g). Alcanzado el equilibrio, la presión total en el interior del reactor es 37,2 atm. Calcule el valor de Kc para el equilibrio a 500ºC. (Selectividad, septiembre 2000).

30.- En un recipiente de 2 litros se introducen 0,020 moles de N2O4. Una vez cerrado y calentado a 30ºC, el N2O4 gaseoso se disocia parcialmente en NO2 según la reacción: N2O4(g) ó 2NO2(g). En el equilibrio existen 0,012 moles de NO2. a) ¿Qué porcentaje de N2O4 se ha disociado, expresado en % en moles?; b) Calcule la constante Kc a la temperatura indicada. (Selectividad, junio 2001).

32.- A 185ºC y 1 atm de presión, el pentacloruro de antimonio gaseoso se disocia en un 30% para dar tricloruro de antimonio y cloro molecular, amos gaseosos. Determine el valor de Kp y a partir de éste el valor de Kc a 185ºC. (Selectividad, junio 2001).

33.- En un recipiente cerrado, de volumen constante, se establece el equilibrio siguiente: 2SO2 (g) + O2 (g) ó 2 SO3 (g); DH = -928 kJ. a) Explique tres formas de incrementar la cantidad de SO3 presente en el sistema; b) ¿Qué influencia tienen los catalizadores sobre la velocidad de la reacción química? (Selectividad, septiembre 2001).

34.- En un recipiente de 20 litros se introduce una mezcla de 1mol de nitrógeno y 3 moles de hidrógeno, y se calienta a 650K. El equilibrio N2 (g)  +  3 H2 (g) ó 2 NH3 (g) se alcanza cuando la presión llega a 10 atm. Calcula: a) el número de moles de cada componente en el equilibrio; b) el valor de Kp a 650K. (Selectividad, septiembre 2001).

35.- En un recipiente de 5 litros se introduce 1 mol de SO2 y 1 mol de O2. Se calienta a 727ºC, con lo que tiene lugar la reacción:  2 SO2  + O2  ó 2 SO3. Una vez alcanzado el equilibrio, se analiza la mezcla y se encuentran 0,150 moles de SO2. Calcule: a) la concentración de SO3 en el equilibrio; b ) la constante de equilibrio Kp a 727ºC. (Selectividad, junio 2002, junio 2005).

36.- En un matraz vacío de 1 litro de capacidad se colocan 6 g de PCl5 gaseoso. Se calienta a 250ºC, con lo que el PCl5 se disocia parcialmente en Cl2 y PCl3, ambos gaseosos. La presión de equilibrio es 2,078 atm. Calcule: a) el grado de disociación del pentacloruro de fósforo, b) la constante de equilibrio Kp a 250ºC. (Selectividad, junio 2003).

37.- En un matraz de 0,5 litros se introducen 0,1 mol de PCl5 y se calienta a 250ºC. Una vez alcanzado el equilibrio, el grado de disociación del PCl5(g) en PCl3(g) y Cl2(g) es 0,48. Calcule: a) el número de moles de cada componente en el equilibrio; b) el valor de Kc. (Selectividad, septiembre 2003).

38.- En un matraz de 2 L se introducen 0,2 moles de PCl5 y se eleva la temperatura a 250ºC. Se establece el equilibrio: PCl5(g) ó PCl3(g)  +  Cl2(g). Si el grado de disociación es 0,8, calcule: a) la presión en el interior del recipiente; b) el valor de Kc a 250ºC. (Selectividad, junio 2004).

39.- En un reactor se introducen 2 moles de N2 y 4 moles de H2. Se calientan hasta 750K, alcanzándose el equilibrio a 200 atm de presión. En ese momento el N2  presente resulta ser el 50 % del introducido inicialmente. Determinar para el equilibrio: N2(g)  + 3 H2(g) ó 2 NH3(g), a) la fracción molar del H2 en el equilibrio; b) la constante Kp, a dicha temperatura. (Selectividad, septiembre 2004).

 

Tema VII. Reacciones de transferencia de protones.

1.- Calcula el pH de una disolución de hidróxido sódico 0,1 Molar.

2.- Calcular el pH de una disolución en la que la concentración de H3O+ sea: a) 3,7.10-5 moles/litro; b) 0,48.10-12 moles/litro.

3.- Calcular le pH de una disolución en la que la concentración de OH- sea: a) 10-7 M; b) 0,0073 M.

4.- Determinar la concentración de H3O+ y de OH- en una disolución en la que el pH sea: a) 4,35; b) 9,94; c) 0,00.

5.- Determinar el pH de una disolución de ácido clorhídrico cuya concentración es 10-8 M.

6.- Determina el grado de disociación y el pH de las siguientes disoluciones 0,25 M en: a) ácido cianhídrico (HCN); b) ácido nitroso; c) amoniaco (hidróxido amónico). K ácido cianhídrico = 4,9.10-10; K ácido nitroso = 5,0.10-4; K amoniaco = 1,8.10-5.

7.- Determina la concentración de una disolución de ácido acético para que su pH sea 2,7. K ácido acético = 1,8.10-5.

8.- En un matraz de 250 cc se introducen 5 cm3 de ácido acético glacial, de densidad 1,05 g/cc y se añade agua destilada hasta enrase. Calcula: a) la concentración de la disolución; b) el pH y el grado de disociación de la misma. K ácido acético = 1,8.10-5.

9.- A 20 cc de una disolución de ácido clorhídrico se añade nitrato de plata y se obtienen 0,574 gramos de un precipitado blanco de cloruro de plata. Por otro lado, para neutralizar 14 cc de la disolución clorhídrica se emplearon 10 cc de disolución de carbonato sódico. Calcular: a) la molaridad y el pH de la disolución de ácido clorhídrico; b) la cantidad de carbonato sódico en un litro de disolución.

10.- Una disolución de ácido clorhídrico tiene un pH =1. ¿Qué cantidad de hidróxido potásico puro será necesaria para neutralizar 200 cc de la disolución del ácido?

11.- Se valoran 100 g de un líquido que contiene ácido nítrico con una disolución 1 M de hidróxido sódico, gastándose 50 ml ¿Qué tanto por ciento de ácido nítrico contiene el líquido problema?

12.- Valorar 50 cc de una disolución de ácido clorhídrico 0,1 M con otra disolución 0,1 M de hidróxido sódico, calculando el pH por cada 10 ml de hidróxido sódico añadido. Construye la gráfica pH-ml de hidróxido sódico gastado.

13.- Calcula el pH y el grado de hidrólisis de las siguientes disoluciones: a) acetato sódico 0,1 M; b) cloruro amónico 0,2 M. K ácido acético = 1,8.10-5. K amoniaco = 1,8.10-5.

14.- Se tienen 100 ml de una disolución de ácido acético 0,1 M y se le añade hidróxido sódico 0,1 M. Calcular el pH en los siguientes casos: a) Antes de añadir el hidróxido sódico; b) después de haber añadido 50 ml de hidróxido sódico; c) en el punto de equivalencia; d) después de haber añadido un exceso de 20 ml de hidróxido sódico con respecto al punto de equivalencia. K ácido acético = 1,8.10-5.

15.- Calcular la concentración de todas las especies presentes en una disolución de ácido sulfúrico 0,1 M. El ácido sulfúrico es un ácido fuerte respecto a su primera disociación (no tiene constante de equilibrio) y es un ácido relativamente débil respecto a su segunda disociación, presentando una constate de equilibrio K2 = 1,3.10-2.

16.- Se mezclan 100 ml de ácido clorhídrico 1 M con 100 ml de hidróxido sódico 1 M ¿Cuál será el pH de la disolución resultante?

17.- Calcula el pH de las siguientes disoluciones: a) 0,002 M de ácido acético; b) 1,2 .10-3 M de acetato sódico; c) 0,002 M de ácido acético y 1,2.10-3 M de acetato sódico. K ácido acético = 1,8.10-5.

18.- Una muestra de 0,1743 gramos de ácido oxálico impuro, C2O4H2, requirió 39,82 ml de disolución de hidróxido sódico 0,08915 N para su neutralización total. Calcular el porcentaje de pureza del ácido oxálico sabiendo que la muestra no contiene impurezas ácidas.

19.- Se quiere determinar la cantidad de ácido clorhídrico que existe en el jugo gástrico del estómago de un perro. Para ello se valoran 2 ml de jugo gástrico con una disolución de hidróxido sódico de 4 g/l en agua, consumiéndose 3,4 ml de ésta última. Calcula la concentración de ácido clorhídrico en el jugo gástrico y el pH del mismo.

20.- Estudiar los cambios de pH que sufren las siguientes disoluciones al añadir 300 ml de una disolución de ácido clorhídrico 0,4 M a una litro de: a) agua pura; b) 0,M en ácido acético y 0,5 M en acetato sódico; c) 0,6 M en amoniaco y 0,3 M en cloruro amónico. K ácido acético = 1,8.10-5. K amoniaco = 1,8.10-5.

21.- Se disuelven en agua 3,1232 gramos de un ácido monobásico hasta un litro. De esta disolución se toman 50 mL, que se neutralizan con una disolución de hidróxido sódico 0,05 M y de la que se gastan hasta el punto de equivalencia 25,6 mL. Determine el peso molecular del ácido. (Selectividad, junio 1994).

22.- Se disuelven 10,0 gramos de sosa cáustica comercial (hidróxido sódico impurificado) en agua, en un matraz aforado, completándose hasta 1000 mL. Se toman 25,0 mL de esta disolución y se valoran con ácido clorhídrico 0,10 M, gastándose 50,0 mL. Determinar la riqueza en hidróxido sódico de la muestra. (Selectividad, septiembre 1994).

23.- a) ¿Qué son, cómo se forman y qué particularidad poseen las disoluciones reguladoras de pH?; b) calcula el pH de una disolución formada por 100 mL de HCl 0,5 M y 200 mL de H2O destilada. (Selectividad, septiembre 1994).

24.- a) Escriba todas las especies (excepto el agua) que están presentes en una disolución de ácido fosfórico [ácido tetraoxofosfórico(V)]. Indique cuáles de éstas pueden actuar como ácido de Brönsted; b) razone la relación existente entre la constante de disociación de un ácido y la fuerza de dicho ácido. (Selectividad, junio 1995).

25.- ¿Cuál será el pH de una disolución formada por 300 mL de HCl 0,5 M, 400 mL de HNO3 0,3 M y agua hasta un volumen de 1 L? ¿Cuántos mL de NaOH 2M se necesitarán para neutralizar la disolución ácido anterior? ¿Cuántos mL de NaOH 0,1M se necesitan para neutralizar a 100 mL de HCl de pH=1,7? (Selectividad, junio 1995).

26.-a) ¿Qué volumen de agua hay que añadir a 89 cm3 de una disolución de NaOH 0,8 M para que resulte 0,5 M?; b) ¿Cuál sería el pH de 20 cm3 de la disolución diluida? (Selectividad, septiembre 1995).

27.- Se preparan disoluciones de concentración 0,1M de los siguientes compuestos: a) ácido sulfúrico; b) cloruro amónico; c) ácido acético; d) acetato sódico (etanoato de sodio). ¿Tienen todas las disoluciones el mismo pH?. Razona la respuesta. (Selectividad, septiembre 1995).

28.- a) Diferencia entre ácido fuerte y ácido débil; b) ordena, según su fuerza como ácido, los siguientes: CH3-COOH; HCN; HCl. (Selectividad, septiembre 1995).

29.- Una botella de ácido fluorhídrico indica que la concentración del ácido es 2,22 M. Sabiendo que la constante de ionización del ácido es 7,2.10-4, determina: a) las concentraciones de H+ y OH-; b) el grado de ionización del ácido. (Selectividad, septiembre 1995).

30.- Se tiene una disolución A cuyo pH=3 y otra disolución B cuyo pH=5. Se mezclan 0,100 L de ambas disoluciones. a) ¿Cuál es el valor del pH de la disolución resultante?; b) ¿Se obtendría el mismo pH si se hubieran mezclado 0,500 litros de cada disolución. Razone la respuesta. (Selectividad, junio 1997).

31.- Calcule el pH de la disolución resultante al añadir 25 mL de HCl 0,1M a 75 mL de NaOH 0,02M. (Selectividad, septiembre 1997).

32.- Partiendo de 0,250 litros de agua destilada, calcula los gramos que habrán de añadirle en cada uno de los siguientes casos, suponiendo que no hay variación de volumen: a) de hidróxido sódico para obtener un pH=9,5; b) de ácido clorhídrico para obtener un pH=4,5. (Selectividad, septiembre 1997).

33.- a) ¿Cuántos miligramos de hidróxido potásico hay que añadir a 250 mL de agua para obtener una disolución de pH=12?; b) ¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico de 10% en peso y 1,05 g/mL de densidad se necesitan para neutralizar la disolución anterior?. (Selectividad, junio 1998).

34.-El ácido acético se encuentra disociado en un 10% en disoluciones 0,1 M a cierta temperatura. Determina, a esa temperatura,: a) el valor de la constante de acidez, Ka; b) el pH de la disolución. (Selectividad, septiembre 1998).

35.- a) Calcula la constante de ionización de un ácido débil monoprótico que está ionizado al 2,5% en disolución 0,2M; b) se desea preparar un litro de disolución de ácido clorhídrico que tenga el mismo pH que la disolución anterior. ¿Qué volumen de HCl de concentración 0,4M habrá que tomar? (Selectividad, junio 1999).

36.- Definir el concepto de ácido y base según Brönsted y Lowry y explica su teoría. Si disponemos de las sustancias: a) ion carbonato o ion trioxocarbonato(IV); b) amoníaco y c) agua, diga si son ácido y/o base de Brönsted y Lowry y escriba las reacciones químicas que permitan comprobarlas. (Selectividad, junio 1999).

37.- La aspirina o ácido acetilsalicílico, AH, es un ácido monoprótico débil, cuya fórmula es C9H8O4, que está disociada un 3,2% a 293ºK. Calcula: a) el pH de una disolución preparada disolviendo totalmente, a 293K, un comprimido de aspirina de 0,500 gramos en un poco de agua y añadiendo posteriormente más agua hasta tener 0,1 litros de disolución; b) la constante de ionización del ácido acetilsalicílico a esa temperatura. (Selectividad, septiembre 1999).

38.- Se tienen 100 mL de agua destilada. Se añade 1 mL de ácido clorhídrico 5M. Se añade a continuación 5 mL de hidróxido sódico 5M. Finalmente se añaden 105 mL de agua destilada. Calcule el pH inicial del agua y los sucesivos pH tras las adiciones. Considere que los volúmenes son aditivos. (Selectividad, junio 2000).

39.- a) Se tienen muestras puras de las siguientes sustancias: NH4Cl, CH3-COONa, KNO3 y Ca(OH) 2. Razone, a través de las reacciones químicas correspondientes, si al disolver estas sustancias en agua se obtendrán disoluciones ácidas, básicas o neutras. b) Mencione dos aplicaciones industriales del ácido sulfúrico. (Selectividad, junio 2000).

40.- a) Calcule el volumen de una disolución de hidróxido sódico 0,2M, que habrá que añadir a 20 mL de una disolución 0,15M de ácido sulfúrico para conseguir su neutralización. b) Describa el procedimiento experimental para determinar la concentración de una muestra de ácido sulfúrico mediante volumetría ácido-base con hidróxido sódico patrón. (Selectividad, septiembre 2000).

41.- Se tienen 500 ml  de una disolución de ácido clorhídrico del 5% en peso y densidad 1,05 g/cm3. Se añaden 28 g de hidróxido sódico sólido, y se agita hasta su disolución total. Suponiendo que no hay variación de volumen, calcule el pH una vez completada la reacción ácido –base entre el ácido clorhídrico y el hidróxido sódico añadido. (Selectividad, junio 2001).

42.- a) Determine el pH de una disolución 3,2.10-2 M de ácido metanoico, HCOOH, que está ionizado al 4,75%; b) ¿Cuál es el valor de la constante de ionización del ácido metanoico? (Selectividad, septiembre 2001).

43.- Defina los conceptos de ácido y base según la teoría de Brönsted y Lowry y ponga un ejemplo de cada uno. b) ¿Es posible que al disolver una sal en agua la disolución resultante tenga pH básico? Indique un ejemplo en caso afirmativo y escriba la reacción correspondiente. (Selectividad, junio 2002).

44.- Se mezclan 100 mL de una disolución 0,1M de HCl con 150 mL de otra disolución 0,2M del mismo ácido. a) Calcule la concentración molar en HCl de la disolución resultante; b) se emplea la disolución del apartado anterior para valorar una disolución desconocida de NaOH. Si 40 mL de la disolución de NaOH consumen 38,2 mL de la disolución valorante de HCl, ¿cuál es la concentración molar del NaOH? ¿Qué indicador utilizaría para esta volumetría? (Selectividad, junio 2002).

45.- Calcule cuántos mililitros de ácido clorhídrico 2.10-2 M hay que añadir a 200 ml de agua para obtener una disolución de pH = 3,2 (Selectividad, junio 2003).

46.- a) ¿Cuál es el pH de una disolución de ácido acético 0,1 M (Ka = 1,8.10-5 ): b) calcule el pH de una disolución obtenida, disolviendo 2,75 gramos de hidróxido sódico en agua hasta un volumen de 500 mL. (Selectividad, septiembre 2003).

47.- a) Definir los conceptos de ácido y base según Brönsted y Lowry. b) Indicar cuál es la base conjugada de las siguientes especies química: HS- y NH3 y escribir la ecuación química correspondiente. (Selectividad, junio 2004).

48.- a) De una botella de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado, del 96% en peso y densidad 1,79 g/mL, se toma 1 mL y se lleva hasta un volumen final de 500 mL con agua destilada, determinar su molaridad; b) ¿Cuál es el pH de la disolución resultante? (Selectividad, junio 2004).

49.- La concentración de protones de una disolución 0,1 M de un ácido débil HA es 0,0035 M. a) Determina el valor de la constante de acidez para la especie HA; b) Determina la concentración necesaria de ese ácido para obtener una disolución de pH =2. (Selectividad, septiembre 2004).

50.- a) ¿Cuál es el pH de una disolución preparada mezclando 150 mL de HNO3 0,2M, 200 mL de HCl 0,15M y 150 mL de agua? b) ¿Cuántos mL de NaOH 0,5M se necesitarían para neutralizar la disolución ácida anterior? (Selectividad, septiembre 2004).

51.- Algunos iones metálicos reaccionan con el agua formando hidróxidos según la reacción:  M2+  +  2 H2O ó  M(OH)2  +  2 H+. Razone si son o no correctas las siguientes proposiciones: a) La adición de un ácido fuerte destruirá el hidróxido formado; b) Si se añade al sistema NaOH, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. (Selectividad, junio 2005).

52.- Se hace reaccionar una cierta cantidad de NaCl con H2SO4, según la ecuación:  2 NaCl  +  H2SO4  -->  Na2SO4  + 2  HCl. El resultado se valora con una disolución de NaOH 0,5 M, consumiéndose 20 mL de ésta. ¿Cuántos gramos de NaCl han reaccionado? (Selectividad, junio 2005).

53.- Indicar razonadamente si son ácidas, básicas o neutras las disoluciones acuosas de las siguientes especies: NaCl, NH4Cl, CH3-COONa y KNO3 (Kc NH4OH = 1,8.10-5 ; Kc CH3-COOH = 1,8.10-5 ). (Selectividad, junio 2005).


Tema VIII. Reacciones de transferencia de electrones.

1.- Deduce el número de oxidación de cada uno de los elementos en los siguientes compuestos: Fosfina, ion bicarbonato; cloruro amónico; hidróxido de bismuto(III), sulfuro arsenioso; ion dicromato potásico; cloruro de nitrosilo: NOCl; permanganato potásico; ácido sulfúrico; óxido nítrico (NO).

2.- Indicar cuales de las siguientes reacciones son redox:

a) Óxido de magnesio con bromuro de hidrógeno para dar bromuro de magnesio y agua.

b) Nitrato potásico que se descompone en nitrito potásico y oxígeno.

c) Cobre con ácido nítrico para dar nitrato cúprico, óxido nítrico y agua.

d) Sulfuro de hidrógeno con ácido sulfúrico para dar dióxido de azufre, azufre elemental (S) y agua.

e) Sulfuro de plomo(II) con oxígeno para dar óxido plumboso y dióxido de azufre.

3.- Ajusta las siguientes reacciones:

a) Permanganato potásico con ácido clorhídrico para dar cloruro de manganeso (II), cloro, cloruro potásico y agua.

b) Dióxido de manganeso con cloruro sódico y ácido sulfúrico para dar sulfato de manganeso (II), sulfato sódico , cloro y agua.

c) Ácido nítrico y ácido clorhídrico para dar cloro, cloruro de nitrosilo y agua.

d) Amoniaco con óxido de cobre (II) para dar agua, nitrógeno y cobre.

e) Óxido de arsénico(III) con ácido nítrico y agua para dar ácido arsénico y dióxido de nitrógeno.

f) Arsénico elemental (As) con hipoclorito sódico y agua para dar cloruro sódico y ácido arsénico.

g) Dicromato potásico con dióxido de azufre en medio de ácido sulfúrico para dar sulfato doble de cromo y potasio y agua.

h) Sulfuro de hidrógeno con ácido sulfúrico para dar dióxido de azufre, azufre elemental (S) y agua.

i) Cloruro de cobalto(II) en medio básico de hidróxido potásico y clorato potásico para dar óxido de cobalto (III), cloruro potásico y agua.

j) Ácido nítrico con cinc para dar nitrato de cinc y nitrato amónico.

4.- Calcula el equivalente químico de reducción del dicromato potásico en medio ácido. La semirreacción es: ion dicromato en medio ácido para dar ion cromo (III) y agua. Calcula la cantidad de dicromato potásico que se necesita para preparar 250 ml de una disolución 0,2N. ¿Qué molaridad tiene dicha disolución?. Si el dicromato potásico oxida al ion sulfuro hasta azufre elemental, calcula la cantidad de azufre que se obtiene en la reacción de la disolución anterior con un exceso de ion sulfuro.

5.- Por calefacción, el nitrato potásico se descompone en nitrito potásico y oxígeno. Calcular el equivalente redox en este proceso para el nitrato potásico y los gramos que se necesitan par obtener 12 litros de oxígeno a 100ºC y 600 mm de Hg

6.- Dada la reacción: permanganato potásico con agua oxigenada en medio ácido sulfúrico para dar sulfato de manganeso (II), sulfato potásico, oxígeno y agua. a) Ajústala por el método de ion electrón, indicando oxidante, reductor y semiprocesos redox; b) si 10 ml de la disolución de agua oxigenada necesitan 18,6 ml de permanganato potásico 0,02 M para reaccionar completamente, ¿cuál es la molaridad de la disolución de agua oxigenada?; c) ¿qué volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, se desprenden en la reacción anterior?

7.- El analizador que detecta la presencia de alcohol etílico en la sangre de las personas que se sospecha que conducen ebrios está basado en la siguiente ecuación redox: etanol con dicromato potásico y ácido sulfúrico da ácido acético, sulfato potásico, sulfato de cromo (III) y agua. Se tomó una muestra de 60 gramos de sangre de un conductor y se necesitó para su valoración 28,64 ml de dicromato potásico 0,0765 M. Calcula los gramos de etanol que hay en la muestra de sangre. Si el límite legal permitido para el contenido de alcohol en sangre es del 0,1% en peso, ¿iba en estado de embriaguez?

8.- Se construyen las pilas posibles, combinando los siguientes electrodos: Al3+/Alo; Fe2+/Feo; Sn2+/Sno, sabiendo que los potenciales valen, respectivamente -1,66v,  -0,44v y -0,14v. Para cada una de ellas, indica: a) cuál es el polo positivo y cuál el negativo; b) reacciones que tienen lugar; c) el valor de la fuerza electromotriz; (se supone que la concentración de todos los iones es 1 M).

9.- La fuerza electromotriz de las pilas: Cro/Cr3+ (dis.) // Ag+(dis.) /Ago y Ago/Ag+(dis) // Au3+(dis) /Auo es de 1,54 v y 0,70 v respectivamente. Calcular los potenciales normales de los electrodos Cr3+/Cro y Au3+/Auo, sabiendo que el potencial de reducción del electrodo Ag+/Ago es de 0,80 v.

10.- ¿Se podría agitar una disolución de ion hierro (III) con una cucharilla de aluminio? y al revés, ¿agitar una disolución de ion aluminio(III) con una cucharilla de hierro? Razonar las respuestas sabiendo que los potenciales de reducción del Al3+/Alo y Fe3+/Feo valen, respectivamente –1,66 v y –0,04 v.

11.- Las semirreacciones de descarga de un acumulador son:

Pb + HSO4- ------------ PbSO4 + H+ + 2e-                                                      HSO4- + PbO2 + 3 H+ -------- PbSO4 + 2H2O - 2 e-

Formular la reacción global indicando el electrodo donde hay oxidación y donde hay reducción. Calcular en amperios-hora la cantidad de electricidad que se genera por gramo de plomo sulfatado y la energía eléctrica producida en kw.h, sabiendo que la tensión es de 2,03 voltios. Supuesto reversible el funcionamiento de la batería, calcúlese el potencial del electrodo PbO2/PbSO4, sabiendo que el del otro electrodo es de –0,35 voltios.

12.- Se tiene una célula galvánica constituida por los semielementos Fe2+/Fe y Co2+/Co, en condiciones estándar. a) ¿Cuál es el ánodo y cuál es el cátodo? ¿Por qué?; b) Representación abreviada de la célula; c) ¿Cual es la reacción responsable de la f.e.m. y el valor de ésta?. Eo Fe2+/Fe = -0,44 v; Eo Co2+/Co = -0,28 v. (Selectividad, junio 1994).

13.- a) Define los conceptos de oxidación, reducción, oxidante y reductor; b) ajustar la reacción: KI + H2SO4 K2SO4 + I2 + H2S + H2O, e indicar quién es el oxidante y quién el reductor. (Selectividad, junio 1994).

14.- a) ¿Cuál es la función de un puente salino en una celda galvánica?: b) ajuste la siguiente reacción redox: KNO3 + Zn + H2SO4 ZnSO4 +(NH4) 2SO4 + K2SO4 + H2O. (Selectividad, junio 1996).

15.- El ácido nítrico concentrado reacciona con el estaño metálico formándose dióxido de estaño sólido y dióxido de nitrógeno gaseoso. Se pide: a) escribir la reacción ajustada; b) indicar los sistemas oxidante y reductor. (Selectividad, septiembre 1996).

16.- En ciertas condiciones el permanganato de potasio reacciona con el cloruro de estaño(II), en presencia de ácido clorhídrico para dar cloruro de manganeso (II), cloruro de estaño (IV), cloruro potásico y agua. a) ajusta la reacción; b) indique los sistemas oxidante y reductor. (Selectividad, junio 1997).

17.- La f.e.m. de la siguiente pila: Zn/Zn2+(1M) // Sn2+(1M)/Sn es 0,62 voltios. a) ¿Cuál será el potencial normal de reducción del electrodo Sn2+/Sn, si el de Zn2+/Zn vale –0,76 V?; b) Determina el potencial de la pila Zn(s) + 2 Ag+ (ac) Zn2+(ac) + 2 Ag(s), si los potenciales de reducción son Zn2+/Zn = -0,76 V y Ag+/Ag = 0,80 V. (Selectividad, junio 1997).

18.- ¿Cuáles de las siguientes reacción son de oxidación-reducción? Indica en las reacciones redox las especies que se oxidan y las que se reducen: a) 2F2 + 2 H2O 4 HF + O2 ; b) CaCO3 CaO + CO2; c) CaS + Cl2 CaCl2 + S; d) NH4Cl NH3 + HCl. (Selectividad, septiembre 1997).

19.- Una muestra de metal, de masa atómica 157,2, se disolvió en ácido clorhídrico y se realizó la electrolisis de la disolución. Cuando habían pasado por la célula 3215 culombios, se encontró que, en el cátodo, se habían depositado 1,74 gramos de metal. Calcular la carga del ion metal.

20.- ¿Cuál es la reacción iónica y el potencial normal de la celda, compuesta por los pares Cd2+/Cd y Cu2+/Cu? ¿Cuál será el cátodo y cuál será el ánodo? Eo(Cd2+/Cd) = -0,40 V; Eo (Cu2+/Cu) = 0,34 V. (Selectividad, junio 1998).

21.- El cinc reacciona con el ácido nítrico (ácido trioxonítrico) para dar nitrato de cinc (bistrioxonitrato(V) de cinc), nitrato amónico (trioxonitrato(V) de amonio) y agua. a) Ajusta la reacción por el método de ion electrón; b) Calcula los gramos de ácido nítrico que se necesitan para disolver 16,34 gramos de cinc. (Selectividad, junio 1998).

22.- En ciertas condiciones, el sulfuro de hidrógeno reacciona con ácido nítrico para producir azufre, agua y nitrógeno molecular. a) ajuste la reacción; b) indique los sistemas oxidante y reductor. (Selectividad, septiembre 1998).

23.- En medio básico, hidróxido potásico, tiene lugar la siguiente reacción: Cl2 + KOH + MnO2 KMnO4 + H2O + KCl. a) Formula y ajusta las semirreacciones iónicas así como formula ajustada la reacción global del proceso redox y la reacción molecular; b) calcula los gramos de dióxido de manganeso que serán necesarios disolver en agua destilada para obtener 0,500 litros de disolución 3,5.10-2 M. (Selectividad, septiembre 1998).

24.- Cuando se calienta el clorato potásico, se descompone, mediante un proceso de autooxidación-reducción (la misma sustancia actúa como oxidante y reductor), dando cloruro potásico y perclorato potásico. a) Ajusta la ecuación redox, escribiendo previamente las correspondientes semirreacciones; b) al descomponerse 3,06 gramos de clorato potásico se desprenden 1,05 kJ de calor. Halla la cantidad de energía calorífica que se desprenderá en una reacción de descomposición de clorato potásico en la que se produzcan 0,30 moles de perclorato potásico. (Selectividad, junio 1999).

25.- ¿Cuánto tiempo ha de pasar una corriente de 4 amperios a través de una disolución de nitrato de níquel(II) para depositar un gramo de metal. Dato: 1F= 96500 C. (Selectividad, junio 1999).

26.- Se construye una pila con electrodos de aluminio y de cinc sumergidos en disoluciones de Al3+ y Zn2+ respectivamente. a) Dibuje el esquema de la pila, indicando ánodo, cátodo y sentido de circulación de los electrones; b) escriba las reacciones que ocurren en los electrodos, la reacción global y calcule la fuerza electromotriz estándar de la pila. Eo (Al3+/Al)= -1,66 V; Eo (Zn2+/Zn) = -0,74 V. (Selectividad, junio 2000).

27.- Considere la siguiente reacción: K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 Cr2 (SO4) 3 + S + K2SO4 + H2O. a) Identifique las especies oxidantes y reductoras que intervienen en la reacción, indicando los estados de oxidación de cada elemento en los estados inicial y final; b) ajuste la reacción mediante el método de ión-electrón. (Selectividad, septiembre 2000).

28.- a) Ajuste por el método ión-electrón la reacción siguiente, escribiendo las reacciones iónicas que tienen lugar: K2Cr2O7  + H2S  +  H2SO4  à  Cr2 (SO4) 3  +  S  +  K2SO4  +  H2O; b) Escriba el nombre de las sales que aparecen en la ecuación anterior. (Selectividad, septiembre 2001).

29.- a) Ajuste por el método de ion-electrón la ecuación siguiente, escribiendo las reacciones iónicas que tienen lugar: KMnO4  +  HCl  +  SnCl2     -->  MnCl2  +  SnCl4  +  KCl  +  H2O; b) nombre las sales que aparecen en la ecuación anterior. (Selectividad, junio 2002).

30.- El Cl2 (g) se obtiene en el laboratorio por oxidación del HCl con MnO2, formándose además MnCl2 y agua. a) Ajuste la reacción mediante el procedimiento de ion-electrón. b) ¿Qué volumen de HCl del 30% en peso y densidad 1,15 g/mL se necesitan para preparar 1 mol de Cl2? (Selectividad, junio 2003).

31.- a) Ajuste por el método ion-electrón la reacción siguiente, escribiendo las reacciones iónicas que tienen lugar: H2SO4  +  KBr  -->  SO2  + Br2  +  K2SO4 +  H2O. b) Nombre todos los compuestos que aparecen en la ecuación anterior. (Selectividad, junio 2003).

32.- a) En una cuba electrolítica se depositan en el cátodo 5 g de Zn metálico a partir de una disolución de ZnSO4. ¿Qué cantidad de electricidad se necesita para llevar a cabo este proceso? b) ¿Qué tipo de reacción ha ocurrido en el cátodo? Razone la respuesta. (Selectividad, septiembre 2003).

33.- Considere los siguientes potenciales normales: Eo Au3+/Au = 1,50 v; Eo Mn2+/Mn = -1,18 v; Eo Ca2+/Ca = -2,87 v; Eo Ni2+/Ni = -1,25v. Conteste razonadamente: a) ¿Cuáles de estos elementos en estado metálico cabe esperar que sean oxidados en disolución ácida 1 M? Escriba las reacciones. Dato: E H+/H2=0,0v. b) ¿Ocurrirá alguna reacción al introducir una barra de calcio metálico en una disolución 1M de Au ? Escriba la reacción en caso afirmativo. (Selectividad, junio 2004).

34.- a) Indicar esquemáticamente cómo construiría una pila galvánica. b) Enunciar las leyes de Faraday. (Selectividad, septiembre 2004).

35.- Se tiene una disolución acuosa de sulfato de cobre (II). a) Calcular la intensidad de corriente que es necesario pasar a través de la disolución para depositar 5 g de cobre en 30 minutos; b) ¿Cuántos átomos de cobre se habrán depositado? (Selectividad, junio 2005).

36.- a) Escribir y ajustar las semirreacciones iónicas y la reacción global de la siguiente ecuación que tiene lugar en medio ácido: KI  +  H2SO4  KMnO4  --> I2  +  MnSO4  +  K2SO4   +  H2O. b) ¿Qué cantidad de ácido sulfúrico 2M es necesaria para reaccionar con 25 g de KI? (Selectividad, junio 2005).


Tema IX. Química del Carbono.

1.- a) Identifique los grupos funcionales en cada una de las siguientes moléculas y nómbrelas:

CH3-CH2-CO-CH2-CH2-CH3, CH3-CH2-COOC2H5; CH3-CH2-O-CH2-CH2-CH2-CH3; CH3-CH2-CHO

b) Las unidades estructurales básicas de las proteínas son los aminoácidos. ¿Qué es un aminoácido? ¿Cuál es aminoácido más simple?. Escribe su fórmula e indica su nombre. (Selectividad, junio 1994).

2.- La combustión de 2,573 gramos de un compuesto orgánico dio 5,143 g de CO2 y 0,9015 g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto, si sólo contenía C, H y O? (Selectividad, junio 1994).

3.- a) Defina “grupo funcional”. ¿Por qué es lógico clasificar los compuestos orgánicos de acuerdo con sus grupos funcionales?; b) al quemar un hidrocarburo saturado la relación de masas de CO2 y H2O obtenida es 55/27. ¿De qué alcano se trata? (Selectividad, septiembre 1994).

4.- a) Formule o nombre, según corresponda, los siguientes compuestos orgánicos: 1) 2-metilbutanoato de etilo; 2) 3-pentanona; 3) benzaldehído; 4) CH2=CH-CHOH-CH3; 5) CH3-N(CH3)-CH3; b) ¿Qué productos se obtienen en la adición de halogenuros de hidrógeno a alquenos? Pon dos ejemplos. (Selectividad, junio 1995).

5.- Indique los tipos de hibridación que existen en el metano, benceno y etino. (Selectividad, junio 1996).

6.- a) Formule o nombre, según corresponda, los siguientes compuestos orgánicos: 1) CH3-COO-CH3; 2) CH2=CH-CH3; 3) CH3-NH-CH2-CH3; 4) Propanona; 5) 3-metil-1-buteno; b) ¿Qué tipos de compuestos pueden adicionarse a un doble enlace? Ponga ejemplos. (Selectividad, junio 1996).

7.- a) Nombra o formula, según corresponda, los siguientes compuestos orgánicos: 1) CH3-CH2-CH2OH; 2) CH2=CH-CH2-COOH: 3) CH3-CH(CH3)-CH(CH3)-CH2-CH3; 4) Benceno: 5) difeniléter; b) reacciones de sustitución en haluros de alquilo. Pon ejemplos. (Selectividad, septiembre 1996).

8.- a) Formule o nombre, según corresponda, los siguientes compuestos orgánicos: 1) 3-propil-1,5-heptadiino; 2) 2-metilpropanol; 3) CH3-NH-CH2-CH3; 4) CH3-CHOH-CH2OH; b) ¿Qué productos se obtienen en la adición de halogenuros de hidrógeno a alquenos? Pon dos ejemplos. (Selectividad, septiembre 1997).

9.- a) Explicar la teoría del estado de transición; b) formule o nombre, según proceda, los siguientes compuestos orgánicos: 1) 2-penteno; 2) ciclobutano; 3) CH3-CH2-C=CH; 4) COOH-CH2-COOH. (Selectividad, junio 1998).

10.- a) ¿Qué es el efecto invernadero? ¿Cuáles son efectos sobre la Tierra?; b) completa la siguiente reacción, indica de qué tipo es y nombra el compuesto resultante: CH3-CHOH-CH3 + HBr . (Selectividad, junio 1999).

11.- La gasolina es una mezcla de hidrocarburos entre los que encuentra el octano. a) Escribe la reacción ajustada para la combustión del octano; b) Sabiendo que el porcentaje de O2 en el aire es del 21% en volumen, calcula el volumen de aire, en condiciones normales, necesario para quemar 2,5 litros de octano de densidad 0,703 kg/dm3. (Selectividad, septiembre 1999).

12.- a) Formula y nombra cuatro compuestos, cada uno de los cuales contienen tres átomos de carbono, uno de oxígeno y átomos de hidrógeno suficientes para que sean moléculas saturadas; b) ¿Qué sucedería si se utilizase una cuchara de aluminio para agitar una disolución de Fe2+? Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V; Eo (Al3+/Al) = -1,67 V. (Selectividad, septiembre 1999).

13.- 1.00 gramo de una sustancia orgánica gaseosa dio por oxidación 1,45 gramos de CO2 y 0,600 gramos de H2O. El compuesto está formado por C, H y O únicamente. Un gramo del compuesto orgánico, ocupa, en condiciones normales, un volumen molar de 747 cm3. Calcula: a) su fórmula empírica; b) su fórmula molecular y el nombre del compuesto. (Selectividad, septiembre 1999).

14.- a) Formule los siguientes compuestos orgánicos: 2,3-butanodiol; 3-pentanona; ácido benzoico; acetato de propilo; vinilamina; b) escriba un ejemplo de reacción de sustitución sobre el 2-bromopropano, indicando el nombre del compuesto final. (Selectividad, junio 2000).

15.- a) Describa una forma de obtener 2-bromopropano a partir del propeno. Escriba la reacción; b) la fórmula empírica de un compuesto orgánico es C5H10O. Escriba las fórmulas desarrolladas de cuatro isómeros de este compuesto. (Selectividad, septiembre 2000).

16.- El análisis de un compuesto orgánico proporcionó los siguientes resultados de composición centesimal: 54,5% de carbono, 9,1% de hidrógeno y 36,4% de oxígeno. Se determinó también su masa  molecular, 88 g/mol. Deduzca la fórmula molecular del compuesto y escriba una estructura desarrollada con su nombre. (Selectividad, junio 2001).

17.- a) Formule los siguientes compuestos orgánicos: 2-butanona; cloruro de etenilo; propanoato de butilo; dietil éter; b) ¿qué productos se obtendría en la eliminación de una molécula de agua a partir de 2-propanol? Escriba la reacción. (Selectividad, septiembre 2001).

18.- a) Escriba la fórmula desarrollada y el nombre de una amina, un aldehído, una amida y un éster. b) Explique, mediante la reacción correspondiente, cómo podría obtenerse propano a partir del propeno. (Selectividad, junio 2002).

19.- a) Formule los siguientes compuestos: 2,3-dimetilpentano; propanotriol; butanal; ácido 2-clorobutanoico; b) nombre los siguientes compuestos: C6H5-CH3;  CH3-CH2-CO-CH2-CH3;  CH3-CH2-NH2;  CH3-CH(CH3)-COOH (Selectividad, junio 2003).

20.- Un gramo de un compuesto orgánico gaseoso, constituido sólo por C, H y O ocupa en condiciones normales un volumen de 747 mL. Al quemar el gramo del compuesto se obtuvieron 1,46 g de CO2 y 0,60 g de H2O. Determine la fórmula molecular del compuesto e indique su nombre. (Selectividad, septiembre 2003).

21.- Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal: 26,7% de C; 2,2% de H y 71,1% de O. Si su masa molecular es 90, calcule la fórmula molecular del compuesto y nómbrelo. (Selectividad, septiembre 2003).

22.- Defina isomería de cadena. Escriba tres isómeros de cadena del octano que contengan cada uno dos radicales metilo y nómbrelos. (Selectividad, septiembre 2003).

23.- Considere la molécula de acetileno, C2H2. Conteste razonadamente: a) ¿Qué tipo de hibridación presenta el átomo de carbono en este compuesto? ¿Cuántos enlaces de tipo s  y cuántos de tipo p presenta la molécula? b) ¿Qué tipo de reacción química tendría lugar entre esta especie e hidrógeno molecular? Escriba las reacciones correspondientes indicando lo nombres de los productos. (Selectividad, junio 2004).

24.- a) Escribir y nombrar los siguiente compuestos orgánicos: 1) un aldehído; 2) un ácido; 3) una amina secundaria; 4) un alcohol secundario. b) Escribir la reacción entre el propeno y el ácido clorhídrico. Nombrar el compuesto obtenido e indicar el tipo de reacción orgánica que tiene lugar. (Selectividad, junio 2005).


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PRÁCTICAS DE LABORATORIO


PRÁCTICA I. CONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO


El material de laboratorio

El material de un laboratorio de Química se puede clasificar atendiendo al uso a que está destinado, si bien existe un material de múltiples usos que se clasifica según de que esté hecho.

Material para pesar

Para pesar los sólidos es necesario disponer de espátula (1), vidrio de reloj (2) y balanza (3):


Material para medir volúmenes

Para medir el volumen de un líquido, dependiendo de la cantidad y exactitud que se necesite se pueden utilizar:

Pipetas: Pueden ser graduadas (4) o aforadas (5). Las primeras permiten tomar una cantidad cualquiera, por ejemplo 5,4 ml, mientras que las aforadas sólo permiten tomar una cantidad determinada: 10, 20, 50 ml.

Probetas (6): Para cantidades mayores pudiendo variar su capacidad: 10, 100, 1000 ml. Según su capacidad, así será su graduación: Las de 10 ml están graduadas de 0,5 en 0,5 ml.; las de 100 ml están graduadas de 2 en 2 ml. Y las de 1000 ml lo están de 20 en 20 ml.

Bureta (7): Una vez llena sirve para verter una cantidad exacta de líquido al abrir la llave inferior (hasta 0,1 ml)

Matraz aforado (8): Al preparar una disolución se necesita una gran precisión en la medida final del volumen, por lo que se utiliza un matraz aforado, en cuyo cuello tiene una marca y para realizar el enrase correcto hay que hacer coincidir la marca con la tangente del líquido. Los matraces aforados más usuales son de 100, 500 y 1000 ml.


Material para filtraciones y separaciones

Para separar un sólido de un líquido se puede filtrar con embudo de cristal (9) provisto de un filtro de pliegues (10), si lo que interesa es el líquido. Si lo que interesa es el sólido se utiliza un embudo Büchner (11) o embudo de placa que mediante un tapón de goma se ajusta a un kitasato (12) que a su vez se conecta a través de una tubería de goma con un trompa de vacío (13).

Para separar líquidos inmiscibles se utiliza un embudo de decantación (14).


Material para destilación y calentamiento a reflujo

Para destilar se necesita un soporte con aro (15) sobre el que se coloca una rejilla de asbesto (16). En la parte inferior se sitúa el mechero Bunsen (17) y sobre ella el matraz de destilación (18), al que se acopla mediante tapones de goma un termómetro (19) y un refrigerante recto de Liebig, (20). A este último se le puede acoplar una alargadera (21).

Si se trata de un calentamiento a reflujo se utiliza el soporte con aro y rejilla, así como el mechero Bunsen. Sobre la rejilla se coloca un matraz de fondo redondo (22) al que se le puede acoplar un refrigerante de bolas (23) o de serpentín (24).



Otro material

Existe una gran variedad de material de laboratorio cuya función no es tan específica como los descritos anteriormente y por lo tanto sirven para funciones diversas. Se pueden clasificar atendiendo al material del que están fabricados.

Material de vidrio

Varillas de vidrio (hueca y maciza) (25), fabricadas en vidrio plastificado, que se pueden moldear por calentamiento y sirven para realizar conducciones rectas y curvas, capilares y agitadores.


Vaso de precipitados (26) y matraz erlenmeyer (27). La graduación que presentan es a título indicativo, no debiendo nunca enrasar un líquido en dichos aparatos. Las capacidades más comunes en ambos son de 100, 250, 500 y 1000 ml.


Otro material diverso de vidrio es:

Cristalizador (28), tubo de ensayo (29), placa de vidrio (30), cuentagotas (31). La cápsula Petri (32) sirve para guardar pequeñas cantidades de líquido o sólido dentro de un desecador (33) con disco de porcelana (34) en el que se introduce una sustancia higroscópica, de tal forma que se crea una cámara exenta de humedad. Algunos de los desecadores llevan un dispositivo por el que se les puede hacer el vacío. El tubo de Thiele (35) sirve para determinar el punto de fusión de los sólidos. Por último existen frascos de tapón normal (36) o tapón esmerilado (37), así como matraces de fondo plano (38).

 


Material de porcelana y arcilla

En este apartado se pueden incluir las cápsulas de porcelana (39) y los crisoles de porcelana (40) y de arcilla (41). Todos se pueden calentar al fuego directamente o en horno ya que resisten altas temperaturas.


Material diverso

Entre otros cabe citar: agitador magnético (42), pinzas (43 y 44), doble nuez (45), gradilla para tubos de ensayo (46) y frasco lavador (47). Los morteros pueden ser de hierro (48), vidrio (49), porcelana (50) y ágata (51).



PRÁCTICA II. PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES.


OBJETIVO: Que el alumno sepa preparar una disolución, ya bien sea a partir de un sólido o de una disolución más concentrada de un líquido.

MATERIAL: Vaso de precipitados, agitador, probeta, matraz aforado, balanza.

PRODUCTOS: Ácido clorhídrico concentrado, hidróxido sódico, agua destilada.

DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:

Es frecuente, que en el trabajo experimental necesitemos preparar una disolución de una determinada concentración.

La sustancia de partida puede ser una disolución concentrada o una sustancia sólida. En el primer caso, se pueden preparar disoluciones menos concentradas por dilución con agua destilada y en el segundo caso, pesando la cantidad de sólido necesaria y disolviéndola en agua destilada.

En cualquier caso se han de realizar unos cálculos previos para determinar la masa o el volumen necesario que se pondrá en el matraz aforado, cuya capacidad será el volumen total de la disolución a preparar. Añadiendo agua destilada hasta el enrase se obtendrá la disolución de la concentración deseada.

  1. Calcula los gramos necesarios para preparar 100 mL de disolución 0,1 Molar de hidróxido sódico, supuesto, éste, puro.

  2. Coloca la cantidad pesada en un vaso de precipitados y añade la mitad del volumen total de la disolución de agua destilada.

  3. Una vez disuelto el hidróxido sódico pasa la disolución al matraz aforado y añade una nueva porción de agua destilada al vaso de precipitado. De este modo se recoge el posible hidróxido sódico que ha quedado en el vaso. Se añade nuevamente al matraz aforado y se repite la operación otras dos veces más, procurando que el volumen de agua añadida no sobrepase el volumen total de la disolución.

  4. Se termina de rellenar el matraz aforado con agua destilada hasta el enrase. Se traspasa la disolución a un frasco convenientemente titulado.

  5. Describe paso a paso como has realizado la disolución.

Ahora se va a preparar la disolución de ácido clorhídrico:

  1. Calcula el volumen de ácido clorhídrico comercial, del 36% en peso y densidad 1,18 g/cm3 que se necesita para preparar 100 mL de disolución 0,1 Molar.

  2. Mide en una probeta la cantidad calculada y añádela sobre el matraz aforado.

  3. Añade agua destilada sobre la probeta para recoger el ácido clorhídrico que haya podido quedar. Repite la operación otras dos veces más.

  4. Se termina de rellenar el matraz aforado con agua destilada hasta el enrase. Se traspasa la disolución a un frasco convenientemente titulado.

  5. Describe paso a paso como has realizado la disolución.


PRÁCTICA III. RIQUEZA DE UNA CALIZA


OBJETIVO: Estudio de una reacción química que se produce entre el carbonato sódico y el ácido clorhídrico.

MATERIAL: Vaso de precipitado, matraz erlenmeyer, tubos y gomas de conexión, kitasato, tapones de goma.

PRODUCTOS: Mármol (carbonato sódico), ácido clorhídrico 2M, agua destilada.

DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:

Cuando reacciona el carbonato sódico con el ácido clorhídrico se produce cloruro sódico, agua y dióxido de carbono, cuyo volumen se va a medir. Escribe y ajusta la reacción.

Toma 5 mL de ácido clorhídrico 2M y ponlos en el kitasato. Una vez montado el equipo pesa un trozo de mármol de aproximadamente un gramo y ponlo con cuidado en el borde del kitasato. Una vez cerrada la boca de éste con el tapón de goma se pone derecho el kitasato para que entren en reacción los reactivos. El gas desprendido, dióxido de carbono, empuja el agua del matraz erlenmeyer y se recoge ésta en el vaso de precipitados. Haz un dibujo del montaje realizado y anota las condiciones del laboratorio. Cuando termine la reacción, anota el volumen de agua desalojada, que coincidirá con el de dióxido de carbono obtenido. Con estos datos calcula la riqueza en carbonato sódico de l mármol, supuesto que el rendimiento de la reacción sea del 100%.


PRÁCTICA IV. ENTALPÍA DE UNA REACCIÓN


OBJETIVO: Calcular el calor de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte.

MATERIAL: Calorímetro, termómetro, ácido clorhídrico 1 M e Hidróxido sódico 1 M.

DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:


En un calorímetro se introducen 200 ml de una disolución de ácido clorhídrico 1M, midiendo la temperatura a la que está. En un vaso de precipitados se toman otros 200 ml de la disolución de Hidróxido sódico 1 M y también se mide su temperatura.

Se añade al calorímetro la segunda disolución, midiendo la temperatura a la que queda la mezcla, una vez transcurridos unos minutos.

Supuesto que las disoluciones tengan una densidad de 1 gr/cm3 y que en su mayor parte son agua, se puede calcular el calor desprendido en la reacción:

Q = m. cesp. t, siendo m la masa de la disolución, t el incremento de temperatura y cesp el calor específico del agua (1 cal/grºC).

  1. Completa el siguiente cuadro:

                                Masa(gr)             ti (ºC)             tf (ºC)             Q(cal)                 nº de moles

ÁCIDO

BASE

  1. Calcular el H, en cal/mol, para lo que habrá que tener en cuenta la concentración de las disoluciones, el volumen y el número de moles:

  2. Teniendo en cuenta que el valor teórico para esta reacción es H = - 13,75 Kcal/mol, calcular el error relativo cometido en la práctica:

d) Cita las posibles causas de error.




PRÁCTICA V. CINÉTICA QUÍMICA. FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN.

OBJETIVO: Estudio de la influencia de la concentración y la temperatura en la velocidad de reacción.

MATERIAL: Erlenmeyer, probeta, cronómetro, mechero, pipeta. Ácido clorhídrico 2M, Tiosulfato sódico (40 gr/litro).

DESARROLLO DE LA PRÁCTICA:

  1. Influencia de la concentración:

Se va estudiar la reacción entre el tiosulfato sódico y el ácido clorhídrico:

Na2S2O3 (dis.ac.) + 2 HCl (dis.ac.) ---------- H2O + SO2 (g) + S (coloidal), siendo el tiempo que tarda en aparecer el azufre coloidal el que marque la velocidad de la reacción.

Se toman 50 ml de disolución de tiosulfato sódico y se colocan en un erlenmeyer. Se añaden 6 ml de ácido clorhídrico y, al mismo tiempo, se pone en marcha el cronómetro. Se agita suavemente el erlenmeyer a intervalos regulares de tiempo y se coloca sobre un papel en el que se ha marcado una cruz con un lápiz.

Se mira la cruz marcada a través de la disolución y cuando se deje de ver se para el cronómetro anotando el tiempo transcurrido para la reacción.

Se repite la experiencia tomando cantidades cada vez menores de tiosulfato sódico y diluyendo, con agua destilada, en todos los casos hasta obtener un volumen final de 50 ml

Construye la siguiente tabla de valores:

            Na2S2O3         H2O                 Molaridad                 HCl                     tiempo

Exp 1     50 ml                 0                                                     6 ml

Exp 2     40 ml               10 ml.                                               6 ml

Exp 3     30 ml               20 ml                                                6 ml

Exp 4     20 ml               30 ml                                                6 ml

Exp 5     10 ml               40 ml                                                6ml

A partir de los datos obtenidos hacer una representación gráfica concentración frente al tiempo de reacción y deducir las conclusiones.

  1. Influencia de la temperatura:

En esta segunda parte se trata de repetir la experiencia sin modificar la concentración de los reactivos, y sólo variando la temperatura de la reacción. Para ello antes de añadir el ácido clorhídrico hay que calentar la disolución de 10 ml de tiosulfato sódico y 40 ml de agua destilada y realizarlas a las temperaturas aproximadas de 20ºC, 30ºC, 40ºC, 50ºC y 60ºC.

Rellena la siguiente tabla:

                                Temperatura (ºC)                         Tiempo (segundos)

Exp 1.

Exp 2.

Exp 3.

Exp 4.

Exp 5.

A partir de los datos anteriores construir la gráfica temperatura frente al tiempo de reacción, deduciendo las conclusiones razonándolas.




PRÁCTICA VI, VOLUMETRÍA ÁCIDO-BASE.


INTRODUCCIÓN

Las volumetrías ácido-base son unas operaciones analíticas que permiten identificar cuantitativamente el contenido en ácido o en base de un determinado sistema, fundamentándose en los procesos de neutralización ácido-base.

El proceso de neutralización queda reducido a la ecuación:

H3O+ (acuoso) + OH-- (acuoso) ---------- 2 H2O (liq.)

Para ello se determina el volumen de un ácido o una base de concentración conocida, que reacciona totalmente con un volumen conocido de un ácido o una base, de concentración desconocida.

MATERIAL Y PRODUCTOS

Erlenmeyer 250 ml, pipeta 10 ml, bureta, soporte y pinzas para bureta, vaso de precipitados, frasco lavador.

Ácido clorhídrico 0,1 M, disolución problema de hidróxido sódico, fenolftaleína, anaranjado de metilo, agua destilada.

DESARROLLO DE LA PRÁCTICA

Se monta la bureta en el soporte, con ayuda de las pinzas de bureta. Se echa en el vaso de precipitados la disolución de ácido clorhídrico 0,1 M y se llena la bureta con esta disolución. Se coloca el vaso debajo de la bureta y se abre la llave de paso enrasando ésta, haciendo coincidir el menisco tangente con la división cero.

Por otra parte se toma el matraz erlenmeyer de 250 ml y se colocan 10 ml de la disolución problema de hidróxido sódico, medidos con la pipeta. Se añaden también dos o tres gotas del indicador fenolftaleína y con el frasco lavador se añade agua destilada hasta completar un volumen total de unos 100 ml.

Sujetando con una mano el erlenmeyer y con la otra la llave de la bureta, se deja caer gota a gota y agitando constantemente el erlenmeyer, el ácido sobre la base, hasta que la coloración de la disolución problema cambie de un color a otro. En ese momento se cierra la llave de paso de la bureta y se anota la lectura del volumen añadido de ácido.

Se repite la valoración otras dos veces más, bien con el mismo indicador y usando naranja de metilo.

En la última neutralización, con ayuda del papel indicador, mide el pH de la disolución cada 3 ml de ácido clorhídrico añadidos y haz una gráfica de la volumetría (pH frente a ml de ácido clorhídrico añadidos)

Con los resultados obtenidos rellena la siguiente tabla:

                                Volumen NaOH                     Volumen HCl                         Molaridad NaOH

valoración 1

valoración 2

valoración 3

Calcula el valor medio de la Molaridad del hidróxido sódico:

Construye una gráfica pH frente a ml de ácido clorhídrico añadido.

 

 

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA INORGÁNICA

 

Número de oxidación de un elemento en un compuesto es la carga eléctrica verdadera o ficticia que se asigna a un átomo en un compuesto

Valencia de un elemento es el número de electrones que un átomo gana o pierde (si el compuesto es iónico) o el número de enlaces que un átomo comparte con otro (enlace covalente)

Los compuestos son eléctricamente neutros por lo que las cargas positivas y negativas siempre han de compensarse.

Al escribir la fórmula de los compuestos se coloca a la izquierda el elemento que tiene número de oxidación positivo y a la derecha el que presenta número de oxidación negativo.

NÚMEROS DE OXIDACIÓN DE ALGUNOS ELEMENTOS DEL SISTEMA PERIÓDICO

            Los números de oxidación de los elementos que se van a utilizar con mayor frecuencia pueden asociarse por familias. Así los alcalinos tienen como número de oxidación +1, los alcalinotérreos +2, los térreos +3, los carbonoideos +4 y –4, los nitrogenoideos –3, los anfígenos –2 y los halógenos –1. Los metales de transición no cumplen una regla fija. El Hidrógeno puede presentar +1 y –1. Todo lo anterior puede resumirse en el siguiente cuadro, en el que aparecen los elementos que nos interesan del Sistema Periódico:

 

H

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

H

Li

Be

 

 

 

 

 

 

 

 

B

C

N

O

F

Na

Mg

 

 

 

 

 

 

 

 

Al

Si

P

S

Cl

K

Ca

......

Cr

+2,+3+6

Mn

+2,+3+4,+6+7

Fe

+2,+3

Co

+2,+3

Ni

+2,+3

Cu

+1,+2

Zn

+2

 

 

As

Se

Br

Rb

Sr

 

 

 

 

 

 

Ag

+1

Cd

+2

 

Sn

+2

Sb

Te

I

Cs

Ba

 

 

 

 

 

Pt

+2,+4

Au

+1,+3

Hg

+1,+2

 

Pb

+2

 

 

 

+1

+2

 

 

 

 

 

 

 

 

+3

+4

-4

-3

-2

-1

                Además de los anteriores, los no metales presentan estados de oxidación positivos siempre que actúen frente al oxígeno, ya que éste siempre presenta estado de oxidación –2.  Una excepción es el Flúor, que siempre actúa con –1. Se resumen en el siguiente cuadro:

C                             

(+2)

N

 

 

Si

P

S

Cl

 

As

Se

Br

 

Sb

Te

I

+4

+3             

+5

+4

+6

+1

+3

+5

+7

 

            SUSTANCIAS SIMPLES (ELEMENTOS):

            Se llaman sustancias simples a las que están constituidas por átomos iguales.

Algunos no metales son gases y suelen encontrarse en forma diatómica:

                                               Nombre vulgar                                    Nombre sistemático     

                            H2                          Hidrógeno                                               Dihidrógeno

                F2                            Flúor                                                     Diflúor

                Cl2                          Cloro                                                     Dicloro

                Br2                          Bromo                                                   Dibromo

                I2                             Yodo                                                     Diyodo

                N2                           Nitrógeno                                             Dinitrógeno

                O2                           Oxígeno                                                Dioxígeno

                O3                           Ozono                                                   Trioxígeno

Otras sustancias simples, funadamentalmente los metales forman redes de un gran número de átomos. Se representan mediante el símbolo del elemento. Si escribimos Fe no solo representamos al átomo de hierro sino que también nos referimos a un trozo de metal de hierro. Los no metales que se presentan en estado sólido en la naturaleza, también se escriben con el símbolo del elemento, como por ejemplo el Carbono (C) y el azufre (S).

            COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO:

                        -HIDRÁCIDOS: Combinación del hidrógeno (estado de oxidación +1) con los elementos

de los grupos VIA (Anfígenos, estado de oxidación -2) y VIIA (halógenos, estado de oxidación - 1).

                        Su nomenclatura sistemática se realiza terminándolos en -URO DE HIDRÓGENO,  si bien en disolución acuosa presentan carácter de ácidos y se nombran como ácidos terminándolos en HÍDRICO.

                                   Nomenclatura sistemática                    En disolución acuosa

            HF                   Fluoruro de hidrógeno                         Ácido Fluorhídrico

            HCl                 Cloruro de hidrógeno                           Ácido Clorhídrico

            HI                    Ioduro de hidrógeno                            Ácido Iodhídrico

            H2O                 Agua                                                   Agua      (excepción)

            H2S                 Sulfuro de hidrógeno                           Ácido sulfhídrico

            H2Se                Seleniuro de hidrógeno            Ácido selenhídrico

            H2Te                Telururo de hidrógeno              Ácido telurhídrico

                        -HIDRÓGENO CON OTROS NO METALES: Con los elementos de los grupos IVA

(Carbonoideos, estado de oxidación -4), VA (Nitrogenoideos, estado de oxidación -3). Son iguales que

os anteriores pero no tienen carácter ácido. Su escritura no se atiene

a las normas convencionales.

                                   Nomenclatura sistemática                                Nombre común

            NH3                 Trihidruro de nitrógeno                                    amoníaco

            PH3                 Trihidruro de fósforo                                       fosfina

            AsH3               Trihidruro de arsénico                                      arsina

            SbH3               Trihidruro de antimonio                                   estibina

            CH4                 Metano (Química del Carbono)                        ---------

            SiH4                 Tetrahidruro de silicio                                      silano

                        -HIDRUROS METÁLICOS: El hidrógeno presenta un estado de oxidación

-1 frente a los metales, que poseen estados de oxidación positivos. Se nombran dando la termi-

nación URO AL HIDRÓGENO (HIDRURO).

 

            LiH                  Hidruro de litio                        BeH2               Hidruro de berilio

            NaH                Hidruro de sodio                     MgH2              Hidruro de magnesio

            KH                  Hidruro de potasio                   CaH2               Hidruro de calcio                    

            RbH                Hidruro de rubidio                   SrH2                Hidruro de estroncio

            CsH                 Hidruro de cesio                      BaH2               Hidruro de bario

            AlH3                Hidruro de aluminio                 SnH4                Hidruro de estaño(IV)

            GaH3               Hidruro de galio                       PbH4               Hidruro de plomo(IV)

 

                COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO: El estado de oxidación del

oxígeno siempre es -2, por lo que siempre se colocará a la derecha.

                        ÓXIDOS BÁSICOS: Combinación del oxígeno con metales (estados de

oxidación positivos). Se nombran con la palabra ÓXIDO del metal correspondiente.

            Li2O                Óxido de litio                           BeO                Óxido de Berilio

            Na2O               Óxido de sodio                        MgO               Óxido de Magnesio

            K2O                Óxido de potasio                     CaO                Óxido de calcio

            Rb2O               Óxido de rubidio                     SrO                 Óxido de estroncio

            Cs2O               Óxido de cesio            BaO                Óxido de bario

 

                        Cuando los elementos pueden presentar varios estados de oxidación, se pue-

den nombrar según tres nomenclaturas:

                        -Nombre estequiométrico: utilizando los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc.

                        -Nomenclatura Stock: el estado de oxidación del elemento se indica en números

romanos y entre paréntesis, después del nombre.

                        -Nomenclatura antigua: utilizando las terminaciones -OSO e -ICO para los ele-

mentos con dos estados de oxidación, una para el inferior y otra para el superior. También se

utilizan los prefijos HIPO- y PER- cuando el elemento tiene cuatro estados de oxidación.

                                   Nomencl. estequiom.                  Nomencl. Stock           Nomencl. antigua

            FeO                 monóxido de hierro                  óxido de hierro (II)      óxido ferroso

            Fe2O3              trióxido de dihierro                  óxido de hierro (III)     óxido férrico

            Cu2O               monóxido de dicobre               óxido de cobre (I)        óxido cuproso

            CuO                monóxido de cobre                  óxido de cobre (II)      óxido cúprico

            CrO                 monóxido de cromo                 óxido de cromo (II)     óxido cromoso

            Cr2O3              trióxido de dicromo                 óxido de cromo (III)    óxido crómico

            CrO3               trióxido de cromo                    óxido de cromo (VI)    anhídrido crómico

                        -ÓXIDOS ÁCIDOS: Combinaciones del oxígeno con no metales (estados de

oxidación positivos). También se les llamó ANHÍDRIDOS y de ahí que la nomenclatura antigua

conserve este nombre que quiere decir engendrador de ácidos.

                        Nomencl. estequiom.               Nomencl. Stock                      Nomencl. antigua

            N2O3   trióxido de dinitrógeno             óxido de nitrógeno (III)            Anhídrido nitroso

            N2O5   pentaóxido de dinitrógeno        óxido de nitrógeno (V)             Anhídrido nítrico

            SO2     dióxido de azufre                     óxido de azufre (IV)                Anhídrido sulfuroso

            SO3     trióxido de azufre                     óxido de azufre (VI)                Anhídrido sulfúrico

            Cl2O    monóxido de dicloro                óxido de cloro (I)                    Anhídrido hipocloroso

            Cl2O3   trióxido de dicloro                   óxido de cloro (III)                  Anhídrido cloroso

            Cl2O5   pentaóxido de dicloro              óxido de cloro (V)                   Anhídrido clórico

            Cl2O7   heptaóxido de dicloro              óxido de cloro (VII)                Anhídrido perclórico

            SiO      monóxido de silicio                  óxido de silicio (II)                   Anhídrido silicoso

            SiO2     dióxido de silicio                      óxido de silicio (IV)                 Anhídrido silícico

            CO      monóxido de carbono              óxido de carbono (II)              Anhídrido carbonoso

            CO2     dióxido de carbono                  óxido de carbono (IV) Anhídrido carbónico

                        PERÓXIDOS: Son aquellos compuestos que presentan la agrupación -O-O-,

es decir dos átomos de oxígeno enlazados y con una carga total de -2. Se nombran igual antepo-

niendo el prefijo PER-

            Li2O2               peróxido de litio                       BeO2               peróxido de berilio

            Na2O2             peróxido de sodio                    CaO2               peróxido de calcio

            H2O2               peróxido de hidrógeno (agua oxigenada)

            ÁCIDOS

                        -HIDRÁCIDOS: Combinaciones de hidrógeno y no metales en disolución

acuosa (ya formulados).

                        -OXOÁCIDOS: Combinaciones de no metales, oxígeno e hidrógeno. Se pueden

formular adicionando una molécula de agua al anhídrido correspondiente (en la mayoría de los ca-

sos no corresponde a una reacción química que se produzca).

                        Nomencl. Antigua        Nomenclatura Stock

HClO              ác. hipocloroso            ác monoxoclórico (I)               monoxoclorato(I) de Hidrógeno

HClO2             ác. cloroso                   ác. dioxoclórico (III)                dioxoclorato (III) de Hidrógeno

HClO3             ác. clórico                    ác trioxoclórico (V)                 trioxoclorato(V) de Hidrógeno

HClO4             ác. perclórico               ác. tetraoxoclórico(VII)           tetraoxoclorato(VII) de Hidrógeno

H2SO3             ác. Sulfuroso                ác trioxosulfúrico(IV)               trioxosulfato(IV) de Hidrógeno

H2SO4             ác. Sulfúrico                 ác.tetroxosulfúrico(VI)             tetraoxosulfato(VI) de Hidrógeno

HNO2              ác. nitroso                    ác. dioxonítrico(III)                  dioxonitrato(III) de Hidrógeno

HNO3              ác nítrico                      ác. trioxonítrico(V)                  trioxonitrato(V) de Hidrógeno

H2CO3             ác. carbónico               ác trioxocarbónico(IV) trioxocarbonato(IV) de Hidrógeno

            CATIONES Y ANIONES:

                        CATIONES: Son especies cargadas positivamente. Para nombrarlos basta

anteponer la palabra catión o ión al nombre del elemento:

                                   Nomenclatura Stock                Nomenclatura antigua

            H+                   ion hidrógeno                           protón

            Li+                   ion litio                                     ion litio

            Cu+                  ion cobre(I)                             ion cuproso

            Cu2+                ipn cobre(II)                            ion cúprico

            Fe2+                 ion hierro(II)                            ion ferroso

            Fe3+                 ion hierro(III)                           ion férrico

                        Hay compuestos que pueden unirse al catión hidrógeno para dar una especie

cargada. Para nombrarlos debe añadirse la terminación -ONIO a un prefijo indicativo del com-

puesto de procedencia.

            NH4+               ion amonio                   H+  +   NH3

            PH4+                ion fosfonio                  H+  +   PH3

            H3O+               ión oxonio                    H+  +   H2O

                        ANIONES: Son especies químicas cargadas negativamente. Se pueden consi-

derar como provenientes de los ácidos a los que se les ha quitado el ión hidrógeno. Se les nom-

bra de la misma forma que en la nomenclatura moderna se ha hecho con los ácidos  modifican-

do la terminación ICO por la de ATO y en la nomenclatura antigua se cambian las terminaciones                                      OSO e -ICO por -ITO y -ATO.

                        Uno de los iones más sencillos es el ión hidróxido (OH)   que procede de la

pérdida de un ión hidrógeno por parte del agua.

                                   Nomenclatura antigua               Nomenclatura Stock

            Cl-                   ion cloruro                              

            Br-                   ion bromuro                                       

            I-                      ion ioduro                                           

            S2-                   ion sulfuro                                          

            ClO-                ion hipoclorito                          ion monoxoclorato(I)

            ClO2-               ion clorito                                ion dioxoclorato(III)

            ClO3-               ion clorato                               ion trioxoclorato(V)

            ClO4-               ion perclorato                          ion tatraoxoclorato(VII)

            SO32-               ion sulfito                                 ion trioxosulfato(IV)

            SO42-               ion sulfato                                ion tetraoxosulfato(VI)  

            MnO42-            ion manganato                          ion tetraoxomanganato(VI)

            MnO4-             ion permanganato                     ion tetraoxomanganato(VII)

            CrO42-             ión cromato                             ion tetraoxocromato(VI)

            Cr2O72-                        ión  dicromato                          ion heptaoxodicromato(VI)

            HIDRÓXIDOS: También conocidos como BASES. Resultan de la combinación del

ión hidróxido con cualquier catión metálico (positivo).

                                   Nomenclatura Stock                            Nomclatura antigua

            LiOH               hidróxido de litio                                  hidróxido de litio

            Ba(OH)2          hidróxido de bario                               hidróxido de bario

            Fe(OH)2          hidróxido de hierro(II)                         hidróxido ferroso

            Fe(OH)3          hidróxido de hierro(III)                        hidróxido férrico

            NH4OH           hidróxido amónico                               hidróxido amónico

            SALES: Son los compuestos resultado de la unión de una especie cargada positivamente

(cationes), excepto el ión hidrógeno, con una especie cargada negativamente (aniones), excepto

el ión hidróxido. Para nombrarlos bastará con tomar el nombre del anión y añadirles el nombra

del catión. Son compuestos resultado de la reacción: ácido más base para dar sal más agua.

                                   Nomencl. estequiom.   Nomencl. Stock          Nomencl. antigua

            CaF2                difluoruro de calcio      floruro de calcio(II)      fluoruro de calcio

            FeCl2               dicloruro de hierro       cloruro de hierro(II)     cloruro ferroso

            FeCl3               tricloruro de hierro       cloruro de hierro(III)    cloruro férrico

            CuBr               bromuro de cobre        bromuro de cobre(I)    bromuro cuproso

            CuBr2              dibromuro de cobre     bromuro de cobre(II)   bromuro cúprico

            NaCl               cloruro de sodio           cloruro de sodio(I)       cloruro de sodio

            Na2S               sulfuro de sodio           sulfuro de sodio(I)        sulfuro sódico

                        Las sales anteriores provienen de ácidos hidrácidos. También se pueden formu-

lar sales provenientes de ácidos oxoácidos:

                                   Nomenclatura antigua               Nomenclatura Stock

            NaClO            hipoclorito sódico                    monoxoclorato(I) de sodio

            NaClO2           clorito sódico                           dioxoclorato(III) de sodio

            NaClO3           clorato sódico                          trioxoclorato(V) de sodio

            NaClO4           perclorato sódico                     tetraoxoclorato(VII) de sodio

            K2Cr2O7          dicromato potásico                  heptaoxodicromato(VI) de potasio

            K2CrO4           cromato potásico                     tetraoxocromato(VI) de potasio

            KMnO4           permanganato potásico            tetraoxomanganato(VII) de potasio

            K2MnO4          manganato potásico                 tetraoxomanganato(VI) de potasio

                        Todas las sales anteriores se denominan NEUTRAS porque en ellas se han

sustituídos todos los hidrógenos de los ácidos de los que provienen.

 

                        SALES ÁCIDAS: Aquellas en las que no se han sustituído todos los hidrógenos

del ácido correspondiente. Para nombrarlas se antepone la palabra hidrógeno en las nomenclatu-

ras modernas y el prefijo bi en la nomenclatura antigua.

                                   Nomenclatura antigua               Nomenclatura Stock

            NaHSO4          bisulfato sódico                        hidrógenotetraoxosulfato(VI) de sodio

            NaHCO3         bicarbonato sódico                  hidrógenotrioxocarbonato(IV) de sodio

            NaHS              bisulfuro sódico                       hidrógenosulfuro(II) de sodio

            ÁCIDOS OXOÁCIDOS DEL FÓSFORO Y ARSÉNICO

                        Se pueden formular diferentes ácidos con el fósforo y el arsénico tomando los

anhídridos correspondientes y añadiendoles una, dos o tres moléculas de agua. Se nombran

anteponiendo los prefijos META, PIRO Y ORTO, según la cantidad de agua que se haya aña-

dido.

            P2O3   (anhídrido fosforoso) + 1 H2O    H2P2O4  (simplificando)       HPO2       ác. metafosforoso

                                                         + 2 H2O    H4P2O5                              H4P2O5     ác.pirofosforoso

                                                         + 3 H2O    H2P2O6  (simplificando)       H3PO3      ác.ortofosfóroso

 

            P2O5  (anhídrido fosfórico)   + 1 H2O   H2P2O6   (simplificando)        HPO3      ác.metafosfórico

                                                          + 2 H2O   H4P2O7                               H4P2O7   ác. pirofosfórico

                                                          + 3 H2O   H6P2O8   (simplificando)      H3PO4     ác. ortofosfórico

           

            As2O3              + 1 H2O          HAsO2            ác. metaarsenioso

                                   + 2 H2O          H4As2O5          ác. piroarsenioso

                                   + 3 H2O          H3AsO3           ác. ortoarsenioso

 

            As2O5              + 1 H2O          HAsO3            ác. metaarsénico

                                   + 2 H2O          H4As2O7          ác. piroarsénico

                                   + 3 H2O          H3AsO4           ác. ortoarsénico

 

Con la nomenclatura moderna sería aplicando las mismas reglas:

            H4P2O7  (ácido pirofosfórico) : ácido heptaoxodifosfórico(V)

 

            ÁCIDOS DEL SILICIO Y DEL BORO:

            SiO2     + 1 H2O                      H2SiO3            ác. metasilícico

                        + 2 H2O                      H4SiO4            ác. ortosilícico

            B2O3    + 1 H2O                      HBO2              ác. metabórico

                        + 2 H2O                      H4B2O5            ác. pirobórico

                        + 3 H2O                      H3BO3             ác. ortobórico

        2  B2O3    + 1 H2O                      H2B4O7            ác. tetrabórico

            ÁCIDOS TIODERIVADOS: En los ácidos provenientes del azufre se puede producir

la sustitución de un átomo de oxígeno por otro de azufre. Se les nombra igual pero añadiendo

el prefijo -TIO.

            H2SO3             ác. sulfuroso                H2S2O2            ác. tiosulfuroso

            H2SO4             ác. sulfúrico                 H2S2O3            ác. tiosulfúrico

EJERCICIOS DE FORMULACIÓN

Sulfato plumboso                                  Sulfuro de antimonio                             Sulfuro de plata

Carbonato cúprico                                Sulfato de Bario                                   Sulfuro de cinc

Óxido de aluminio                                 Cromato de plomo (II)                          Dióxido de silicio

Óxido cuproso                                      Sulfato de magnesio                             Bicarbonato cálcico

Fluoruro de calcio                                 Fosfato de Bario                                  Permanganato potásico

Dicromato potásico                              Arseniato de plata                                Carbonato ferroso

Nitrato sódico                                      Nitrito de cinc                                      Ácido sulfúrico

Cloruro plumboso                                 Cloruro amónico                                   Ácido clorhídrico

Hidróxido sódico                                  Cloruro de plata                                   Hidróxido cálcico

Sulfato de aluminio                               Hidróxido de bario                                Manganato potásico

Yoduro de cadmio                                Ácido ortoarsénico                               Tiosulfato de plata

Dicromato amónico                              Sulfuro de manganeso(II)                     Hidróxido de litio

Ácido fluorhídrico                                 Óxido de cobre (I)                                Hipoclorito cálcico

Nitrato de amonio                                 Ácido yódico                                        Peróxido de sodio

Manganato de Bario                             Sulfuro de cesio                                   Cloruro estannoso

Dicromato sódico                                 Hidruro de Berilio                                 Hidruro de platino(II)

Amoniaco                                            Bromuro de hidrógeno                          Ácido sulfhídrico

Hidruro plúmbico                                  Anhídrido hipoyodoso                           Sulfato de cobre pentahidratado

Anhídrido cloroso                                 Anhídrido sulfúrico                               Óxido de antimonio (V)

Peróxido de potasio                              Peróxido de bario                                 Tricloruro de aluminio

Sulfuro de estroncio                              Hidróxido de cobalto(III)                      Hidróxido cuproso

Hidróxido ferroso                                 Hidróxido de sodio                                Hidróxido de potasio

Ácido clorhídrico                                  Hidróxido de magnesio                         Ácido hipobromoso

Ácido peryódico                                   Ácido sulfúrico                                     Ácido nitroso

Ácido sulfuroso                                    Ácido nítrico                                        Ácido cloroso

Ácido arsenioso                                   Ácido fosfórico                                    Ácido silícico

Ácido ortobórico                                  Ácido tetrabórico                                 ión perclorato

ión amonio                                           ión sulfito                                             ión sulfato

ión nitrito                                             ión nitrato                                            ión cloruro

ión sulfuro                                            ión peryodato                                       ión fosfato

ión fosfito                                            ión arseniato                                        ión permanganato

ión manganato                                      ión dicromato                                       Ácido crómico

Fosfato cobaltico                                  Dicromato de hierro(III)                       Bromato potásico

Bisulfato cálcico                                   Bisulfuro potásico                                 Nitrato de plata

Sulfato doble de Cromo(III) y potasio

Tiosulfato sódico                                  yoduro potásico                                    Sulfato potásico

Sulfato de cromo(III)                            Yodo                                                   Nitrato de cadmio

monóxido de nitrógeno                          Bromo                                                 Hidróxido cálcico

Fluoruro de bario                                  Cloruro de plata                                   Cloruro cálcico

Sulfato de plata                                    ión Calcio                                            anión Bisulfato

Pentacloruro de fósforo                        tricloruro de fósforo                              Hidróxido de Bismuto

Hidróxido de cadmio                             Cloruro de magnesio                             Cloruro de aluminio

Yoduro potásico                                   Cloruro de Bario                                  Sulfato de magnesio

Yodato de estroncio                             Cromato de plata                                  Hidróxido ferroso

ión estannito                                         ión estannato                                        Cloruro de rubidio

Sulfato de talio(III)                               Cloruro niqueloso                                 Monóxido de carbono

Dióxido de carbono                              Nitrito amónico                                    Carbonato sódico

Agua oxigenada                                   Nitrógeno                                            Oxígeno

Pentacloruro de antimonio                     Azufre                                                 Carbono

 

 

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA ORGÁNICA

            FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA ORGÁNICA

            Las fórmulas más simples que se pueden utilizar para describir un compuesto se denominan fórmulas empíricas o moleculares, que indican, al igual que en los compuestos inorgánicos, el número de átomos que forman el compuesto. Por ejemplo, la glucosa tiene de fórmula empírica C6H12O6  sin especificar nada más. Esta forma de escribir no nos facilita las cosas ya que para una misma fórmula empírica existen muchos compuestos que no tienen nada que ver entre sí (isómeros). Por ejemplo, para una fórmula empírica C2H6O pueden existir dos compuestos distintos: CH3-CH2OH (alcohol etílico) y también CH3-O-CH3 (éter metílico).

            Aparte de esta fórmula empírica  se suelen utilizar otras formas de representación:

            Fórmula desarrollada: en ella se indican todos los enlaces que existen entre los átomos:

                        H-C-C-C-C=C-C-OH       

            Fórmula semidesarrollada: En ella se omiten los enlaces entre carbono e hidrógeno, escribiendo estos hidrógenos al lado de átomo de carbono que están unidos:

                        CH3-CH2-CH2-CH=CH-CH2OH  (para la fórmula anterior)

            Fórmula simplificada: Se representan las cadenas carbonadas mediante líneas en zig-zag en cada segmento representa un enlace y cada punto de unión un átomo de carbono. Se omiten los átomos de hidrógeno unidos a carbono, pero sí se incluyen los heteroátomos y sus hidrógenos. También se representan los dobles y triples enlaces con dos o tres segmentos:

 

HIDROCARBUROS.

            Los hidrocarburos son compuestos formados exclusivamente por carbono e hidrógeno y con fórmula empírica Cx H y. Se pueden distinguir varias clases:

                                                               SATURADOS     (Alcanos, parafinas)

                        Hidrocarburos                                                     Alquenos,olefinas                 

                                                               INSATURADOS        Alquinos, acetilénicos

                                                                                                    Aromáticos

            Los alcanos son aquellos en los que todos los átomos de carbono tienen hibridación sp3 y los enlaces C-C son sencillos, y se pueden clasificar en:

                                                                       Lineales 

                                               Acíclicos         

                        Alcanos                                   Ramificados   

                                                Cíclicos (cicloalcanos)

           

La fórmula empírica de los alcanos acíclicos es CnH2n+2  

            Los nombres de los veinte primeros alcanos acíclicos lineales son:

Metano            CH4                 Etano          CH3CH3               Propano      CH3CH2CH3

Butano      CH3CH2CH2CH3   Pentano      CH3(CH2) 3CH3    Hexano       CH3(CH2)4CH3

Heptano   CH3(CH2)5CH3       Octano       CH3(CH2)6CH3     Nonano       CH3(CH2)7CH3

Decano     CH3(CH2)8CH3      Undecano   CH3(CH2)9CH3     Dodecano    CH3(CH2)10CH3

Tridecano CH3(CH2)11CH3      TetradecanoCH3(CH2)12CH3   PentadecanoCH3(CH2)13CH3

HexadecanoCH3(CH2)14CH3 HeptadecanoCH3(CH2)15CH3 Octadecano  CH3(CH2)16CH3

Nonadecano CH3(CH2)17CH3 Icosano       CH3(CH2)18CH3

                    

            Los alcanos acíclicos ramificados son aquellos en los que además de una cadena lineal principal existen ramificaciones, o cadenas laterales llamados también radicales: conjunto de átomos que resulta de la pérdida de un átomo de hidrógeno de un hidrocarburo. Se nombran sustituyendo la terminación -ano por la de -il o -ilo.

            De CH4 (metano) se derivaría --CH3   (metil o metilo)

            De CH3-CH3  (etano) se derivaría  --CH2-CH3 (etil o etilo).

            De CH3-CH2-CH    (propano) se derivaría  --CH3-CH2-CH3.

 

            Cuando es preciso señalar una determinada posición carbonada de un alcano con radicales hay que recurrir a una serie de reglas:

            a) Elegir la cadena más larga que contenga el mayor número de grupos funcionales.

            b) Numerar los carbonos de la cadena principal empezando por el extremo más cercano a los sustituyentes, radicales, o grupos funcionales más importantes. Se puede comparar la secuencia numérica de los sustituyentes en las dos posibles numeraciones, ordenándolos de menor a mayor. La combinación de menor valor numérico nos dará la correcta numeración.

            c) Nombrar los radicales en orden alfabético anteponiéndoles el localizador numérico para indicar sobre que carbono de la cadena principal se encuentran.

            Ejemplo:

                                   CH3 -CH2-CH-CH2-CH2-CH3           3-metil-hexano

                                                     CH3

 

            Nombrar: 3-etil-2,3-dimetil-hexano

 

            Los cicloalcanos son los hidrocarburos saturados que poseen uno o varios ciclos. Su fórmula empírica es CnH2n. Los más sencillos son los monocíclicos, que se nombran anteponiendo el prefijo ciclo al nombre del alcano de cadena abierta del mismo número de carbonos.

            Por ejemplo: ciclopropano:              ciclobutano           

                    ciclopentano                                ciclohexano                 

 

            Dentro de los hidrocarburos insaturados existen los alquenos, conocidos también como olefinas, cuyo grupo funcional característico es un doble enlace carbono-carbono. En el enlace C=C, éstos presentan una hibridación sp2 .La fórmula molecular de los alquenos es CnH2n , análoga a la de los cicloalcanos con un sólo anillo. Coincide porque tanto el doble enlace C=C y el anillo equivalen a una insaturación o pérdida de dos hidrógenos con respecto a la fórmula de los alcanos saturados (CnH2n+2).

            Para situar los dobles enlaces, si es necesario, la cadena se numera desde un extremo de forma que sus localizadores sean lo bajos posibles. Para nombrarlo se utiliza el nombre de la cadena seguido del localizador seguido del localizador y finalizando con la terminación eno, dieno, trieno, etc.

            Ejemplo:         

            Eteno   CH2=CH2   1-Buteno CH2=CH-CH2-CH3      Propeno CH2=CH-CH3

2-Buteno CH3-CH=CH-CH3       Penta-1,3-dieno  CH2=CH-CH=CH-CH3            

Hexa-1,3,5-trieno   CH2=CH-CH=CH-CH=CH2

 

 

            Los alquinos son hidrocarburos saturados que presenta como grupo funcional característico el triple enlace carbono-carbono, presentando una hibridación sp cada carbono del triple enlace. Para nombrarlos se utiliza el prefijo del alcano correspondiente sustituyendo la terminación -ano por la de -ino.

            Ejemplos:         Propino                                   Buta-2-ino (2-Butino)

 

 

 

            El grupo de hidrocarburos aromáticos se caracteriza por tener una estructura cíclica formada por átomos de carbono con hibridación sp2, dobles enlaces conjugados (alternos) y un número igual a 2n+2 de electrones en el sistema p (regla de Hückel)

            El representante más importante es el benceno, C6H6, teniendo todos sus átomos en un plano, como el resto de los compuestos aromáticos debido a la conjugación de dobles enlaces que presenta. Estos dobles enlaces conjugados no están localizados entre átomos de carbonos concretos, sino deslocalizados en todos el sistema conjugado, lo que se indica con las formas resonantes correspondientes. Las estructuras resonantes más importantes del benceno, así como su estructura mostrando la nube p son:

 

 

Estructuras en resonancia                                Estructura con la nube p

 

            Los bencenos monosustituídos se nombran anteponiendo el nombre del radical a la palabra benceno:

            metilbenceno (tolueno)                         etilbenceno

 

            Los bencenos disustituídos se nombran anteponiendo los nombres de los radicales a la palabra benceno, pudiendo estar estos radicales en tres posiciones distintas: orto, meta y para:

            o-dimetilbenceno                     m-dimetilbenceno                    p-dimetilbenceno

            (orto)                                      (meta)                                     (para)

 

 

 

 

            En los bencenos polisustituídos se sitúan localizadores sobre los átomos del anillo bencénico, empezando en orden a la importancia de los sustituyentes:

            1,2,4-trimetilbenceno:

 

 

 

 

 

 

            De los hidrocarburos aromáticos, tanto bencénicos como policíclicos, más importantes caben destacar:

            Trinitrotolueno (TNT)  Naftaleno         Antraceno                    Fenantreno

 

DERIVADOS HALOGENADOS

            Los derivados halogenados son los compuestos orgánicos que contienen halógenos. De modo general se suele utilizar la letra X para representar cualquier halógeno, escribiendo, en general, R-X como un derivado halogenado. Se nombran como con el nombre el halógeno seguido del alcano correspondiente. Si es necesario se utilizarán localizadores para indicar la posición del halógeno.

            Clorometano: ClCH3   Triclorometano (Cloroformo):  Cl3CH             Diclorometano:  Cl2CH2                Tetraclorometano (Tetracloruro de Carbono): Cl4C

           

            Si además del derivado halogenado existen radicales, a la hora de numerar la cadena, se aplica el orden alfabético:

            2-Bromo-4-metilhexano:

 

            Otro procedimiento de nombrarlos es como halogenuros de alquilo: En este caso se toma el nombre del halógeno, terminado en uro seguido del nombre del sustituyente como radical:

            Bromuro de propilo: BrCH2-CH2-CH3            yoduro de metilo:  ICH3

 

 

COMPUESTOS OXIGENADOS

 

            ALCOHOLES: Se caracterizan por tener el grupo funcional hidroxilo (-OH) y pueden nombrarse añadiendo la terminación ol al nombre del alcano que constituye la cadena principal, anteponiéndole localizadores si es necesario señalar la posición del grupo alcohol:

            Metanol: CH3OH        Etanol: CH3-CH2OH         1-propanol:  CH3-CH2-CH2OH     

            2-propanol: CH3-CHOH-CH3

            Los alcoholes pueden ser primarios, secundarios o terciarios, según estén unidos a un carbono que sea primario (carbono unido a otro carbono), secundario (carbono unido a otros dos carbonos) o terciario (carbono unido a otros tres carbonos).

            Para los polialcoholes se sigue el mismo procedimiento: fijar los localizadores más bajos dentro de la cadena principal, nombrar los radicales alquílicos seguidos del nombre del alcano de igual número de carbonos de la cadena principal y terminar con la posición de los alcoholes y el sufijo -ol, -diol, -triol, etc:

           

            4-metilhexano-1,2,5-triol

 

            Otra forma de nomenclatura que se aplica a alcoholes sencillos utiliza el sistema de nombrarlos como alcohol alquílico, nombrando la cadena como un radical:

Alcohol metílico CH3-OH                    Alcohol etílico:  CH3-CH2-OH

 

FENOLES:

 Son alcoholes en los que el grupo hidroxilo está unido a un anillo aromático y se denominan con el nombre genérico de fenoles:

Fenol:                                      o-metilfenol (o-cresol)  Naftol:

  

ÉTERES:

Son compuestos de estructura general R-O-R’ que se pueden nombrar con un prefijo del primer radical terminado en oxi seguido del nombre del alcano correspondiente al segundo radical, es decir como un alcoxialcano:

Metoxietano: CH3-O-CH2-CH3          Metoximetano: CH3-O-CH3

Otra forma de nombrarlos es citando los nombres de los grupos radicales en orden alfabético seguidos de la palabra éter. Los anteriores ejemplos se podrían nombrar como etil metil éter y dimetil éter.

 

 

ALDEHÍDOS Y CETONAS

 

Los aldehídos y cetonas constituyen lo que conjuntamente se llaman compuestos carbonílicos por poseer el grupo carbonilo (C=O). En los aldehídos, el grupo CO está en el final de cadena, de tal forma que el carbono tiene uno de sus enlaces con un hidrógeno, formando el grupo formilo -CHO y su representación genérica es R-CHO. En las cetonas el grupo carbonilo está en medio de la cadena estando unidos, por tanto, a otros dos carbonos y siendo su representación genérica R-CO-R’.

Los aldehídos se nombran con el nombre del alcano correspondiente terminándolo en -al, y si es el grupo funcional más importante no necesita localizadores ya que irá siempre sobre el primer carbono de la cadena.

Metanal (Formaldehído):  H-CHO       Etanal (Acetaldehído): CH3-CHO

Butanal: CH3 -CH2-CH2-CHO

Las cetonas se nombran terminando el alcano correspondiente en -ona, si bien habrá que utilizar localizadores, si se necesitan, para situar el carbono que lleva el grupo carbonilo.

 

Propanona: CH3-CO-CH3                  Pentan-2-ona: CH3-CO-CH2-CH2-CH3           

(Acetona)                                            (2-Pentanona)

 

                        Hexano-2,4-diona: CH3-CO-CH2-CO-CH3

En algunas ocasiones los grupos CO, tanto de aldehídos como de cetona, han de considerarse como sustituyentes, al existir otros grupos funcionales más importantes, siendo utilizados los prefijos oxo-, dioxo-, etc. con sus localizadores correspondientes para indicar su posición.

Las monocetonas se pueden nombrar con el nombre de los dos radicales unidos al grupo CO (en este caso el C del grupo CO no se cuenta en ninguno de los radicales) y terminando con el nombre de cetona.

Etil metil cetona:  CH3-CH3-CO-CH3

 

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Y DERIVADOS

 

Los ácidos carboxílicos son compuestos que poseen el grupo funcional carboxilo -COOH y se representan de la forma general como R-COOH. Este grupo funcional está formado por un carbonilo (C=O) y un grupo hidroxilo (OH). Por esta circunstancia el grupo carboxílico se encuentra siempre situado en una posición terminal de la cadena. Se nombran con la palabra ácido junto con el nombre del alcano correspondiente terminado en oico. Normalmente es el grupo funcional más importante por lo que se empezará a nombrar la cadena por el carbono de este grupo funcional y no se necesitará localizador.

Ácido metanoico  H-COOH               Ácido etanoico CH3-COOH

ácido fórmico                                      ácido acético

Ácido propanoico: CH3-CH2-COOH             Ácido benzoico:

ácido propiónico                                            

CH2=CH-CH2-COOH                                   ácido 3-butenoico  (ácido but-3-enoico)

HOOC-C=C-CH2 -COOH                ácido 2-pentinodioico (ác. pent-2-inodioico)

CH3-CO-CH2-COOH                                   ácido 3-oxobutanoico

CH2OH-CH2-CH2-COOH                 ácido 4-hidroxibutanoico    

     

            ANIONES Y SALES DE LOS ÁCIDOS CARBOXÍLICOS

            El anión generado por la pérdida del protón ácido de un grupo carboxilo          (R-COO- ) se nombra cambiando la terminación -ico del ácido por -ato y suprimiendo la palabra ácido;

            CH3-COONa              Acetato sódico (etanoato sódico)

 

            ÉSTERES

            Los ésteres son el producto de reacción entre ácidos orgánicos y alcoholes (ácido mas alcohol da éster más agua). Para nombrarlos se sigue el mismo procedimiento que con las sales, sin más que sustituir el nombre del catión por el del grupo R’.

 

            CH3-COOCH3                       Acetato de metilo (etanoato de metilo)

            H-COOCH2-CH3       Formiato de etilo (metanoato de etilo)

 

COMPUESTOS NITROGENADOS

            AMINAS

            El nombre genérico de amina se aplica a compuestos que pueden considerarse formalmente como derivados de amoníaco (NH3), en donde la sustitución, por grupos alquilo, de uno, dos o tres hidrógenos da lugar a aminas primarias, secundarias y terciarias respectivamente.

            Las aminas primarias se pueden nombrar bien añadiendo el sufijo -amina al nombre del hidrocarburo que constituye la estructura fundamental, sin la vocal final (etanamina) o bien tomando el grupo -NH2 como estructura fundamental y nombrando el resto como radical terminado en -il (etilamina)

            CH3-NH2                    metanamina  (metilamina)

            CH3-CH2-NH2            etanamina (etilamina)

                                               bencenamina (anilina)

 

            Las aminas secundarias y terciarias se nombran citando los dos sustituyentes seguidos del sufijo -amina. Si los dos radicales son iguales se les antepondrá los prefijos di, tri.

            CH3-NH-CH2-CH3                 etil metil amina

            CH3-NH-CH3                          dimetilamina

            (CH3) 3N                                 trimetilamina

 

SALES DE AMONIO

            Las sales que contienen átomos de nitrógeno con cuatro enlaces, al igual que el ion  amonio, NH4+, donde los sustituyentes orgánicos, R, han sustituido todos los átomos de hidrógeno se nombran terminando el nombre en -amonio.

            NH4+I              yoduro de amonio        (CH3-NH3)+I --   yoduro de metilamonio

            [(CH3)2-NH2]+ I --      yoduro de dimetilamio

           [(CH3)4N]+ Cl--    Cloruro de tetrametilamonio

                    

            AMIDAS

            Son compuestos de fórmula general R-CO-NH2 y provienen de sustituir el grupo OH de los ácidos por el grupo -NH2  del amoníaco. Se sustituyen los términos ácido-oico por el sufijo -amida.

            CH3-CO-NH2                etanamida         CH2=CH-CH-CO-NH2     3-butenamida

 

            NITRILOS

            Son derivados del ácido cianhídrico, H-C  N, que da también sales inorgánicas, los cianuros (Na-CN, cianuro sódico). Se pueden nombran como derivados del ácido, es decir como cianuros del radical correspondiente o bien con el nombre del alcano que derive añadiendo el sufijo -nitrilo.

            CH3-CN                     cianuro de metilo  (etanonitrilo)

            CH3-CH2-CN cianuro de etilo  (propano nitrilo)

 

 

 

            Normas para nombrar los compuestos que poseen varios grupos funcionales distintos son las siguientes:

           

1.- Seleccionar el grupo funcional principal de entre los que existan y según el orden de prioridad de la siguiente tabla, ordenados en orden decreciente:

 

 

Grupo funcional                       Fórmula                       Prefijo                         Sufijo

Ácidos carboxílicos                 -COOH                      carboxi-           ácido ...oico

Ésteres                                    -COO-R                     --------           ....oato de R

Amidas                                    -CO-NH2                    --------            -amida

Nitrilos                                    -CN                            ciano-              -nitrilo (cianuro)

Aldehídos                                -CHO                         oxo-                -al

Cetonas                                   -CO-                           oxo-                -ona

Alcoholes, fenoles                    -OH                            hidroxi-            -ol

Aminas                                    -NH2                           amino-             -amina

Éteres                                      -O-R                           (R)-oxi             -éter

Alquenos,alquinos                    -C=C-, -C  C-            en-, in-             -eno, -ino

 

 

            Los prefijos y sufijos que aparecen en la tabla se utilizarán con cada grupo funcional según haya que nombrarlos como sustituyentes (prefijos) o como grupo funcional principal (sufijo).

            2.- Elegir la cadena más larga que contenga el mayor número posible de grupos funcionales, incluido el principal, comenzando a numerarla por el extremo más cercano al grupo funcional principal.

            3.- Comenzar a nombrar el compuesto, en orden creciente de prioridad de los grupos funcionales, desde los radicales de hidrocarburos (etil, metil, etc., en orden alfabético), seguido de los grupos funcionales de menor a mayor importancia.

            4.- Terminar nombrando la cadena acaba en el sufijo del grupo funcional principal.

 

 

 

 
 
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