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QUÍMICA

2° BACHILLERATO

CURSO 12-13

2º BACHILLERATO - 2012/2013

Co

leg

io S

an

An

ton

io

PP

. F

ra

nc

isc

an

os

C

ar

ca

ixe

nt

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Contenido

[01] Transformación Química ................................................... 3

[02] Estructura De La Materia .................................................. 24

[03] El Enlace Químico .......................................................... 45

[04] Termoquímica ................................................................ 65

[06] Equilibrio Químico ........................................................... 96

[07] Reacciones De Transferencia De Protones ......................... 117

[08] Reacciones De Transferencia De Electrones ...................... 137

[09] Química Descriptiva Inorgánica ..................................... 157

[10] Química Y Medio Ambiente ............................................ 166

[11] La Química Del Carbono ................................................ 174

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3

[01] Transformación Química

11.. CCoonncceeppttoo aaccttuuaall ddee eelleemmeennttoo qquuíímmiiccoo..

El átomo es una estructura formada por un núcleo, donde se encuentran los protones y los neutrones, y una corteza en la que están los electrones.

Para representar un átomo, se utiliza un símbolo y dos números: AZ X

AZ X

Ejemplo: 146C

14 6 8146 6 6

nAZ p e

Un elemento químico es una sustancia constituida por átomos de una sola clase y todos con el mismo número atómico Z.

Es decir todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, pero se pueden diferenciar en el número de neutrones

Isótopos son átomos de un mismo elemento que difieren en el número másico.

Dicho de otra forma los isótopos son átomos que tienen la misma Z pero diferente A.

22.. MMaassaa aattóómmiiccaa rreellaattiivvaa yy mmaassaa mmoolleeccuullaarr rreellaattiivvaa..

Los átomos son partículas extremadamente pequeñas (una pequeña mota de polvo, puede contener 1016 átomos). Obviamente no es posible pesar un solo átomo.

La I.U.P.A.C. estableció como unidad de masa atómica, el uma (u), que se define como:

La doceava parte de la masa atómica relativa del isótopo 12 del carbono, 12C

12

112

m Cu

Así, la masa atómica relativa, Ar, es:

La masa de un átomo en unidades de masa atómica, uma

Según la definición de uma, la masa atómica del carbono debería ser 12,00 u, pero al buscar en la tabla periódica encontramos el valor, 12,01 u. La razón es que el carbono, al igual que la mayoría de elementos tiene más de un isótopo. Esto significa que al medir la masa atómica de un elemento, se debe establecer la media ponderada de las masas atómicas de sus isótopos.

Número atómico (Z). Indica el número de protones.

Número másico (A). Indica la sumade protones y neutrones Símbolo (X o Xx). Está formado por la inicial

(o por la inicial y otra letra representativa)del nombre del elemento.

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4

100

iisotoporelativaatómicamasaiisotopoabundancia%Ar

La masa molecular relativa, Mr, es la suma de las masas atómicas de los átomos presentes en la fórmula de un compuesto.

E j e r c i c i o s

1. Determina las masas atómicas del cobalto y del níquel. Sabiendo que, el cobalto natural está formado exclusivamente por el isótopo 59Co, cuya masa es 58,9332, mientras que el níquel natural está formado por los siguientes isótopos:

Isótopo masa del isótopo Abundancia (%) 58Ni 57,9353 68,274 60Ni 59,9332 26,095 61Ni 60,9310 1,134 62Ni 61,9283 3,593 64Ni 63,9280 0,904

Solución___________________________________________________________

En el caso del cobalto, al estar formado por un único isótopo, la masa del cobalto natural coincide con la del isótopo: Ar (Co) = 58,9332 uma.

En el caso del níquel tendremos que hacer una media proporcional a las masas relativas de sus isótopos y la abundancia relativa.

57,9353 68,274 59,9332 26,095 60,9310 1,134 61,9283 3,593Ar(Ni)

100

3607,8 1563,95 69,095 222,5 57,79Ar(Ni) 55,21

100

Ar (Ni) = 58,68 uma.

2. La plata natural está compuesta de dos isótopos cuyas masas son 106,905 y 108,905.

Sabiendo que la masa atómica relativa de la plata es 107,87 determina la abundancia relativa de cada uno de los isótopos de la plata.

Solución___________________________________________________________

Si llamamos x al tanto por ciento de abundancia del isótopo 107Ag, el correspondiente al isótopo 109Ag será entonces = (100 – x).

106,905x 108,905(100 x)107,87 106,905 51,75% y 108,905 48,25%

100

33.. MMooll ((CCaannttiiddaadd ddee ssuussttaanncciiaa)),, ccoonnssttaannttee ddee AAvvooggaaddrroo,, mmaassaa mmoollaarr yy vvoolluummeenn mmoollaarr..

La cantidad de sustancia es una magnitud fundamental del sistema internacional, su unidad es el mol.

El mol (n) se define como:

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La cantidad de materia que contiene el mismo número de unidades elementales que átomos hay en 12,00 g del isótopo 12 del carbono.

El número real de átomos que hay en 12 g de carbono-12, es 6,0221367·1023, este número se denomina constante o número de Avogadro, (NA), y generalmente, se redondea 6,022 · 1023.

Por tanto, otra definición de mol sería:

La cantidad de materia que contiene 6,022·1023 unidades elementales.

Las unidades elementales pueden ser átomos, moléculas, electrones, fotones, etc.

La masa molar (M) de una sustancia:

Es la masa de un mol de dicha sustancia, expresada en gramos.

Hay que distinguir claramente entre masa molar y masa atómica o molecular. La masa molar es la masa de 1 mol de átomos o moléculas, y coincide numéricamente con la masa atómica o molecular, aunque en el primer caso la unidad de medida es g/mol y en el segundo u.

Ar (Na) = 23 u Mr (O2) = 32 u Mr (H2O) = 18 u

M (Na) = 23 g/mol M (O2) = 32 g/mol M (H2O) = 18 g/mol

El volumen molar (Vn):

Es el volumen que, en condiciones normales (0ºC = 273 K y 1 atm = 760 mm Hg), ocupa un mol de cualquier sustancia gaseosa. Su valor numérico es: Vn = 22,4 litros.

E j e r c i c i o s

3. El dióxido de nitrógeno es un gas incoloro de gran interés en cuanto a la contaminación atmosférica. Se dispone de 92 g de dióxido de nitrógeno.

a) ¿Cuál es la cantidad de sustancia?

b) ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales?

c) ¿Cuántas moléculas contiene?

d) ¿Cuántos átomos de nitrógeno y cuantos de oxígeno se tienen?

Gramos

Mol de átomos Mol de moléculas 1

Ar / Mr

Átomos Moléculas 6,022·1023

Litros de gas en C.N. 22 4

Relación entre las diferentes formas de expresar la cantidad de sustancia en química

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Solución___________________________________________________________

a) Calculamos la masa molar del dióxido de nitrógeno, M (NO2) = 46 g/mol, es decir, 1 mol de NO2 tiene una masa de 46 g.

2( ) 92n NO g146

molg

22 mol NO

b) Sabiendo que un mol gaseoso en C.N. ocupa un volumen de 22,4 L

2( ) 2V NO mol 222,41

LNOmol

244,8 L NO

c) Sabiendo que cada mol contiene el nº de Avogadro de moléculas.

2( ) 2N NO mol23

26,022 10

1moléculasNO

mol

2321,2 10 moléculas NO

d) Sabiendo que cada molécula de NO2 contiene 1 átomo de nitrógeno y 2 átomos de oxígeno.

232( ) 1,2 10N N moléculas NO

2

11

átomo Nmolécula NO

231,2 10 átomos N

232( ) 1,2 10N O moléculas NO

2

21

átomoOmolécula NO

232,4 10 átomos O

4. Completa la siguiente tabla:

Moles de SO3 Moléculas de SO3 Gramos de SO3 Átomos de oxígeno 2 1,8· 1024 320 9,03 · 1024

5. Un recipiente contiene 25 mL de ácido sulfúrico. Calcula

a) El número de moles de ácido. [Sol. 0,3036 mol]

b) El número total de átomos de hidrógeno. [Sol. 3,66·1023 átomos H]

c) La masa en gramos de una molécula de ácido sulfúrico. [Sol. 1,63 · 10-22 g/molécula]

Datos: densidad del ácido sulfúrico = 1,19 g/mL. Masas atómicas: S= 32; O= 16; H= 1.

44.. FFóórrmmuullaa ddee uunn ccoommppuueessttoo..

Todas las sustancias químicas se pueden representar mediante una fórmula que indica su composición, es decir, los elementos que la forman y la proporción en que se combinan sus átomos.

44..11.. CCoommppoossiicciióónn cceenntteessiimmaall La composición centesimal de una sustancia expresa el tanto por ciento en masa de cada uno de los elementos que la integran.

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E j e r c i c i o s

6. La fórmula de la glucosa es C6H12O6 ¿Cuál es su composición centesimal?

Solución___________________________________________________________

Calculamos la masa molar de la glucosa: (72 + 12 + 96) = 180 g/mol

Averiguamos el tanto por ciento en masa de cada elemento que forma parte de la glucosa mediante una proporción.

Si en 180 g de glucosa hay 72 g de carbono en 100 habrá x

6 12 6180 100 40,0%72g C H O

x Cg C x

6 12 6180 100 6,7%12g C H O

x Hg H x

Como la suma de los porcentajes de todos los elementos que forman el compuesto debe dar 100.

100 – 40,0 – 6,7 = 53,3 % O

7. Halla el porcentaje de agua del sulfato de cobre(II) pentahidratado, CuSO4·5H2O. [Sol.36%]

8. Al reaccionar 94,2 g de yodo con magnesio en exceso se obtuvieron 103,2 g de yoduro de magnesio. Deduce la composición centesimal del compuesto formado.

Solución___________________________________________________________

Todo el yodo, 94,2 g, pasa a formar parte del yoduro de magnesio. De los 103,2 g de yoduro formado, 94,2 g corresponden al yodo, la diferencia, que son 9 gramos,

corresponden al magnesio

94,2% 100 91,27%103,2

I

9% 100 8,72%103,2

Mg o simplemente 100 - 91,27 = 8,72%

9. Disponemos de pirita del 90% de pureza en FeS2 y de magnetita del 85% en Fe3O4.

Suponiendo el mismo rendimiento, en los procedimientos de extracción de hierro, para ambos minerales ¿Cuál de los dos resultará más rentable? [Sol. magnetita]

44..22.. OObbtteenncciióónn ddee llaa ffóórrmmuullaa eemmppíírriiccaa yy mmoolleeccuullaarr ddee uunn ccoommppuueessttoo.. La Fórmula empírica de una sustancia indica en qué proporción (expresada con los

números enteros más sencillos) se combinan los átomos de cada elemento.

La Fórmula molecular de una sustancia indica el número exacto de átomos de cada elemento que están contenidos en la molécula de la sustancia.

De la definición se deduce, que la fórmula molecular es siempre múltiplo entero de la fórmula empírica:

Fórmula molecular = (Fórmula empírica)x .)E.F(M.)M.F(M

x

Los compuestos iónicos solo tienen fórmula empírica, mientras que, en los compuestos covalentes podemos hablar de fórmula empírica y de molecular

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E j e r c i c i o s

10. Una sustancia presenta una composición de 40% de carbono, 6,7% de hidrógeno y 53,3% de oxígeno. Sabiendo que en 24 mg de sustancia hay aproximadamente 2,4·1020 moléculas, deduce la fórmula molecular del compuesto.

Solución___________________________________________________________

La composición centesimal representa la masa, en gramos, de cada uno de los átomos del compuesto en una muestra de 100 gramos.

Calculamos los moles de cada uno de los elementos, a partir de sus masas atómicas relativas, C = 12, H = 1 y O = 16.

( ) 40n C g112

molg

3,3mol C

( ) 6,7n H g11molg

6,7mol H

( ) 53,3n O g116

molg

3,3mol O

La fórmula del compuesto sería C3,3 H6,7 O3,3

Pero como los subíndices deben ser números enteros sencillos, dividimos cada uno de estos números entre el más pequeño.

C3,3/3,3 H6,7/3,3 O3,3/3,3 C1 H2 O1

Por tanto, la fórmula empírica es CH2O, cuya masa molar es M(CH2O)= 30 g/mol Ahora necesitamos calcular la masa molar de la fórmula molecular, es decir, dividir los gramos

y los moles; esto lo podríamos hacer en dos pasos, por un lado pasamos los mg a g, y por

otro lado, las moléculas a moles,

20 423

-3

12,4 10 4 106,023 10

m 24·10 gramos

moln molec molesmolec

Y dividiendo los resultados obtenidos:

3

4

24 10( . .) 60 /4 10

m gM F M g moln moles

Ahora comparamos la masa de la fórmula empírica, M(F.E.), y la masa de la fórmula molecular, M(F.M.).

( . .) 60 2( . .) 30

M F MxM F E

Esto significa que la fórmula molecular es dos veces más grande que la fórmula empírica.

F.M. = (F.E.)2 F.M. = (CH2O)2 = C2H4O2

11. Una sustancia gaseosa contiene 48,7% de carbono, 8,1% de hidrógeno y el resto de oxígeno. Si su densidad, medida en condiciones normales, es de 3,3 g/L ¿Cuáles serán sus fórmulas empírica y molecular? [Sol. F.E. = F.M. = C3H6O2]

12. En la combustión de 2 g de vitamina C se obtuvieron 3 g de CO2 y 0,816 g de H2O.

a) Halla la fórmula empírica de la vitamina C sabiendo que contiene C, H y O.

b) Determina su fórmula molecular sabiendo que la masa molecular está comprendida entre 150 y 200.

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Solución___________________________________________________________

Un método para calcular la fórmula de un compuesto orgánico es realizar un análisis elemental, que consiste en una reacción de combustión que, como sabes, da como resultado

dióxido de carbono y agua.

Todo el carbono del compuesto pasa al CO2, así que, vamos a averiguar la masa de carbono que hay en el CO2 obtenido en la combustión.

23m C g CO2

1244

g Cg CO

0,818 g C

Todo el hidrógeno del compuesto pasa a H2O, así que, vamos a averiguar la masa de hidrógeno que hay en el H2O obtenido en la combustión.

20,816m H g H O2

218

g Hg H O

0,09 g H

Con el oxígeno no podemos seguir el mismo procedimiento, ya que el oxígeno procede del compuesto y del aire, así que lo calculamos por diferencias.

2 g vitamina – 0,818 g C – 0,09 g H = 1,092 g O

Calculamos los moles de cada uno de los elementos, a partir de sus masas atómicas relativas, C = 12, H = 1 y O = 16.

( ) 0,818n C g112

molg

0,068 mol C

( ) 0,09n H g11molg

0,09 mol H

( ) 1,092n O g116

molg

0,068 mol O

La fórmula del compuesto sería C0,068 H0,09 O0,068

Pero como los subíndices deben ser números enteros sencillos, dividimos cada uno de estos números entre el más pequeño.

C0,068/0,068 H0,09/0,068 O0,068/0,068 C1 H1,32 O1

Si al dividir cada uno de los coeficientes entre el más pequeño, seguimos sin encontrar números enteros, haremos una nueva operación, consistente en

multiplicar todos los coeficientes por un mismo número; en este caso por 3.

C1·3 H1,32·3 O1·3 aproximando: F.E. = C3 H4 O3

cuya masa molar es M(C3H4O3)= 88 g/mol Puesto que la fórmula molecular es siempre múltiplo entero de la fórmula empírica, habrá que

multiplicar la M(F.E.) por un número entero de forma que obtengamos un resultado comprendido entre 150 y 200.

F.M. = (F.E.)2 F.M. = (C3H4O3)2 = C6H8O6

13. Un compuesto orgánico está constituido por carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se

produce la combustión de 1,570 g del mismo se obtienen 3 g de dióxido de carbono y 1,842 g de agua. Una muestra de 0,412 g de esta sustancia ocupa, a 14 ºC y 0,977 atm, un volumen de 216 cm3. Calcula su fórmula empírica y su fórmula molecular. [Sol. F.E. = F.M. = C2H6O]

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14. La sustancia responsable del sabor peculiar de algunas frutas como la naranja, pomelo, limón, etc., es el ácido cítrico. Dicha sustancia está formada únicamente por carbono, hidrógeno y oxígeno. Si quemamos 2,885 g de ácido cítrico se obtienen 3,967 g de dióxido de carbono y 1,082 g de agua. Determina las fórmulas empírica y molecular del ácido cítrico, sabiendo que 850 mL de una disolución acuosa de dicha sustancia, que contiene 3,187 g de la misma, tiene una concentración cuyo valor es 1,95·10-2 M. [Sol. F.E. = F.M. = C6H8O7]

15. Se sabe que el sulfato de magnesio cristaliza con un 51 % de agua. Halla la fórmula del compuesto hidratado. [Sol. MgSO4 · 7H2O]

16. El yeso es sulfato cálcico hidratado. Si al calentar 3,273 g de yeso se obtienen 2,588 g de sulfato anhidro. ¿Cuál es la fórmula del yeso?

Solución___________________________________________________________

Al calentar la sustancia (CaSO4·xH2O) se elimina el agua, así la diferencia de masa antes y después de calentar se corresponde con la masa de agua.

Sal hidratada - Sal anhidra = agua 3,273 g - 2,588 g = 0,685 g

Calculamos los moles de la sal anhidra (CuSO4) y del Agua (H2O), a partir de sus masas moleculares.

4

2

1( ) 2,588 0,019136

1( ) 0,685 0,03818

moln CaSO gg

moln H O gg

La fórmula del compuesto sería (CaSO4)0,019 · (H2O)0,038

Pero como los subíndices deben ser números enteros sencillos, dividimos cada uno de estos números entre el más pequeño.

(CaSO4)0,019/0,019 · (H2O)0,038/0,019 (CaSO4)1 · (H2O)2

CaSO4 · 2H2O

17. Una sustancia contiene un 28,60% de agua de cristalización. El análisis elemental da

4,80% de H, 19,05% de C y 76,15% de O.

a) Calcular la fórmula empírica. [Sol. CHO2· H2O]

b) Si la masa molar del compuesto es 126 u. ¿Cuál será su fórmula molecular? [Sol. C2H2O4 · 2H2O]

55.. DDiissoolluucciioonneess..

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias en proporciones variables.

DISOLUCIÓN (ds) = SOLUTO (s) + DISOLVENTE (d)

Es el que está en menor proporción

Es el que está en mayor proporción

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11

55..11.. FFoorrmmaass ddee eexxpprreessaarr llaa ccoonncceennttrraacciióónn.. La concentración es la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente o de disolución.

Concentración en masa: Es el cociente entre los gramos de soluto y el volumen en litros de disolución

1( )s

ds

mmasade solutoConcentación en masa g Lvolumendisolución V

% en masa o riqueza: Indica los gramos de soluto en 100 g de disolución.

% 100 100 (%)s

ds

mmasade solutoen masamasadisolución m

Molaridad: Indica los moles de soluto contenidos en 1 L de disolución.

1( )s

ds

nmoles de solutoM mol Lvolumendisolución V

Molalidad: Indica los moles de soluto por cada kg de disolvente.

( / )s

d

nmoles de solutom mol kgmasadisolvente m

Fracción molar: relaciona los moles de un componente con los moles totales.

; ; 1s ds d s d

s d s d

n nX X X X

n n n n

Densidad de una disolución: 3( )ds

ds

mkg m

V

E j e r c i c i o s

18. En 35 g de agua se disuelven 5 g de cloruro de hidrógeno. La densidad de la disolución resultante es 1,06 g/cm3. Calcula su concentración:

a) En porcentaje en masa.

b) En gramos/litro.

c) En molaridad.

Solución___________________________________________________________

2

3

3540

5

1,06 /

dds

s

m g H Om g

m g HCl

d g cm

a) 5% 100 100 12,5%40

s

ds

mC

m (12,5 g de HCl por cada 100 g de disolución)

b) Teniendo en cuenta la densidad 1,06 g/cm3 y la riqueza calculada en el apartado anterior, 12,5 %:

1,06 g dsC

3cm ds12,5100

g HClg ds

3 310 cm

132,51

g LL

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12

Otra forma de hacerlo:

2

3

3540

5

1,06 /

dds

s

m g H Om g

m g HCl

d g cm

40 g31 cm

1,06 g 3 3

110

Lcm

0,0378 L

5 132,5 /0,0378

gC g LL

(132,5 g de HCl por cada litro de disolución)

c) Conociendo el dato calculado en el apartado anterior, 132,5 g/L, lo único que hay que hacer es, pasar los gramos a moles utilizando la masa molar del soluto (HCl : 36,45 g/mol)

132,5 1 3,6336,45

g molC mol LL g

19. En el laboratorio se dispone de una disolución de amoniaco con una riqueza en masa del

23%, y densidad 0,914 g/mL.

a) Calcula la concentración molar de la disolución de amoniaco.

b) Calcula los mililitros de la disolución del apartado a) necesarios para preparar 200 mL de una disolución de amoniaco 4M.

Solución___________________________________________________________

a) Calculamos la molaridad de la disolución de NH3, a partir de,

Su riqueza, 323 g N100 .

Hg disol

La densidad 0,9141 .

g disolmL disol

La masa molar del NH3 171

gmol

23 g solutoC

100 g ds0,914 g ds

1 mL117mol

g

1000 mL 12,36 /

1mol L

L

b) Cuando preparamos una disolución menos diluida a partir de otra más diluida lo único

que hacemos es añadir agua pero la cantidad de moles de soluto es la misma antes y después, la única diferencia es que después esos moles están más diluidos

n1 = n2

(V · M)1 = (V · M)2

V1 · 12,36 M = 200 mL · 4 M

1200 4 64,7

12,36mL Mv mL

M

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13

20. Se toman 50 mL de una disolución de H3PO4 del 60% en masa, cuya densidad es 1,64 g/cm3, y se diluye hasta alcanzar un volumen total de 500 mL. Calcula la molaridad de la disolución obtenida. [Sol. 1M]

66.. LLaa rreeaacccciióónn qquuíímmiiccaa

66..11.. CCáállccuullooss eesstteeqquuiioommééttrriiccooss eenn rreeaacccciioonneess sseenncciillllaass Para realizar los cálculos estequiométricos en las reacciones químicas es imprescindible conocer los coeficientes estequiométrico, por lo que la reacción debe estar ajustada.

Los coeficientes estequiométricos nos indican la relación entre moles, moléculas, átomos o litros gaseosos, pero no entre gramos de las sustancias que intervienen en la reacción.

E j e r c i c i o s

21. Se queman 32 gramos de metano, CH4. Se pide:

a) La cantidad del oxígeno que reacciona medida I) en número de moléculas II) en número de átomos III) en litros (medido a 20ºC y 912 mmHg).

b) La cantidad de dióxido de carbono obtenido medida I) en gramos, II) en litros (en C.N.).

Solución___________________________________________________________

a) Se escribe y ajusta la ecuación química del proceso

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)

Se escribe, debajo de cada sustancia, la cantidad de la que disponemos y, marcamos la sustancia cuya cantidad queremos averiguar con una “x”.

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g) 32 g x mol mol

Expresamos los 32 g de CH4 en moles, sabiendo que 16 g de CH4 equivalen a un mol.

4 41( ) 32 216moln CH g moles CH

g

Hallamos los moles de O2 que reaccionan con 2 moles de CH4. Para ello utilizamos los coeficientes estequiométricos (1 mol CH4 : 2 mol O2)

Con una pipeta tomamos 64,7 mL de disolución

12,36 M; los pasamos a un matraz aforado de 200 mL.

Enrasamos con agua destilada hasta la

marca. Y ya tenemos 200 mL de disolución

de NH3 4 M

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14

22 4 2

4

2( ) 2 4

1mol O

n O moles CH moles Omol CH

I) Calculamos las moléculas de O2 sabiendo que un mol equivale a 6,02·1023 moléculas

2 2( ) 4N O mol O

23

26,02 10 .molec O

21 mol O 24

22,41 10 moléculas O

II) Averiguamos los átomos de O sabiendo que en una molécula de O2 hay 2 átomos de O.

24 242

2

2( ) 2,41 10 4,82 101

átomo ON O moléculas O átomos Omolécula O

III) Calculamos el volumen que ocupan los 4 moles de O2 que reaccionan, teniendo en cuenta que se comporta como un gas ideal.

T = 20 + 273 = 293 K

1912 1,2

760atmP mmHg atmmmHg

n = 4 mol O2

R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1

4 molv 0,082 atm L 1K 1mol 293 K

1,2 L

V = 80,1 L O2

b) Se escribe y ajusta la ecuación química del proceso.

Se escribe, debajo de cada sustancia, la cantidad de la que disponemos y, marcamos la sustancia cuya cantidad queremos averiguar con una “x”.

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g) 2 mol x

Hallamos los moles de CO2 que se obtiene a partir de 2 moles de CH4. Viendo los coeficientes estequiométricos (1 mol CH4 : 1 mol CO2) sabemos que a partir de 2 moles de CH4 se obtendrán 2 moles de CO2.

22 4 2

4

1( ) 2 2

1mol CO

n CO moles CH moles COmol CH

I) Calculamos la masa de CO2 sabiendo que 1 mol de CO2 equivale a 44 g.

22 2 2

2

44( ) 2 88

1g CO

m CO moles CO g COmol CO

II) Calculamos el volumen de CO2 sabiendo que en condiciones normales 1 mol de CO2 ocupa 22,4 L.

22 2 2

2

22,4( ) 2 44,8

1LCO

v CO moles CO L COmol CO

22. En el primer ataque a las Torres Gemelas de Nueva York, en 1993, los terroristas utilizaron como explosivo una mezcla de gasolina y nitrato de amonio. En la explosión, el NH4NO3 se descompone en N2, O2 y vapor de agua. La fuerza de la explosión proviene de

P·v = n·R·T    

n R Tv

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la producción rápida de un gran volumen de gas caliente: 2 NH4NO3 (s) 2 N2 (g) + 4 H2O (g) + O2 (g). ¿Cuántos litros gaseosos, medidos a 600 °C y 1,00 atm, se producen a partir de 10 kg de nitrato de amonio? [Sol. 3,13 · 104 L]

23. Inicialmente tenemos una disolución de HCl al 36% y cuya densidad es de 1,179 g/cm3.

a) Se desea preparar 1,5 dm3 de una disolución 0,4 M de ácido clorhídrico. ¿Qué volumen de esta la disolución inicial será necesario? [Sol. 0,05 L]

b) El ácido clorhídrico reacciona con hidróxido de bario para dar cloruro de bario y agua. ¿Qué volumen de la disolución preparada se necesita para obtener 22,5 g de cloruro de bario? [Sol. 0,54 L]

66..22.. PPuurreezzaa ddee uunnaa mmuueessttrraa No siempre los reactivos son sustancias con una pureza del 100%, lo normal es que contengan impurezas, por lo tanto para realizar los cálculos estequiométricos primero tenemos que averiguar la cantidad de reactivo libre de impurezas, no podemos trabajar con la cantidad total de muestra de la que se parte.

E j e r c i c i o s

24. Un carbón de coque tiene una riqueza del 80% en carbono. Calcula el volumen de aire en condiciones normales que se necesita para la combustión completa (C + O2 CO2) de 1,00 kg de este carbón. Nota: Considérese el aire con la siguiente composición volumétrica: 80 % de nitrógeno y 20% de oxígeno. [Sol. 7470,5 L de aire]

Solución___________________________________________________________

El carbón de coque tiene un 80% de pureza en carbono, es decir, de cada 100 g de

carbón, 80 son de carbono 10080

g carbóng carbono

1000 g carbón 80100

g carbonog carbón

80 g carbono

Se escribe la ecuación química ajustada y anotamos debajo de cada sustancia, la cantidad de la que disponemos y, marcamos la sustancia cuya cantidad queremos averiguar con una “x”.

C + O2 CO2 800 g x

Calculamos los moles de carbono (12 g/mol)

1800 66,712

molg C mol Cg C

Averiguamos los moles de oxígeno (1 mol de O2 por cada mol de C)

A partir de 66,7 mol C, se obtienen 66,7 mol O2

Hallamos los litros de oxígeno en C.N. (1 mol de O2 ocupa 22,4 L)

266,7 mol O2

22,41

Lmol O

21494,1 L O

A partir del oxígeno calculamos el volumen de aire, sabiendo que la composición volumétrica del aire es, 80 % de nitrógeno y 20% de oxígeno, es decir que por cada 100 L

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de aire, tenemos 20 L de oxígeno. 2

10020

L aireLO

x litros aire 220100

L OL aire

21494,1 L O

7470,5 L aire

25. Una piedra caliza contiene un 80 % de carbonato de calcio.

a) Calcula la cantidad de dicha caliza que reaccionará con 150 mL de ácido clorhídrico del 36 % de riqueza y densidad 1,19 g/cm3. [Sol. 110 g caliza]

b) Calcula el volumen de dióxido de carbono obtenido si las condiciones de la reacción son 20 ºC y 780 mm de Hg. [Sol. 20,61 L CO2]

Nota: los productos de la reacción son cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua.

26. Se dispone de una muestra de 12 g de un cinc comercial e impuro que se hace reaccionar con una disolución de ácido clorhídrico del 35% en masa y 1,18 g/mL de densidad. Los productos de la reacción son cloruro de cinc e hidrógeno.

a) Determine la concentración molar del ácido. [Sol. 11,31 M]

b) Si para la reacción del cinc contenido en la muestra se han necesitado 30 mL del ácido, calcule el porcentaje de cinc en la muestra inicial. [Sol. 92,5%]

27. Se disuelve en ácido nítrico una moneda de plata de 2,5 g. Cuando se añade cloruro de sodio a la disolución resultante la plata precipita recogiéndose 3 g de cloruro de plata. Determina el porcentaje de plata en la moneda. [Sol. 90,4%]

66..33.. RReennddiimmiieennttoo ddee uunnaa rreeaacccciióónn Normalmente la cantidad de producto que se obtiene no es la que indican los coeficientes estequiométricos, sino menor, es decir, el rendimiento no es del 100%.

E j e r c i c i o s

28. El ClO2 es un gas amarillo utilizado para blanquear el papel. Una forma de prepararlo (si no explota antes) es hacer reaccionar clorato de potasio con ácido sulfúrico:

4 KClO3 + 2 H2SO4 2 K2SO4 + 4 ClO2 + O2 + 2 H2O.

¿Qué masa de ClO2 se obtiene con 25,6 g de KClO3 y un exceso de H2SO4 si el rendimiento es del 77,3%?

Solución___________________________________________________________

Se escribe la ecuación química ajustada y se coloca la información que tenemos de cada sustancia.

122,6 g/mol 67,5 g/mol 4 KClO3 + 2 H2SO4 77,3% 2 K2SO4 + 4 ClO2 + O2 + 2 H2O

25,6 g x

Calculamos los moles de clorato de potasio (122,6 g/mol)

3 325,6 gn KClO KClO3

1 mol122,6 g KClO 30,21 mol KClO

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Hallamos los moles de ClO2, para ello tenemos en cuenta:

1.- la relación entre los coeficientes estequiométricos 3

2

4 mol4 mol

KClOClO

2.- El rendimiento del 77,3% que significa que por cada 100 moles de reactivo, obtenemos

77,3 moles de producto 3

2

100 mol77,3 mol

KClOClO

2 30,21n ClO mol KClO 2

3

4 77,3 mol4 100

ClOmol KClO

20,16 mol ClO

A partir de los moles obtenemos la masa

2 20,16m ClO mol ClO 2

2

67,51 mol

g ClOClO

210,8 g ClO

29. El nitruro de boro hexagonal, BN, se utiliza en la fabricación de maquillajes para disimular las arrugas, gracias a su forma de reflejar la luz. Se obtiene calentando boro elemental, a 1000 ºC, con amoniaco: 2 B (s) + 2 NH3 (g) 2 BN (s) + 3 H2 (g).

¿Qué masa de boro se empleo para la producción de 455 g de BN si el proceso tiene un rendimiento del 83,9%? [Sol. 236 g]

30. El carbonato de calcio reacciona con ácido clorhídrico para dar cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua.

a) ¿Qué volumen de HCl 1,5 M reaccionará con 35 g de carbonato de calcio? [Sol. 470 mL]

b) Si se han obtenido 6,95 litros de dióxido de carbono medidos a 1 atm y 20 ºC, ¿cuál ha sido el rendimiento de la reacción? [Sol. 82,60 %]

66..44.. RReeaaccttiivvoo LLiimmiittaannttee En principio podemos suponer que las reacciones se producen hasta que alguno de los reactivos se consume totalmente, a este se le llama reactivo limitante, y a los que sobra cierta cantidad se les llama reactivo en exceso.

E j e r c i c i o s

31. La aluminotermia es una reacción utilizada para obtener manganeso:

3 MnO2 + 4 Al 2 Al2O3 + 3 Mn

Si se parte de 100 kg de dióxido de manganeso y de 50 kg de aluminio, calcula las cantidades (en kg) de todas las sustancias al final de la reacción.

Solución___________________________________________________________

Se escribe la ecuación química ajustada y se coloca la información que tenemos de cada sustancia.

3 MnO2 + 4 Al 2 Al2O3 + 3 Mn 100 kg 50 kg

Calculamos los moles de los dos reactivos.

Los moles de MnO2 a partir de su masa molar: 86,9 g/mol.

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52 2

110 1150,786,9

molg MnO mol MnOg

Los moles de Al a partir de su masa molar: 27 g/mol.

4 15 10 1851,927

molg mol Alg

Ahora tenemos las cantidades de los dos reactivos expresadas en moles

3 MnO2 + 4 Al 2 Al2O3 + 3 Mn 1150,7 mol 1851,9 mol

Averiguamos cual de los dos es el reactivo limitante (el que se acaba antes), Para ello dividimos los moles de cada reactivo entre su propio coeficiente estequiométrico y el que

obtenga menor resultado es el reactivo limitante

2

2

1150,7 383,6 ( )3 . .

1851,9 462,94

MnO menorR L MnO

Al

Hacemos los cálculos a partir de los moles del reactivo limitante

3 MnO2 + 4 Al 2 Al2O3 + 3 Mn 1150,7 mol

En primer lugar vamos a calcular los kg de aluminio que sobran, para ello debemos averiguar los kg de aluminio que reaccionan

21150,7 mol MnO 2

43 mol MnO

mol Al 1534,3 mol Al

1534,3 mol Al 271

g Almol Al

41426,1 41,4g Al kg Al reaccionan

Si tenemos 50 kg y reaccionan 41,4, al final quedarán 8,6 kg de aluminio sin reaccionar

Ahora vamos a calcular los kg de Al2O3

21150,7 mol MnO 2 3

2

2 Al O3 mol MnO

mol 2 3767,1 Al Omoles

2 3767,1 mol Al O 1021

gmol

2 378244,2 g Al O

78,2 kg Al2O3

Ahora vamos a calcular los kg de Mn

22

3 Mn1 150,7 mol MnO 1 150,73 mol MnO

mol moles Mn

1150,7 mol 54,91

gMnmol

63173,4 g Mn 63,2 kg Mn

32. El carbonato de magnesio reacciona con el ácido fosfórico (tetraoxofosfato (V) de hidrógeno)

y da lugar a fosfato de magnesio, dióxido de carbono y agua. Se mezclan 72 g de carbonato de magnesio y 37 mL de ácido fosfórico (densidad = 1,34 g/mL y riqueza del 50% en masa de ácido). Calcular el volumen de dióxido de carbono que se obtiene medido sobre agua a 23 ºC y presión total de 743 mmHg. Pvapor de agua a 23 ºC = 21 mmHg. [Sol. 9,7 L]

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33. El clorato de potasio (s) reacciona con el azufre (s) produciendo cloruro de potasio (s) y desprendiendo dióxido de azufre (g). Calcula, si se ponen a reaccionar 20 g de clorato de potasio con 10 g de azufre en un recipiente de 3 litros:

a) La masa de cloruro de potasio que se forma. [Sol. 12,16 g]

b) La presión en el interior del recipiente si la reacción anterior se realiza a 22 ºC. [Sol. 2 atm]

34. El carburo de silicio reacciona con el hidróxido de potasio y con el agua, produciendo silicato de potasio, carbonato de potasio e hidrógeno. Calcula qué volumen de hidrógeno, recogido sobre agua a 17 ºC y 758 mmHg, se obtendría si se introduce medio gramo de carburo de silicio en medio litro de disolución 0,04 M de hidróxido de potasio. Pvapor de agua a 17 ºC = 14,5 mmHg. [Sol. 0,49 L]

66..55.. CCáállccuullooss eesstteeqquuiioommééttrriiccooss eenn rreeaacccciioonneess ssuucceessiivvaass Las reacciones que tienen lugar una tras otra en una secuencia para proporcionar el producto final, se llaman reacciones consecutivas.

En este tipo de procesos, hay sustancias que se producen en una reacción y se consumen en la siguiente, son los llamados compuestos intermedios.

E j e r c i c i o s

35. Dos reacciones características del alto horno son:

I) Formación del monóxido de carbono (g) a partir de carbono (s) y de dióxido de carbono (g).

II) Reducción del óxido de hierro (III) con el monóxido de carbono de la reacción I) dando lugar a hierro y dióxido de carbono (g).

Calcular la masa de carbono que se necesita para reducir 100 kg de óxido de hierro (III).

Solución___________________________________________________________

Escribimos las dos reacciones características del alto horno y, las ajustamos.

I) C (s) + CO2 (g) 2 CO (g) masa?

II) 3 CO (g) + Fe2O3 (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) 100 kg

El compuesto intermedio nos permite pasar de una reacción a otra. En este caso es el CO (g), ya que es el producto de la reacción (I) y un reactivo de la reacción (II).

A partir de la masa de Fe2O3 (g) calculamos los moles de CO (g)

II)

2 3100000 g Fe O 2 31 mol Fe O

160 g3 mol CO

2 31 mol Fe O

1875 mol CO

Y así, a través del compuesto intermedio, podemos pasar de la reacción II) a la reacción I), teniendo en cuenta que, los coeficientes estequiométricos solo tienen sentido dentro de una ecuación, cuando pasamos los moles de una reacción a otra

no hacemos caso de los coeficientes.

I)

1 121875 11 250 g C 2 1

mol C gmol COmol CO mol C

Necesitamos 11,3 kg de carbono

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36. El proceso de obtención de ácido sulfúrico a partir de blenda se puede representar:

Sulfuro de cinc + oxígeno dióxido de azufre + óxido de cinc dióxido de azufre + oxígeno trióxido de azufre

trióxido de azufre + agua ácido sulfúrico

Calcular la cantidad de blenda con 67,2 % de sulfuro de cinc que hace falta para obtener una tonelada de ácido sulfúrico del 89,6 %, sabiendo que la perdida de SO2 en la oxidación es del 60 %. [Sol. 3,3 toneladas de blenda]

37. El proceso de obtención del ácido sulfúrico a partir de la pirita puede ser representado mediante las ecuaciones: 4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 SO2

2 SO2 + O2 2 SO3 SO3 + H2O H2SO4

a) Calcula la masa de pirita que se necesita para obtener 100 kg de ácido sulfúrico suponiendo que la pirita es FeS2 puro y que la reacción tiene un rendimiento del 100%. [Sol. 61,2 kg]

b) Calcula la masa de pirita del 90% en masa de FeS2 que se necesita para obtener 100 kg de H2SO4 suponiendo que el rendimiento global del proceso es del 80%. [Sol. 85.kg]

66..66.. CCáállccuullooss eesstteeqquuiioommééttrriiccooss eenn mmeezzccllaass ((rreeaacccciioonneess ssiimmuullttaanneeaass)).. En las reacciones simultaneas, una sustancia participa en dos o más reacciones químicas diferentes que transcurren, al mismo tiempo, de manera independiente.

E j e r c i c i o s

38. Una muestra de 0,136 g de una aleación de aluminio y cinc desprende 129 mL de hidrógeno (medidos a 27 ºC y 1 atm de presión) cuando se trata con exceso de ácido clorhídrico. Calcula el porcentaje en masa de ambos metales en la aleación.

Solución___________________________________________________________

Aunque, al estar las sustancias mezcladas, las reacciones se producen simultáneamente, se trata de dos reacciones diferentes. Las reacciones que tienen

lugar son:

2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2 (1) Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 (2)

Averiguamos a cuantos moles corresponden los 129 mL de hidrógeno desprendidos

2 21 0,129( ) 0,0052

0,082 300PVn H moles HRT

Los 0,052 moles de H2 se obtienen a partir de las dos reacciones

Si a la masa, en gramos, de aluminio en la muestra le llamamos x, entonces la masa de cinc en la muestra será (0,136-x)g.

moles H2 (1) + moles H2 (2) = moles H2 totales

teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos y las masas molares (Al = 27 g/mol y Zn = 65,4 g/mol) obtenemos la siguiente ecuación:

x g Al 1 mol Al

27 g Al 23 mol H

2 mol Al Zn+ 0,136‐ x g

Zn1 mol

65,4 Zng Zn 21 mol H

1 mol=0,052

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x 0,136‐ x+ = 0,052

18 65,4

65,4 x + 2,448 – 18 x = 6,12

47,4 x = 3,67

x = 0,0774 g de Al

0,136 aleación 100 g aleación=

0,0774 g Al x g Al

56,9 % de Al y 43,1 % Zn

39. Para disolver 10,7 g de una mezcla de cinc con monóxido de cinc se consumieron 100 g de una disolución de ácido clorhídrico al 10,22%. Calcula la composición de la mezcla de cinc y óxido de cinc sabiendo que las reacciones que se producen son: [Sol. 26,45% Zn; 73,55% ZnO]

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H

2

ZnO + 2 HCl ZnCl2 + H

2O

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A U T O E V A L U A C I Ó N 1

1. SEP 05 - Cierto hidrocarburo gaseoso tiene un 81,82 % de carbono y el resto es hidrógeno. Sabiendo que un litro de este gas a 0 ºC y 1 atmósfera de presión tiene una masa de 1,966 g. Determine:

a) Su formula empírica.

b) Su masa molecular.

c) La fórmula molecular de este compuesto.

DATOS.- Masas atómicas: H: 1; C: 12. R = 0,082 atm L mol-1 k-1

2. El agua oxigenada es una disolución acuosa de peróxido de hidrógeno, H2O2. Se dispone en el laboratorio de una disolución de H2O2 al 33% en peso cuya densidad es 1,017 g·mL-1. Calcule:

a) La molaridad de la disolución.

b) El volumen de esta disolución que debe tomarse para preparar 100 mL de una disolución cuya concentración final sea 0,2 M.

c) Las fracciones molares de H2O2 y H2O.

DATOS.- Masas atómicas: H: 1 ; O: 16

3. JUN 05 - El carburo de silicio, SiC, o carborundo es un abrasivo de gran capacidad industrial. Se obtiene a partir de SiO2 y carbono de acuerdo con la reacción:

SiO2 (s) + 3 C (s) SiC (s) + 2 CO (g)

Calcule:

a) La cantidad de SiC (en toneladas) que se obtendría a partir de una tonelada de SiO2 cuya pureza es del 93 %.

b) La cantidad de carbono (en kg) necesaria para que se complete la reacción anterior.

c) El volumen de CO (en m3) medido a 20 ºC y 705 mm de Hg producido como consecuencia de la reacción anterior.

DATOS.- Masas atómicas: C =12; O = 16; Si = 28. 1 atm = 760 mmHg. R = 0,082 atm L mol-1 K-1

4. El nitrato potásico reacciona con el cloruro amónico dando lugar a cloruro potásico, monóxido de dinitrógeno y agua. Se calientan 10 g de nitrato potásico con 12 g de cloruro amónico. ¿Cuál es el volumen de N2O recogido sobre agua, medido a 30ºC y una atmósfera de presión? Dato: presión de vapor del agua a 30ºC = 31,82 mmHg.

A U T O E V A L U A C I Ó N 2

1. JUN 06 - Un compuesto orgánico contiene C, H y O. Por combustión completa de 0,219 g del mismo se obtienen 0,535 g de dióxido de carbono y 0,219 g de vapor de agua. En estado gaseoso, 2,43 g de este compuesto ocupan un volumen de 1,09 L a la temperatura de 120 ºC y a la presión de 1 atm. Determine:

a) La formula empírica del compuesto.

b) Su fórmula molecular.

c) Nombre al menos dos compuestos compatibles con la fórmula molecular obtenida.

DATOS.- Masas atómicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16. R = 0,082 atm L mol-1 k-1

2. JUN 01 - Una disolución acuosa de ácido clorhídrico (HCl), al 20 % en masa, posee una densidad de 1,056 g·cm-3. Calcular: La molaridad y la fracción molar de soluto.

3. Una muestra de 0,726 g sulfato de amonio se trata con hidróxido de sodio en exceso, y se liberan 0,24 L de amoniaco (g) medidos a 15 ºC y 748 mmHg. Calcula la pureza de la muestra expresada en % en masa. (NOTA: Los otros productos de la reacción son sulfato de sodio y agua)

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4. SEP 06 - Las lámparas antiguas de los mineros funcionaban quemando gas acetileno (etino) que proporcionaba una luz blanca brillante. El acetileno se obtenía al reaccionar el agua (se regulaba gota a gota) con cloruro de calcio, CaC2 , según la siguiente ecuación:

CaC2 (s) + 2 H2O (l) C2H2 (g) + Ca(OH)2 (s)

Calcule:

a) La cantidad de agua (en gramos) que se necesita para reaccionar con 50 g de carburo de calcio del 80% de pureza.

b) El volumen de acetileno (en L) medido a 30 ºC y 740 mmHg producido como consecuencia de la anterior reacción. (0,5 puntos)

c) La cantidad en gramos de hidróxido de calcio producida como consecuencia de la anterior reacción. (0,5 puntos

DATOS.- Masas atómicas: H:1, C:12, O:16, Ca:40. R=0,082 atm L mol-1 k-1; 1 atm = 760 mmHg.

A U T O E V A L U A C I Ó N 3

1. JUN 05 - Un compuesto orgánico presenta la siguiente composición centesimal: C = 58,5 %; H = 4,1 %; N = 11,4 % y O = 26 %. Por otro lado se sabe que 1,5 gramos de dicho compuesto en fase gaseosa a la presión de 1 atmósfera y a la temperatura de 500 K ocupan un volumen de 500 mL. Determine:

a) La formula empírica de dicho compuesto.

b) Su fórmula molecular.

DATOS.- Masas atómicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16 R = 0,082 atm L mol-1 k-1

2. En un matraz de 12 litros a 27 ºC, en el que se ha realizado el vacío, se introducen 2,4 g de H2 (g), 67,2 g de N2 (g) y 19,2 g de CH4 (g). Calcula:

a) La presión parcial de cada gas en la mezcla. [Sol. 2 4H CHP P 2,46 atm ,

2NP 4,92atm ]

b) La presión total de la mezcla si la temperatura se eleva a 97 ºC. [Sol. PT = 12,1 atm]

3. Si mezclamos una disolución de sulfuro de sodio con otra de nitrato de plata aparece un precipitado negro de sulfuro de plata de acuerdo con la reacción siguiente:

Na2S (ac) + 2 AgNO3 (ac) 2 NaNO3 (ac) + Ag2S (s)

Si en un matraz se mezclan 200 cm3 de una disolución 0,1 M de sulfuro de sodio con 200 cm3 de una disolución que contiene 1,70 g de nitrato de plata por litro ¿Qué cantidad de sulfuro de plata precipitará? [Sol. 0,248 g]

4. Uno de los principales contaminantes de la atmósfera es el monóxido de carbono procedente de la combustión incompleta de los carburantes. La combustión de octano, C8H18, uno de los componentes de la gasolina, en defecto de oxígeno se produce según la reacción: 2 C8H18 (l) + 23 O2 (g) 12 CO2 (g) + 4 CO (g) + 18 H2O (l). ¿Qué volumen de monóxido de carbono a 20 ºC y 750 mmHg de presión se obtiene en la combustión de medio litro de octano? (densidad del octano: 0,8 g/mL) [Sol. 170,8 L]

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[02] Estructura De La Materia

11.. MMooddeelloo DDee RRuutthheerrffoorrdd..

Rutherford, en 1911, a partir de los resultados del estudio de la desviación de las partículas (alfa) a través de una finísima lámina de oro, estableció un modelo atómico, en el que distingue dos zonas claramente diferenciadas:

1. El núcleo, de muy pequeño volumen, constituido por protones y neutrones, donde se concentra toda la carga positiva y, prácticamente toda la masa atómica.

Masa atómica = mp + mn + me

mp mn 1840 me

2. La corteza, o parte exterior del átomo, constituida por electrones y responsable de la carga negativa del átomo. Los electrones giran a grandes distancias del núcleo gracias a la fuerza electrostática del núcleo. Puesto que la materia es neutra el número de protones del núcleo (Z) es igual al número de electrones de la corteza.

El modelo atómico de Rutherford presenta dos inconvenientes:

1.- La estabilidad del átomo. El electrón como partícula con carga eléctrica en movimiento alrededor del núcleo, según la teoría electromagnética, debía emitir energía. Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón seguiría una trayectoria en espiral, hasta llegar al núcleo y por tanto destruiría el átomo.

2.- Era incapaz de justificar los espectros atómicos.

22.. RRaaddiiaacciióónn eelleeccttrroommaaggnnééttiiccaa yy eessppeeccttrrooss aattóómmiiccooss..

Las radiaciones electromagnéticas son ondas que, se caracterizan por su longitud de onda () y su frecuencia (), que están relacionadas por la expresión:

c = · .

: (lambda) es la distancia existente entre dos máximos o dos mínimos sucesivos. Se suele expresar en m, cm, nanómetros (1nm = 10-9 m) o ángstroms (1Å = 10-10 m)

: (nu) es el número de ondas que pasan por un punto en un segundo. Su unidad es s-1, que

también se denomina hertzio (Hz).

c: velocidad de propagación de la onda, que es constante, y en el vacío es prácticamente 3·108 m/s.

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Se denomina espectro electromagnético al conjunto de las diferentes radiaciones (cada una con su longitud de onda única) que forman parte de una radiación compleja.

Los espectros pueden ser:

De absorción, cuando se recoge y analiza la radiación que se ha hecho pasar a través de una muestra.

De emisión cuando analizamos la radiación emitida por una muestra sobre la cual no incide ninguna radiación externa. Una sustancia en estado gaseoso al ser excitada mediante una descarga eléctrica absorbe energía. Esta energía terminada la excitación, es emitida por el gas en forma de radiación. Si esta radiación atraviesa un prisma, se obtiene el espectro de emisión del elemento, formado por una serie de rayas, que se corresponden con cada una de las longitudes de onda emitidas por el elemento.

33.. MMooddeelloo aattóómmiiccoo ddee BBoohhrr..

Para salvar los inconvenientes que presentaba el modelo atómico de Rutherford, el físico danés Niels Bohr propuso un nuevo modelo atómico para el átomo de hidrógeno, basado en los siguientes postulados:

1. El electrón gira alrededor del núcleo en una órbita circular sin emitir energía, estas orbitas se denominan orbitas estacionarias, el termino estacionario se refiere al hecho de que en tal estado, la energía del electrón se mantiene constante.

2. El electrón solo puede girar en determinadas órbitas permitidas, es decir, la energía del electrón esta cuantizada, o sea, está limitada a un conjunto discreto de valores.

3. El electrón emite energía únicamente cuando “salta” de una órbita a otra más interna, y absorbe energía cuando pasa a otra órbita más externa.

Un espectro es la separación de las

diversas radiaciones sencillas que forman

parte de una radiación compleja

Un electrón no varía su energía cuando se mueve en una misma órbita, pero sí lo hace al cambiar de orbita

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Al cambiar de orbita el electrón absorbe o emite energía en forma de radiación electromagnética. La energía de dicha radiación corresponde a la diferencia de energía entre ambas orbitas.

E = E2 – E1 = h · .

El estado de mínima energía se llama estado fundamental. En el átomo de hidrógeno corresponde al nivel n = 1. Cualquier otro estado de denomina estado excitado.

Ahora ya podemos explicar las líneas de los espectros atómicos. Cuando un electrón, previamente excitado, vuelve a niveles inferiores, emite radiaciones con una energía determinada. Cada radiación da lugar a líneas o rayas de emisión y al conjunto de todas ellas se le denomina espectro de emisión.

Las líneas de la serie de Lyman corresponden saltos desde cualquier nivela al nivel más bajo o fundamental (n=1). La serie de Balmer implica transiciones al segundo nivel (n=2), etc.

Serie espectral del hidrógeno

La energía de la radiación se obtiene multiplicando su frecuencia, , por la

constante de Planck, h = 6,626 · 10-34

Cada una de las líneas del espectro se corresponde con una radiación

de una longitud de onda determinada, emitida por un

electrón al saltar entre dos orbitas.

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La longitud de onda () de las radiaciones correspondientes a cada línea del espectro se puede calcular mediante la ecuación:

22

21

Hn1

n1R1

Cada elemento químico, convenientemente excitado, emite siempre unas radiaciones características y que sirven, por tanto, para identificarlo. La presencia de tales radiaciones es independiente de que el elemento esté solo, mezclado o combinado con otros elementos. Sus rayas espectrales son siempre las mismas y ningún otro elemento las emite (aplicación al análisis cualitativo de sustancias). La intensidad de las radiaciones emitidas (mayor o menor colorido en la placa) depende del número de átomos excitados y éste de la mayor o menor concentración del elemento (aplicación al análisis cuantitativo).

E j e r c i c i o s

1. Para la iluminación de autopistas es frecuente utilizar lámparas de vapor de sodio, que producen una luz amarilla brillante con una longitud de onda de 5892 Å (1 Å = 10-10 m) Calcula la frecuencia y la energía de un fotón de la luz de dicha lámpara.

Solución___________________________________________________________

Cambiamos la unidades de la longitud de onda al S.I. (de angstroms a metros)

Na = 5.892  Å1010

 1 Å

m

‐105 892 10 m 

La frecuencia y la longitud de onda están relacionadas por la ecuación:

c = ·

Despejamos la frecuencia y sustituimos los datos 8

14 ‐1 

10

3,0 10 /5,09 10  s

5892 10Na

Na

m sc

m

para calcular la energía utilizamos la ecuación, E = h · , donde h es Constante de Planck,

cuyo valor es 6,626 · 10-34 J·s

E = h · = 6,626 · 10-34 (J · s) · 5,09 · 1014 (s-1) = 3,37 · 10-19 J

2. Para iluminar algunas calles se utilizan lámparas de vapor de mercurio, que emiten una luz azulada que tienen una longitud de onda de 435,8 nm (1nm = 10-9 m). Calcula la frecuencia y la energía de un fotón de la luz de dicha lámpara. [Sol. = 6,88·1014 s-1; E

Donde RH = 1,097·107 m-1, n1 y n2 son números naturales que cumplen n1 < n2

Espectro de emisión de H1

1

Espectro de emisión de He4

2

Es la longitud de onda (m)

Es la frecuencia (Hz)

3·108 m/s

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= 4,56·10-19 J]

3. Calcula la energía emitida cuando un electrón pasa desde el nivel n = 5, hasta el nivel n = 2 en el átomo de hidrógeno. Si la energía se emite en forma de un fotón, ¿cuál es la longitud de onda del fotón? Dato: RH = 1,097·10-7 m.

Solución___________________________________________________________

Partimos de la ecuación de Rydberg: 2 21 2

1 1 1HR

n n

Sustituimos los datos: 7

2 2

1 1 11,097 10

2 5

12.303.700

= 4,34 · 10-7 m 8

14 1

7

3,0 106,91 10

4,34 10

cs

Energía del fotón E = h · = 6,63 · 10-34 · 6,91 · 1014 = 4,58 · 10-19 J

4. Para la serie espectrográfica de Pfund correspondiente al átomo de hidrógeno (saltos al nivel 5). Calcula la longitud de onda máxima para una línea correspondiente a esta serie. [Sol. 7460 nm]

44.. EEll ááttoommoo sseeggúúnn llaa mmeeccáánniiccaa ccuuáánnttiiccaa..

Las partículas de masa muy pequeña no siguen los principios de la dinámica clásica Newtoniana, ni tampoco las leyes de la electrodinámica clásica que explica el comportamiento de las cargas en movimiento. Surge así la mecánica cuántica, basada en dos hipótesis la dualidad onda-corpúsculo y el principio de indeterminación.

Dualidad onda-corpusculo: En 1924, Louis de Broglie, propuso que, un electrón (y en general, cualquier partícula) tiene propiedades de onda.

Principio de incertidumbre: En 1927, Heisenberg, propuso la imposibilidad de conocer con total precisión y al mismo tiempo, la posición y velocidad de una partícula.

La mecánica cuántica es en realidad, un conjunto completamente nuevo de leyes del movimiento que explican el comportamiento de pequeñas partículas, como protones, electrones, neutrones, átomos, etc.

La mecánica cuántica, a partir de estas hipótesis, trata al electrón como una onda, y renuncia a cualquier intento de especificar con exactitud su posición en un momento determinado. Desaparece por completo la idea de la existencia de órbitas definidas para el electrón. El electrón debe imaginarse como si estuviese desplazándose dentro de una región del espacio que rodea al núcleo.

Schrödinger propuso una ecuación de onda, (psi), cuyo cuadrado, 2, representa la probabilidad matemática de encontrar un electrón de una determinada energía en un punto. El electrón deja de ser una partícula situada en un lugar determinado y se convierte en una nube de carga de simetría central, repartida por un espacio cerca del núcleo.

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Surge así el concepto de orbital, que se define como:

La región del espacio próxima al núcleo caracterizada por una determinada energía, donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima

De la solución matemática de la ecuación de Schrödinger se derivan tres números cuánticos que sirven para describir los orbitales:

n: número cuántico principal Indica la capa donde se encuentran los electrones; puede tomar los valores, n = 1, 2, 3, ..., que nos dan una idea de la energía y tamaño del orbital.

l: número cuántico secundario Representa los subniveles energéticos o subcapas en los que se subdividen las capas o niveles de energía y está vinculado con la forma del orbital. Puede tomar los valores 0, 1, 2, ... n–1. Los orbitales con valores 0, 1, 2 y 3 se designan con las letras s, p, d y f respectivamente.

l 0 1 2 3

Nombre del orbital s p d f

m: número cuántico magnético Indica la orientación del orbital. Toma valores desde

-l... 0 ... +l.

n l m orbital 1 0 0 (1,0,0) 1s

2

0 0 (2,0,0) 2s

1 -1 (2,1,-1) 2p 0 (2,1,0) 2p 1 (2,1,1) 2p

3

0 0 (3,0,0) 3s

1 -1 (3,1,-1) 3p 0 (3,1,0) 3p 1 (3,1,1) 3p

2

-2 (3,2,-2) 3d -1 (3,2,-1) 3d 0 (3,2,0) 3d 1 (3,2,1) 3d 2 (3,2,2) 3d

Los electrones se caracterizan mediante cuatro números cuánticos, los tres anteriores (n, l, m) y el número cuántico de spin (s):

s: número cuántico de spin señala el sentido de rotación del electrón. Sus valores son +1/2 y – 1/2.

Cada orbital está definido por un conjunto de tres

números cuánticos (n, l, m).

En un átomo hay tantos orbitales como

combinaciones permitidas de los valores de n, l y m.

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Los valores de los números cuánticos n, l y m caracterizan al orbital. Para caracterizar a un electrón en un determinado orbital hacen falta los cuatro: n, l, m y s.

El número de electrones en cada orbital está limitado por el principio de exclusión de Pauli:

En un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales; lo que equivale a decir que en un orbital caben como máximo dos electrones y que cada electrón tiene diferente cantidad de energía.

Según este principio en cada orbital atómico, solo pueden haber dos electrones: uno con spin +1/2 y otro con spin –1/2.

44..11.. FFoorrmmaa ddee llooss oorrbbiittaalleess Orbitales s (l = 0): Tienen forma esférica, lo que significa que, dentro de ellos la

probabilidad de encontrar un electrón es la misma en todas direcciones del espacio.

Orbitales p (l = 1): tienen forma de elipsoide de revolución, los tres orbitales p de

un mismo nivel, tienen el mismo tamaño, pero diferente orientación en el espacio. Un electrón que se encuentre en un orbital px pasa la mayor parte del tiempo cerca del eje x.

Orbitales d (l = 2): Tienen también forma de elipsoide de revolución, pero con direcciones y medidas diferentes a los p.

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44..22.. EEnneerrggííaa ddee llooss oorrbbiittaalleess La energía de un orbital es más baja cuanto más cerca este del núcleo, es decir cuánto más fuerte sean las fuerzas atractivas entre el electrón y el núcleo, teniendo en cuenta el efecto pantalla de los otros electrones.

El orden de energía se puede deducir, teniendo en cuenta que: La energía de los orbitales aumenta a medida que lo hace el valor de n+l; cuando este valor (n+l) es el mismo para dos orbitales distintos, tiene menos energía el que posee menor valor de n.

Por lo tanto todos los orbitales de un mismo subnivel (igual n y l) tienen la misma energía y se les llama orbitales degenerados.

El número de orbitales que hay en cada subnivel viene dado por: 2l+1. En cada subnivel “s” existe un orbital (2 e-), en los subniveles “p” encontramos tres orbitales con la misma energía (3 x 2e-), los subniveles “d” tienen cinco orbitales con idéntica energía (5 x 2e-), y los subniveles “f” en grupos de siete orbitales con igual energía (7 x 2e-).

Nivel Energético Subniveles Nº de orbitales Nº de electrones 1 1s 1 2 2 2s, 2p 4 8 3 3s, 3p, 3d 9 18 4 4s, 4d, 4p, 4f 16 32

E j e r c i c i o s

5. Indica si las siguientes frases son verdadera. En el caso de que sean falsas reescríbelas para que sean ciertas.

a) El orbital es la trayectoria que sigue el electrón en torno al núcleo describiendo orbitas similares a las de los planetas.

Subnivel s (l=0) p (l=1) d (l=2) f (l=3) Orbitales 1 3 5 7

Nº máx. electrones 2 6 10 14

Cada nivel está formado por tantos

subniveles como indica el valor del número n.

La cantidad de electrones que caben en un nivel energético, es

como máximo 2n2.

Diagrama energético de los orbitales de un átomo

polielectrónico.

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b) Al arrancar un electrón de un átomo, para convertirlo en un ión negativo, se desprende energía.

c) Cuando un átomo que se encuentra en estado excitado vuelve a su estado fundamental absorbe energía en forma de radiación.

d) No es posible que el electrón más externo del potasio se encuentre en un orbital 3d.

e) En un orbital 2s puede haber 3 electrones.

f) El orbital 3d tiene menos energía que el orbital 4s.

6. ¿Pueden existir orbitales del tipo 2d? Justifica la respuesta.

7. ¿Qué se debe hacer para que un electrón 2s pase a ser un electrón 3s? ¿Qué sucede cuando un electrón 3s pasa a ser un electrón 2s?

8. Escribir los números cuánticos correspondientes a :

a) un orbital 4d, b) un electrón en un orbital 3s.

9. ¿Cuántos electrones diferentes pueden existir con n = 4 y l = 3?

10. Indicar cuál o cuáles de los siguientes grupos de tres valores correspondientes a n, l y m son permitidos, si no son permitidos, explicar por qué: a) (3, –1, 1) b) (1, 1, 3) c) (4, 2, 0) d) (0, 0, 0) e) (5, 3, –3) f) (3, 1, 1)

11. Dados los siguientes conjuntos de números cuánticos:

(2, 2, 0, 1/2) (3, 1, -1, 1/2) (2, 0, 0, -1/2) (1, 0, 1, 1/2)

a) Explicar, si es posible que existan en un átomo electrones con dichos números cuánticos.

b) En el caso de los grupos de números cuánticos que sean posibles, ¿en qué orbitales se encontrarían los electrones correspondientes?

12. Un electrón se encuentra en un orbital como el que se representa en la figura:

a) ¿En qué regiones del espacio es más probable encontrar este electrón?

b) ¿Cuál es el valor de su número cuántico secundario?

13. De los orbitales 3d, 3p y 4s, ¿cuál tiene menor energía?

14. ¿En que se parecen los orbitales 1s y 2s de un átomo? ¿En qué se diferencian?

15. ¿Cuál es el número máximo de electrones que se pueden alojar en cada uno de los siguientes niveles?

a) 2s b) 3d c) 4s d) 3p

16. Razona si los subniveles a los cuales pertenecen estos orbitales:

a) Tienen el mismo valor del número cuántico principal, n.

b) Tienen el mismo valor del número cuántico secundario, l.

c) Tienen el mismo valor del número cuántico magnético, m.

55.. CCoonnffiigguurraacciióónn eelleeccttrróónniiccaa ddee llooss ááttoommooss ee iioonneess..

La configuración o estructura electrónica de un átomo es la representación de la distribución de los electrones en los orbitales atómicos, en el estado fundamental o de mínima energía.

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Para ello, los electrones se añaden al átomo siguiendo el principio de mínima energía (principio de aufbau): se llenan los orbitales en orden creciente de energía (n + l) hasta “colocar” tantos electrones como indique Z, y por supuesto, respetando el principio de exclusión de Pauli.

Por ejemplo, el Aluminio, que tiene de número atómico 13, tendrá sus electrones distribuidos de la siguiente forma:

Al (Z = 13) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Muchas veces la configuración aparece de forma simplificada, partiendo del gas noble que le precede en la tabla periódica, en este caso sería:

Al (Z = 13) : [Ne] 3s2 3p1

En la representación electrónica de los iones se debe tener en cuenta la carga y signo:

Por ejemplo: Na+ (Z = 11) 11 - 1 = 10 e- : 1s2 2s2 2p6

S-2 (Z=16) 16 + 2 = 18 e- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

También se puede representar el orbital mediante un cuadrado, y los electrones por una flecha hacia arriba o hacia abajo según sea su spin: +1/2 ó –1/2, y teniendo en cuenta el principio de máxima multiplicidad de Hund que dice que cuando se ocupan orbitales de igual energía, el estado de mínima energía se alcanza cuando el número de electrones con el mismo spin es máximo.

E j e r c i c i o s

17. Escribe la configuración electrónica en el estado fundamental del neón e indica dos iones que tengan igual configuración que dicho gas.

18. Las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a átomos o iones de tres elementos A, B y C cuyos números atómicos (Z) son 11, 16 y 19 respectivamente.

A: 1s2 2s2 2p6 4s1 B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Indica cuál corresponde a:

a) Un estado fundamental. b) Un estado excitado. c) Un ion positivo.

19. Escribe la configuración electrónica de los iones siguientes: F– , O2– , Na+, Mg2+.

20. Supuestos los elementos A, B y C de números atómicos respectivos 3, 13 y 35, indica:

a) La configuración electrónica de cada uno.

b) Número de electrones en su capa de valencia.

c) Estado de oxidación más probable en cada caso.

d) Configuración electrónica de los iones resultantes en el apartado anterior.

21. Explica cuales de las siguientes configuraciones electrónicas son posibles:

a) 1s2 2s2 2p4 4s1 b) 1s2 2s2 2p6 3s3 c) 1s2 3p1 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p10

Equivale a la configuraciónelectrónica del neón (1s2 2s2 2p6 )

Para recordar el orden de llenado de los orbitales (de menor a mayor energía) se

suele utilizar el diagrama de Moeller

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66.. EEll ssiisstteemmaa ppeerriióóddiiccoo..

El sistema periódico es la clasificación de los elementos químicos por orden creciente de sus números atómicos. Cada dos elementos consecutivos se diferencian en un protón en el núcleo y un electrón en la corteza electrónica (electrón diferenciador), además de un cierto número

de neutrones.

La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnas verticales que reciben el nombre de grupos.

a) Los periodos, son las filas del SP, que contienen a los elementos con el mismo número

de capas electrónicas, dicho número coincide con el del periodo en el que se encuentra el elemento. Hay 7 periodos. Al hacer la configuración electrónica, el coeficiente de la última “s”, indica el periodo al que pertenece el elemento.

b) Los grupos o familias, son las columnas del SP, que contienen a los elementos que poseen igual estructura electrónica en el último nivel y propiedades químicas muy parecidas.

Los elementos químicos se clasifican en:

Elementos representativos o principales: Son los elementos en los que el último electrón se aloja en un orbital s (grupos 1 y 2) o en un orbital p (grupos del 13 al 17).

Dentro de los elementos representativos se puede incluir a los gases nobles (grupo 18). Presentan niveles electrónicos completos, lo que les confiere una gran estabilidad química.

GRUPO NOMBRE DEL GRUPO CONF. ELECTR. DE VAL. ELECTR. DE VAL.

Bloq

ue s

1 METALES ALCALINOS ns1 1

2 METALES ALCALINO-TÉRREOS ns2 2

Blo

qu

e p

13 TÉRREOS ns2 np1 3

14 CARBONOIDEOS ns2 np2 4

15 NITROGENOIDEOS ns2 np3 5

16 ANFÍGENOS ns2 np4 6

17 HALÓGENOS ns2 np5 7

18 GASES NOBLES ns2 np6

Excepto para el helio, que es 1s2 8

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Elementos o metales de transición (bloque d): están situados en la parte central de la tabla periódica, desde el grupo 3 al 12.

Se caracterizan por tener los electrones externos en los orbitales d del penúltimo nivel energético. La configuración electrónica de su capa de valencia es:

(n-1)d1-10 ns2 Donde n es el periodo donde se encuentra el elemento

Elementos de transición interna (bloque f): Poseen electrones en los orbitales f del

antepenúltimo nivel.

La configuración electrónica de su capa de valencia es:

(n-2)f1-14 (n-1)d1 ns2 Donde n es el periodo donde se encuentra el elemento

E j e r c i c i o s

22. ¿Por qué se define el número atómico de un elemento en función del número de protones del núcleo y no en función del número de electrones?

23. ¿A qué llamamos isótopos? ¿y especies atómicas isoelectrónicas? Pon un ejemplo de cada caso.

24. Indicar, justificando la repuesta, si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas:

a) Los elementos de un mismo periodo tienen todos, el mismo número de protones y se diferencian únicamente en el número de electrones.

b) Todos los isótopos del mismo elemento tienen el mismo número de electrones.

25. ¿Por qué el número de elementos del quinto período es 18?

26. Escribe la configuración electrónica, en su estado fundamental, del elemento de número atómico Z = 34.

a) ¿Cuántos electrones de valencia tiene?

b) Indica el periodo y grupo al que pertenece.

c) ¿Se trata de un elemento representativo o de un metal de transición?

27. Escribe la configuración electrónica del níquel (Z = 28) y clasifica este elemento dentro de los bloques del sistema periódico.

BLOQUES DEL SISTEMA PERIÓDICO

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77.. PPrrooppiieeddaaddeess ppeerriióóddiiccaass..

Algunas propiedades físicas y químicas varían con regularidad a lo largo de los grupos y de los periodos. Por ello reciben el nombre de propiedades periódicas.

77..11.. RRaaddiioo aattóómmiiccoo.. Desde el punto de vista de la mecánica cuántica, los átomos y los iones no tienen una medida definida, ya que sus orbitales no ocupan una región del espacio con unos límites determinados. Sin embargo, se pueden considerar esferas de un tamaño determinado.

En un grupo aumenta al bajar, porque con el número atómico aumentan los niveles electrónicos.

En un periodo disminuye al aumentar el número atómico. Esta contracción se debe a que

los electrones se añaden a los orbitales ns y np que tienen aproximadamente el mismo radio, siendo cada vez más atraídos por el núcleo, que aumenta al mismo tiempo en protones.

77..22.. RRaaddiioo iióónniiccoo Para un mismo elemento se comprueba que el radio iónico de un catión es menor que el del átomo neutro, debido a la perdida de electrones corticales.

Por el contrario, el radio iónico de un anión es mayor que el del átomo neutro, debido a la repulsión que experimenta el electrón o electrones captados.

Variación del radio atómico en el sistema periódico:

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E j e r c i c i o s

28. Ordenar según su radio atómico: Li (Z=3), Be (Z=4) y Na (Z=11).

Solución___________________________________________________________

El átomo de mayor radio será aquel que tenga mayor número de capas, en este caso es el Na (3 capas). Entre el Li y el Be (ambos tienen el mismo número de capas, n=2), tendrá menor radio el que tenga mayor Z, ya que implica mayor número de protones y por tanto mayor atracción sobre los electrones (el átomo se encoge = menor radio). RLi > RBe

RNa > RLi > RBe

29. Ordenar según su radio atómico, Na y Na+ :

Solución___________________________________________________________

El catión al perder el electrón de valencia se queda con una capa menos.

(Menos capas menor radio).

RNa > RNa+.

30. Ordenar según su radio atómico, Be y Be+ :

Solución___________________________________________________________

Ambas especies tienen las mismas capas e igual número de protones, entonces tendrá menor radio el que tenga menos

electrones, debido al efecto pantalla.

RBe > RBe+

31. Ordenar según su radio atómico, F y F- .

Solución___________________________________________________________

Ambas especies tienen las mismas capas y número de protones, entonces tendrá menor radio el que menos electrones, debido al efecto pantalla.

RF– > RF

32. Ordenar según su radio atómico, Na+ y F- :

Solución___________________________________________________________

Entre dos iones isoelectrónicos, como Na+ y F–, tiene mayor radio el de menor número atómico: RF

– > RNa+,

como consecuencia de la mayor fuerza atractiva del núcleo del Na+ ya que tiene mayor carga nuclear.

Efecto pantalla: los electrones se repelen entre ellos. Más electrones, más repulsión, haciendo más grande el átomo.

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77..33.. EEnneerrggííaa ddee iioonniizzaacciióónn oo ppootteenncciiaall ddee iioonniizzaacciióónn Energía de ionización (EI) o potencial de ionización (PI) de un elemento es la energía necesaria para arrancar a un átomo gaseoso del elemento, el electrón más débilmente unido a él.

Las ecuaciones del proceso son:

X (g) + EI1 X+ (g) + e–, siendo EI1 la 1ª energía de ionización

X+ (g) + EI2 X2+ (g) + e–, siendo EI2 la 2ª energía de ionización

X2+ (g) + EI3 X3+ (g) + e–, siendo EI3 la 3ª energía de ionización

Cada átomo tiene tantas energías de ionización como electrones. Si se relacionan estas tres energías de ionización, se tiene: EI1 < EI2 < EI3. Cuanto más electrones vayamos arrancando mayor será la energía de ionización, se necesita menos energía para arrancar un electrón a un átomo neutro, que a uno cargado positivamente (con defecto de electrones).

FFaaccttoorreess qquuee iinnfflluuyyeenn eenn eell vvaalloorr ddee llaa EEII::

Carga nuclear efectiva: es la carga nuclear disminuida por el efecto pantalla de los electrones. El efecto pantalla consiste en la repulsión de los electrones internos entre sí y con los electrones externos, que compensan la atracción de los protones del núcleo.

Radio atómico, porque cuanto más cerca del núcleo este el electrón que se arranca, con más fuerza es atraído por aquel.

Orbitales (subniveles) completos o semicompletos: el que un átomo tenga los orbitales completos o semicompletos, le da estabilidad química. Esta se traduce en una energía de ionización mayor a la que debería poseer el átomo de un elemento con respecto al elemento siguiente en el SP (anomalías).

Li 5,4

Be 9,3

B 8,3

C 11,3

N 14,5

O 13,6

F 17,4

Ne 21,6

Na 5,1

Mg 7,6

Al 6,0

Si 8,1

P 11,1

S 10,4

Cl 13,0

Ar 15,8

VVaarriiaacciióónn ddee llaa EEII eenn eell ssiisstteemmaa ppeerriióóddiiccoo::

Dentro de un grupo, la EI disminuye al aumentar el número atómico.

En un periodo, la EI aumenta al hacerlo el número atómico, aunque hay que tener en cuenta las irregularidades.

77..44.. AAffiinniiddaadd eelleeccttrróónniiccaa.. La afinidad electrónica, AE, o electroafinidad, EA, de un elemento químico es la energía necesaria para que un átomo gaseoso en su estado fundamental incorpore un electrón libre, transformándose así en un ion negativo.

Las ecuaciones del proceso son:

X (g) + e X– (g) + AE1, siendo AE1 la 1ª afinidad electrónica.

X– (g) + e X2– (g) + AE2, siendo AE1 la 1ª afinidad electrónica.

Mientras que las AE1 son energías generalmente desprendidas, las AE2 son siempre absorbidas. Ya que, el segundo electrón a captar, es repelido por la carga negativa del ion formado.

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La variación de la AE (en valor absoluto) en el sistema periódico es paralela a la de la EI.

77..55.. CCaarráácctteerr mmeettáálliiccoo Los elementos que poseen bajas energías de ionización, se dice que tienen carácter metálico, mientras que los que cuentan con altos valores de afinidad electrónica tienen carácter no metálico.

El carácter metálico de los elementos aumenta de derecha a izquierda a lo largo de un periodo, y de arriba abajo al avanzar en un grupo.

77..66.. EElleeccttrroonneeggaattiivviiddaadd.. La electronegatividad, EN, de un elemento químico mide la tendencia o facilidad relativa que posee un átomo del elemento para atraer hacia si los electrones compartidos en su enlace con otro elemento.

VVaarriiaacciióónn ddee llaa EENN eenn eell ssiisstteemmaa ppeerriióóddiiccoo::

Lo mismo que la energía de ionización y la electroafinidad, la electronegatividad aumenta en el sistema periódico de izquierda a derecha y de abajo arriba, siendo máxima para el flúor y mínima para el cesio.

H 2,1

Li 1,0

Be 1,5 B

2,0 C

2,5 N

3,0 O

3,5 F

4,0 Na 0,9

Mg 1,2

...................................

Al 1,5

Si 1,8

P 2,1

S 2,5

Cl 3,0

K 0,8

Ca 1,0

Ga 1,6

Ge 1,8

As 2,0

Se 2,4

Br 2,8

Rb 0,8

Sr 1,0

In 1,7

Sn 1,8

Sb 1,9

Te 2,1

I 2,4

Cs 0,7

Ba 0,9

En un periodo, la EN aumenta al aumentar Z

77..77.. RReessuummeenn ddee llaa vvaarriiaacciióónn ddee llaass pprrooppiieeddaaddeess ppeerriióóddiiccaass

En un grupo, la EN aumenta al

disminuir Z

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E j e r c i c i o s

33. ¿Cuál de los siguientes átomos posee un mayor radio y cual menor?, Ar, Cs, P, Mg, Ca.

34. Asigna los siguientes valores de los radios atómicos:

0,0889 0,1365 0,1736 0,1914 0,1981 (en nm)

a los elementos con Z = 4 12 20 38 56

35. Las configuraciones electrónicas de varios elementos son las siguientes:

a) 1s2; b) 1s2 2s1; c) 1s2 2s2 2p1; d) 1s2 2s2.

Ordenarlos en el sentido de sus radios atómicos crecientes, justificando la ordenación propuesta.

36. Los iones F– y Na+ poseen el mismo número de electrones, pero el radio del F- es mayor que el de Na+. Explica a que es debida esta diferencia.

37. Ordenar las siguientes especies según el orden creciente de sus tamaños: Ar, S2-, K+, Cl-, Li+.

38. Razona la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones con respecto al átomo de neón y al ión óxido: a) ambos poseen el mismo número de electrones. b) tienen el mismo número de protones. c) el radio del ión óxido será superior al del átomo de Neón.

39. ¿Qué es la energía de ionización? ¿Qué elementos tienen energías de ionización altas y cuales bajas, teniendo en cuenta su configuración electrónica?

40. Ordena los siguientes elementos en orden creciente de sus energías de ionización: Ca, K, Be, Li.

41. Explica como son (altas-bajas) las energías de ionización de los gases nobles.

42. Razona cómo ha de ser la segunda energía de ionización del Na con respecto a la segunda energía de ionización del Mg: a) mayor, b) menor, c) igual

43. Los potenciales de ionización del carbono, nitrógeno y oxígeno son 11,3; 14,5 y 13,6 eV respectivamente. Nótese que el del nitrógeno es anormalmente alto y que en el oxígeno se produce una disminución. Explica este resultado.

44. Dados los elementos de números atómicos 16, 20 y 35.

a) Basándote en su configuración electrónica, indica el grupo y período al que pertenecen.

b) Escribe para cada uno de ellos el ion más estable.

c) Indica razonadamente el elemento menos electronegativo.

45. ¿Qué elemento de cada uno de los siguientes pares debe esperarse que tenga la mayor electronegatividad?

a) C, Cl b) S, O c) Mg, Se d) Sb, F.

46. Indica algún criterio desde el punto de vista electrónico que nos permita diferenciar un elemento metálico de otro que no lo es.

47. Ordenar los elementos de cada una de las series siguientes, de mayor a menor carácter metálico.

a) As, P, Bi, Sb y N b) Se, Cu, Ge, O y C

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A U T O E V A L U A C I Ó N 1

1. JUN 00 - Dados los siguientes conjuntos de números cuánticos para el electrón en el átomo de hidrógeno, indique las combinaciones que no sean posibles, explicando en cada caso el motivo:

a) 2, 2, 1, +1/2 b) 4, 0, 2, -1/2 c) 1, 0, 0, +1/2 d) 3, -1, 0, -1/2

2. SEP 00 - Para los elementos Plata y Selenio, cuyos números atómicos respectivos son 47 y 34, indique:

a) Su situación en la tabla periódica (grupo y periodo).

b) Los números cuánticos de los electrones desapareados.

c) El estado de oxidación más probable en sus iones monoatómicos.

3. JUN 05 - Los elementos A, B, C y D tienen números atómicos 12, 14, 17 y 37, respectivamente:

a) Escriba la configuración electrónica de A2+, B, C- y D.

b) Indique, justificando la respuesta, si las siguientes proposiciones referidas a los elementos anteriores A, B, C y D, son verdaderas o falsas:

b1) El elemento que tiene el radio atómico más pequeño es el B.

b2) El elemento D es el que tiene mayor energía de ionización I1.

b3) El elemento C es el que tiene mayor afinidad electrónica.

b4) Cuando se combinan C y D se forma un compuesto molecular

4. Asigna los siguientes valores de las energías de ionización:

5,14 6,00 7,64 8,15 10,30 11,00 13,01 15,80 (eV)

a los elementos siguientes: Li Be B C N O F Ne

5. Contesta razonadamente:

a) De los siguientes niveles electrónicos, indica cuáles no existen: 2p, 2d, 4s, 5f y 1p.

b) ¿El segundo potencial de ionización del átomo de helio será mayor, menor o igual que el potencial de ionización del átomo de hidrógeno?

6. SEP 04 - Indique, justificando la respuesta, si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas.

a) Los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número atómico.

b) Los elementos del mismo periodo tienen fórmulas análogas para sus correspondientes compuestos.

c) El número atómico coincide con el número de protones del núcleo, pero no siempre coincide con el número de electrones de un átomo neutro.

d) El volumen del ion óxido, O2-, es superior que el del átomo de neón.

A U T O E V A L U A C I Ó N 2

1. Escribe:

a) La configuración electrónica en su estado fundamental del halógeno del tercer periodo.

b) La configuración electrónica, en su estado fundamental, del elemento de número atómico Z= 18, e indica cuántos electrones tienen el número cuántico: I) n = 3; II) l = 0; III) l = 1 y m = -1.

2. JUN 01 - Los elementos A, B, C y D tienen los siguientes números atómicos: 11, 15, 16 y 25. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) Indique el ión más estable que puede formar cada uno de los elementos anteriores.

b) Escriba la estequiometria que presentarán los compuestos más estables que formen A con C, B con D y B con C.

3. SEP 07 - Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:

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a) Considere los siguientes elementos químicos: Ne, F, Na, Mg y O, ordene los elementos químicos por orden creciente de su primera energía de ionización.

b) Indique el ión más probable que formarían los elementos anteriormente citados.

c) Ordene las especies iónicas del apartado anterior por orden creciente de sus correspondientes radios iónicos.

DATOS: Números atómicos (Z): O (Z = 8); F (Z = 9); Ne (Z = 10); Na (Z = 11); Mg (Z = 12)

4. JUN 03 - Ordene razonablemente los elementos D, E y F cuyos números atómicos son 4, 6 y 9 respectivamente, por orden creciente de su radio atómico.

5. Indica el número de protones, neutrones y electrones que hay en un átomo neutro del isótopo 17 del oxígeno (Z = 8). ¿En qué especie se convertiría ese isótopo si se añadiese un neutrón a su núcleo? ¿Y si se eliminase un electrón de su corteza? ¿Y si se añadiese un protón más a su núcleo?

6. Escribe la configuración electrónica en el estado fundamental del escandio (Z = 21) y del bromo (Z = 35). Indica los valores de los números cuántico correspondientes a los electrones desapareados en cada uno de los átomos.

A U T O E V A L U A C I Ó N 3

1. Escribe los cuatro números cuánticos correspondientes a cada uno de los electrones 2p del átomo de carbono.

2. SEP 05 - La configuración electrónica de un elemento A es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5

Explique razonadamente. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas?

a) El Sb (Z = 51) tiene una energía de ionización menor que el átomo A.

b) El Sn (Z = 50) tiene un radio atómico mayor que el átomo A.

c) La energía de ionización del Cl (Z = 17) es mayor que la del átomo A

d) De la combinación del elemento A con el elemento Z = 35 se obtienen compuestos fundamentalmente iónicos.

e) El elemento A es más electronegativo que el elemento de Z = 17

3. SEP 05 -

a) Explique cuáles son las tendencias generales en las variaciones del tamaño atómico y de la primera energía de ionización en un periodo y en un grupo o familia de la tabla periódica.

b) Ordene los siguientes elementos según el volumen creciente de sus átomos, y justifique la respuesta: Si, Ne, F, Mg, S, K.

c) Ordene los siguientes elementos según el valor creciente de su primera energía de ionización, y justifique las posibles anomalías, si las hay: Al, Ne, P Mg, S, K.

Datos: números atómicos.- F: 9, Ne: 10, Mg: 12, Al: 13, Si: 14, S: 16, K: 19.

4. Un átomo X tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1. ¿Indica razonadamente cuál de las siguientes frases son correctas?

a) X se encuentra en su estado fundamental.

b) X pertenece al grupo de metales alcalinos.

c) X pertenece al 5º periodo del sistema periódico.

d) Sí el electrón pasara desde el orbital 5s al 6s, se emitiría energía luminosa que daría lugar a una línea en el espectro de emisión.

5. Considérense las dos configuraciones electrónicas siguientes de los átomos neutros A y B: A = 1s2

2s2 2p6 3s1 y B = 1s2 2s2 2p6 6s1. Indica cual de las siguientes afirmaciones son verdaderas y cuales falsas, y por qué:

a) A y B representan dos elementos distintos,

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b) se necesita energía para pasar de A a B,

c) A representa un átomo de sodio,

d) se requiere menos energía para arrancar un electrón de A que de B.

6. Un átomo determinado se representa por 19X39. Indica: a) número atómico; b) número másico; c) número de electrones; d) número de protones; e) masa atómica aproximada; f) configuración electrónica; g) ¿es metal o no metal? h) período y grupo a los que pertenece; i) tipo de ión que formará.

A U T O E V A L U A C I Ó N 4

1. JUN 06 - Responda justificando la respuesta a las siguientes cuestiones:

a) Si la configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento es 4s23d104p3, indique a qué periodo y a qué familia pertenece dicho elemento. ¿Qué estado de oxidación negativo puede tener?

b) ¿Cuál o cuáles de las siguientes combinaciones son conjuntos válidos de números cuánticos, para un electrón de un átomo de carbono en su estado fundamental? Razone la respuesta e indique por qué no son validas el resto de combinaciones.

n l ml ms____ b.1 1 0 1 ½ b.2 2 0 0 -½ b.3 2 2 -1 -½ b.4 3 1 -1 ½

2. SEP 04 - Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que puedan representar elementos con propiedades químicas similares:

1s2 2s2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 1s2 2s1

3. SEP 03 - Los elementos A, B, C y D tienen números atómicos 10, 15, 17 y 20.

a) Escribe la configuración electrónica de A, C- y D2+ e indica el grupo al que pertenece cada uno de estos elementos.

b) De los cuatro elementos (neutros) indica, razonando la respuesta, cuál tiene mayor energía de ionización y cuál mayor radio atómico.

4. Escribe la configuración electrónica de los elementos con número atómico: 38, 11, 14, 35 y 54 y contesta a las siguientes cuestiones:

a) ¿A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento?

b) ¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes?

c) ¿Cuáles son metales y cuáles son no metales?

d) ¿Qué elemento es el más electropositivo y cuál el más electronegativo?

5. Las tres especies H, He+ y Li2+, poseen un solo electrón. Señalar cuál de ellos poseerá mayor radio y mayor energía de ionización.

6. JUN 07 - Sean dos elementos A y B cuyos números atómicos son. Z(A) = 28; Z(B) = 35. Conteste a las siguientes cuestiones:

a) Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de ambos elementos

b) ¿Qué elemento espera que tenga un valor de su primera energía de ionización más elevado? Razone la respuesta

c) ¿Qué elemento tiene los átomos más pequeños? Razone la respuesta.

d) En caso de que los elementos A y B se pudieran combinar para formar un compuesto estable y neutro, ¿Cuál es la fórmula que cree más probable para este compuesto?

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[03] El Enlace Químico

11.. EEnnllaaccee qquuíímmiiccoo.. IInnttrroodduucccciióónn

Los únicos elementos del sistema periódico que no tienden a combinarse con otros elementos, ni con ellos mismos, son los gases nobles; El resto de elementos tiende a combinarse mediante fuerzas electrostáticas para formar moléculas o estructuras cristalinas.

Se denomina enlace químico a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, iones o moléculas en estado sólido, líquido o gaseoso.

Estas fuerzas son siempre de naturaleza eléctrica y se establecen con el fin de alcanzar un estado de mínima de energía del sistema. Cuanto menor sea la energía del sistema mayor será su estabilidad.

En el enlace químico juega un papel decisivo la configuración electrónica del nivel más externo de los átomos, llamado también nivel de valencia. De esta configuración depende, además, el tipo de enlace que forman.

11..11.. RReeggllaa ddeell oocctteettoo.. Los átomos de los diferentes elementos se unen con el fin de ser más estables, lo que, en Química, significa alcanzar la configuración electrónica en su capa de valencia de los gases nobles (con 8 electrones, excepto el helio que tiene 2).

En general, cuando se unen dos elementos tienden a alcanzar ambos la estructura de gas noble, bien por captación o cesión de electrones (enlace iónico) o bien compartiendo uno o varios pares de electrones (enlace covalente).

Clasificación del enlace químico.

INTERATÓMICO

Enlace iónico Caracterizado por la fuerza atractiva entre iones de signo opuesto

Enlace covalente Supone una compartición de electrones entre los átomos enlazados

Enlace metálico Propio de los metales y aleaciones y caracterizado por la gran movilidad que poseen algunos electrones

INTERMOLECULAR Fuerzas de Van der Waals Sirve de unión entre moléculas que presentan asimetría eléctrica

Enlaces por puentes de Hidrógeno

Sirve de unión entre moléculas que contienen hidrógeno y átomos de pequeño tamaño y elevada electronegatividad

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22.. EEnnllaaccee iióónniiccoo..

Se denomina enlace iónico a la fuerza de atracción electrostática que mantiene unidos a iones de carga opuesta. Estos iones se forman por transferencia de electrones entre átomos de elementos de muy distinta electronegatividad.

Ahora bien, no existe un enlace iónico puro 100%. Lo que quiere decir, que no hay una transferencia total de electrones, habiendo siempre una compartición más o menos grande de los electrones.

No obstante, se considera como enlace iónico puro al formado por los halógenos y el oxígeno con los metales alcalinos y alcalino-térreos; elementos entre los que hay una elevada diferencia de electronegatividad, y como enlace predominantemente iónico al formado por los metales alcalinos y alcalino-térreos con cualquier otro elemento del grupo de los anfígenos, diferente al oxígeno; así como los óxidos, sulfuros y haluros de los metales de transición. Los oxoaniones voluminosos: ClO3

, CO3

2, SO4

2, etc, forman sales iónicas con numerosos cationes metálicos y con el ion amonio,NH4

+, como el Na+NO3, NH4

+Cl, …

Cuando un elemento metálico (electropositivo) como el sodio, se encuentra en las proximidades de uno no metálico (electronegativo) como el Cl, se transforma en catión (ion de carga positiva, Na+) entregando su electrón de valencia al cloro, que se convierte en anión (ion de carga negativa, Cl-). Este intercambio de electrones se refleja en la diferencia de tamaño entre los átomos antes y después del enlace. Los cationes y aniones se organizan formando una red cristalina, de modo que las fuerzas atractivas entre los iones de carga opuesta sean máximas y las repulsiones, entre iones de la misma carga sean mínimas.

22..11.. CCrriissttaalleess iióónniiccooss.. Los compuestos iónicos se encuentran en la naturaleza en estado sólido en forma de cristales, en donde cada ion se rodea del máximo número posible de iones de signo contrario (índice de coordinación), estableciéndose entre ellos elevadas fuerzas de atracción electrostática (no direccionales) que suponen un desprendimiento de energía y la estabilidad del sistema.

Índice de coordinación es el número de iones de un signo que rodea a un ion de signo opuesto.

La geometría de la red vienen determinada por dos factores: el tamaño de los iones y la neutralidad global del cristal. Vamos a ver dos ejemplos:

Red cúbica centrada en las caras. Por ejemplo, la red del

NaCl. Alrededor del ion Cl- hay espacio para 12 iones Na+, pero alrededor del ion Na+ solo pueden situarse 6 iones Cl-. Como la red debe ser neutra, el número de iones Na+ y Cl- ha de ser el mismo. Así, se formara una estructura cuya fórmula debiera ser Na6Cl6 y que por simplicidad se escribe NaCl (estequiometria 1:1, el número de iones positivos es idéntico al de iones negativos). El índice de coordinación de cada ion es 6.

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47

Red cúbica centrada en el cuerpo. Por ejemplo, la red del cloruro de cesio, donde el ion Cs+ al ser más grande que el ion Na+ puede rodearse de 8 iones Cl-, así que, su índice de coordinación es de 8.

Los compuestos iónicos no están constituidos por moléculas, sino por iones dispuestos ordenadamente; en realidad cada cristal aislado puede considerarse como una macromolécula. La fórmula no nos indica la cantidad de átomos sino la proporción de iones que forman la red.

Na+Cl- ; Zn2+S2- el número de iones negativos es el mismo que de iones positivos.

Be2+Cl2 ; Mg2+F2

el número de iones negativos es el doble que de iones positivos.

22..22.. EEnneerrggííaa ddee rreedd.. CCiicclloo ddee BBoorrnn--HHaabbeerr..

La energía red (HU) es la energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico en sus iones en estado gaseoso.

No es posible medir la energía de red directamente, pero sí se puede calcular de forma indirecta (aplicando la Ley de Hess) mediante el ciclo de Born-haber.

Hformación = Hsublimación + 21 Hdisociación + HEI + HAE + H5

La energía de red depende principalmente de tres factores:

Las cargas de los iones (z1 y z2)

El radio de los iones (r+ + r–).

La estructura del cristal

La energía reticular tiene la misma magnitud

pero signo contrario

HU= -H5

La carga es el factor fundamental, en caso de que coincida la carga nos fijaremos en el tamaño (radio).

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Energía reticular

Cargas z1 · z2 HU

Radio r

22..33.. PPrrooppiieeddaaddeess ddee llooss ccoommppuueessttooss iióónniiccooss.. Dureza (dificultad de un cuerpo a ser rayado). La dureza de las sustancias iónicas es

bastante grande, ya que para rayarlas hay que romper un cierto número de enlaces que, como hemos visto, son fuertes.

Puntos de fusión y ebullición. Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos a temperatura ambiente, con puntos de fusión elevados, ya que se necesita cantidades considerables de energía térmica para vencer las intensas fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones del cristal.

Conductividad eléctrica. Los compuestos iónicos en estado sólido no son conductores de la corriente eléctrica ya que la conductividad eléctrica es un fenómeno asociado a la movilidad iónica y en las redes cristalinas los iones están fijos. Sin embargo, los compuestos iónicos fundidos o disueltos son excelentes conductores al poder desplazarse los iones con libertad.

Solubilidad. Los compuestos iónicos se disuelven en disolventes polares como el agua, ya que las moléculas del disolvente polar rodean a los iones de la red produciendo interacciones de tipo electroestático lo suficientemente fuertes como para separarlos del cristal produciendo su desmoronamiento y, por tanto, su disolución.

Fragilidad. Los cristales iónicos son frágiles, es decir, se rompen cuando se ejerce sobre ellos una fuerza moderada. Cuando se golpea un cristal, se produce un desplazamiento de una capa de iones sobre otra, con lo que los iones del mismo signo se aproximan originando fuerzas de repulsión electrostáticas que originan la rotura del cristal.

22..44.. VVaarriiaacciióónn ddee aallgguunnaass ddee llaass pprrooppiieeddaaddeess:: La energía reticular sirve para estudiar la variación de algunas de las propiedades de los cristales iónicos, ya que, cuanto mayor sea la HU, más fuertemente están unidos los iones, mayor es la estabilidad del cristal y más energía hay que comunicarles para separarlos.

polaridad

del disolvente

atracción

entre iones Solubilidad

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HU = fuerza de atracción entre los iones = Estabilidad.

Energía reticular Propiedades

Cargas z1 · z2 HU

Puntos de fusión y ebullición y dureza.

solubilidad Radio r

E j e r c i c i o s

1. Indicar cuál es el número de coordinación del ión sodio en el cloruro sódico. ¿Qué estructura presenta el cloruro de sodio?

2. Ordena de menor a mayor energía reticular la serie LiF, NaF, KF, RbF y CsF.

Solución___________________________________________________________

La energía reticular es directamente proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional a tamaño de los mismos.

las cargas de los iones son, respectivamente, +1 y -1, por tanto, al tener la misma carga nos fijaremos en el tamaño de los iones:

El ion positivo es el responsable de la diferencia de tamaño, ya que el ion negativo es el flúor en todos los casos.

A menor tamaño, mayor energía de red.

Energía reticular: CsF < RbF < KF < NaF < LiF

3. Ordena de menor a mayor energía reticular la serie MgCl2, Na2O, MgO y NaCl.

4. Indica de forma razonada, cuál de los siguientes compuestos será más soluble en agua: CaO, CsI.

Solución___________________________________________________________

La energía reticular es directamente proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional a tamaño de los mismos.

Cuanto mayor es la energía reticular, es más difícil disolver un compuesto ionico en agua

El yoduro de cesio, Cs+1 I-1, al tener menor carga iónica y mayor radio iónico, que el oxido de calcio, Ca2+ O2-, mostrará menos fuerzas entre sus iones, es decir menor energía

reticular y, por tanto, mayor solubilidad en agua.

5. Ordenar razonadamente las siguientes sales por orden creciente de sus puntos de fusión: KI, LiF, NaCl.

6. Los siguientes compuestos iónicos cristalizan en el mismo tipo de red; sin embargo, sus solubilidades son diferentes. ¿Por qué?

Compuesto MgO LiF NaCl

Solubilidad (g/L) 0,0062 2,7 357

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33.. EEnnllaaccee ccoovvaalleennttee..

El enlace covalente se produce al unirse elementos no metálicos entre sí o con el hidrógeno, es decir, entre átomos de electronegatividades semejantes y altas, que como sabes están situados a la derecha del Sistema Periódico.

Este enlace se debe esencialmente a la compartición de electrones entre los distintos átomos.

Las fuerzas en el enlace covalente son también de naturaleza eléctrica, produciéndose entre los electrones compartidos y los núcleos de los átomos enlazados. A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional, así como más fuerte.

Para representar las moléculas utilizamos las estructuras de Lewis. En este tipo de representación cada átomo se indica con su símbolo rodeado de unos puntos o aspas que representan los electrones del último nivel o con rayas que representan pares de electrones.

33..11.. RReeggllaass ppaarraa llaa rreepprreesseennttaacciióónn ddee llaass eessttrruuccttuurraass ddee LLeewwiiss.. 1. Determina los electrones disponibles en la capa externa de cada uno de los átomos de

la molécula.

2. Calcula el número total de electrones que caben en la capa de valencia de todos los átomos de la molécula.

3. Calculamos el número de electrones compartidos restando la capacidad total de electrones menos los disponibles.

4. Averiguamos el número de enlaces dividiendo el resultado anterior entre dos.

5. Colocamos los átomos de la molécula de la forma más simétrica posible. El átomo central es el de menos electrones de valencia. En el caso de que haya varios átomos con el mismo número de electrones de valencia, se toma como átomo central el de mayor tamaño, o sea el de mayor Z.

6. Distribuimos los enlaces uniendo los átomos y completamos el octeto de todos los átomos con pares de electrones no compartidos.

Vamos a representar la estructura de Lewis para el cianuro de hidrógeno, HCN.

1. Electrones disponibles en la capa de valencia = 1 + 4 + 5 = 10.

2. Electrones que caben en la capa de valencia = 2 + 8 + 8 = 18.

3. Electrones compartidos = 18 – 10 = 8.

4. Número de enlaces = 428

5. El átomo central será el C, por tener menos electrones de valencia que el N. El hidrógeno nunca es el átomo central H C N

6. Distribuimos los enlaces uniendo los átomos ( H – C N ) , y completamos el octeto de todos los átomos con pares de electrones no compartidos H – C N

En algunas moléculas puede darse la situación de que los dos electrones con que se forma el enlace sean aportados por el mismo átomo; en este caso se denomina enlace covalente coordinado o dativo, en este caso el enlace no se representa con una raya, sino con una flecha que sale del átomo dador. Ejemplo H2SO3.

1. Electrones disponibles en la capa de valencia = 2 · 1 + 1 · 6 + 3 · 6 = 26.

2. Electrones que caben en la capa de valencia = 4 + 8 + 24 = 36.

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3. Electrones compartidos = 36 – 26 = 10.

4. Número de enlaces = 10/2 = 5

5. Átomo central: S.

33..22.. LLiimmiittaacciioonneess ddee llaa rreeggllaa ddeell oocctteettoo.. Hemos visto cómo los átomos en los compuestos covalentes comparten electrones hasta adquirir ocho en su capa de valencia; sin embargo la regla del octeto sólo se cumple estrictamente en los elementos del segundo periodo: carbono (excepto en el CO), nitrógeno (excepto en el NO, NO2), oxígeno y flúor. El resto de los elementos del SP pueden no cumplirla. Las causas pueden ser:

Elementos como el hidrógeno que completa su capa de valencia con tan sólo dos electrones.

Elementos que habitualmente tienen menos de ocho electrones en su capa de valencia, como el berilio y algunos elementos del grupo 13. Ejemplos: BeCl2, BF3.

Compuestos en los que el átomo central tiene más de ocho electrones en su capa de

valencia. Este comportamiento es usual en los átomos de los elementos del tercer periodo y siguientes.

Ejemplo: PCl5 (el fósforo tiene 10 electrones en su capa de valencia), SF6 (El azufre tiene 12 electrones en su capa de valencia)

Moléculas con número impar de electrones de valencia. Ejemplo: NO, NO2.

E j e r c i c i o s

7. Escribir las estructuras de Lewis e indicar el número de pares de electrones en la capa de valencia del átomo central en las siguientes moléculas: a) SiH4 b) NCl3 c) CHCl3 d) CO2.

8. De los siguientes compuestos: NCl5 y PCl5, uno de ellos no existe. ¿Cuál es y por qué?

E j e r c i c i o s

9. Escribir las estructuras de Lewis e indicar el número de pares de electrones en la capa de valencia del átomo central en las siguientes moléculas: a) SiH4 b) NCl3 c) CHCl3 d) CO2.

10. Representar el ión OH– mediante un diagrama de puntos. Hacer un recuento de electrones para comprobar que tiene una carga negativa.

11. Escriba las estructuras electrónicas de Lewis de las siguientes especies: F–, NH4+, etano,

eteno, etino, ácido cianhídrico (HCN) y metanal (HCHO)

12. Dibuja las estructuras de Lewis de las siguientes especies: ión óxido, bromuro de hidrógeno, anión sulfato.

13. Justificar, en base a la configuración electrónica del átomo central, la existencia de estas moléculas: CO2, PF3, SO3.

14. De los siguientes compuestos: NCl5 y PCl5, uno de ellos no existe. ¿Cuál es y por qué?

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33..33.. PPaarráámmeettrrooss mmoolleeccuullaarreess

EEnneerrggííaa ddee eennllaaccee

Es la energía que se desprende cuando se forma un enlace entre dos átomos en estado gaseoso y fundamental.

LLoonnggiittuudd ddee eennllaaccee

Es la distancia que hay entre los núcleos de los dos átomos enlazados.

N N N = N N - N

Energía de enlace (kJ/mol) 939,7 417,2 158,8

Longitud de enlace (Å) 1,10 1,21 1,41

En los enlaces múltiples disminuye la longitud de enlace y aumenta la energía de enlace.

33..44.. PPoollaarriiddaadd ddee llooss eennllaacceess Enlace covalente apolar: los átomos que comparten los electrones son del mismo elemento, es decir tienen la misma electronegatividad y por tanto la densidad electrónica se distribuye simétricamente entre los dos núcleos.

Enlace covalente polar: los átomos que comparten los electrones son elementos de diferente electronegatividad, lo que traduce en una distribución asimétrica de la densidad electrónica entre los dos núcleos. El átomo más electronegativo atrae con más intensidad el par de electrones compartidos, como consecuencia sobre este átomo hay una carga parcial negativa (-) y sobre el átomo menos electronegativo una carga parcial positiva (+).

33..55.. TTeeoorrííaa ddeell eennllaaccee ddee vvaalleenncciiaa El enlace covalente se forma por solapamiento o superposición de orbitales atómicos, y emparejamiento de spines electrónicos de electrones situados en orbitales atómicos semiocupados.

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La covalencia de un átomo es el número de enlaces covalentes que puede formar y coincide con el número de orbitales semiocupados que posee dicho átomo.

Al producirse el solapamiento tiene lugar un aumento de la densidad de carga negativa entre los dos núcleos, con lo que disminuye la fuerza de repulsión entre los átomos (disminuye la energía potencial). A mayor solapamiento de los orbitales, menor energía potencial y por tanto el enlace es más fuerte.

Enlace (sigma): Se forma por solapamiento frontal, es decir, entre dos orbitales que tengan el mismo eje (entre dos s, entre dos p o entre uno s y otro p)

Enlace (pi): Se forma por solapamiento lateral, es decir sobre ejes paralelos de los orbitales p.

El enlace es más fuerte que el puesto que su superposición es mayor.

33..66.. HHiibbrriiddaacciióónn ddee llooss oorrbbiittaalleess aattóómmiiccooss La teoría de hibridación de los orbitales atómicos fue propuesta como una modificación de la teoría de enlace de valencia ya que el estudio experimental de los parámetros moleculares da resultados que a veces no coinciden con la predicción de la teoría de enlace de valencia.

La hibridación de orbitales consiste en la combinación de un número determinado de orbitales atómicos para formar el mismo número de orbitales híbridos. Estos nuevos orbitales son diferentes a los de partida pero iguales entre ellos.

Todos los orbitales híbridos tienen la misma energía (aproximadamente el promedio de la energía de los orbitales que se combinan) y forma (dos lóbulos de diferente tamaño)

HHiibbrriiddaacciióónn sspp33

La hibridación sp3 se produce cuando un orbital s y tres p se combinan dando lugar a cuatro orbitales de igual energía, llamados orbitales híbridos sp3, que se orientan hacia los vértices de un tetraedro formando ángulos de 109,5º.

En el caso de la molécula de metano, CH4, encontramos cuatro enlaces C-H idénticos, pero para poder formar cuatro enlaces covalentes es necesario que el átomo de carbono disponga de cuatro orbitales semiocupados; sin embargo, debido a su configuración electrónica (1s2 2s2 2p2) sólo dispone de dos.

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El átomo de carbono adquiere la capacidad de formar cuatro enlaces covalentes mediante la promoción de un electrón del orbital 2s al orbital 2p vacío.

Los cuatro orbitales semiocupados se combinan para generar cuatro orbitales atómicos sp3.

Cada enlace C-H se produce por el solapamiento entre un orbital sp3 del átomo de carbono con el orbital 1s del hidrógeno.

HHiibbrriiddaacciióónn sspp22

Cuando se combinan un orbital s con dos orbitales p se forman tres orbitales híbridos, llamados orbitales híbridos sp2, que se orientan en un plano formando ángulos de 120º entre sí.

HHiibbrriiddaacciióónn sspp

Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital atómico s con un orbital atómico p. Los dos orbitales híbridos sp son idénticos y forman entre sí un ángulo de 180º.

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33..77.. GGeeoommeettrrííaa ddee llaass mmoollééccuullaass:: MMooddeelloo ddee rreeppuullssiióónn eennttrree ppaarreess ddee eelleeccttrroonneess ddee llaa ccaappaa ddee vvaalleenncciiaa..

La geometría de las moléculas diatómicas como Cl2 o HCl debe ser lineal

Cl2 HCl

El modelo de repulsión entre los pares de electrones de la capa de valencia, nos permite determinar la geometría de las moléculas de tres o más átomos.

Los pares de electrones (enlazantes y no-enlazantes) de la capa de valencia se distribuyen en torno al átomo central de manera que sus repulsiones sean mínimas.

Según este modelo la forma de una molécula o ion, viene impuesta por el número de pares de electrones que rodean al átomo central.

DISTRIBUCIÓN DE LOS PARES e-

PARES ENLAZANTES

PARES NO ENLAZANTES

GEOMETRÍA DE LA MOLÉCULA

EJEMPLO

LINEAL

2 0 LINEAL

BeCl2

TRIANGULAR PLANA

3 0 TRIANGULAR

PLANA

BF3

2 1

ANGULAR

SnCl2

TETRAÉDRICA

4 0

TETRAÉDRICA

CCl4

3 1 PIRÁMIDE TRIGONAL

NH3

2 2

ANGULAR

H2O

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En las moléculas que hay pares no-enlazantes, la geometría de la molécula no coincide con la distribución de los pares de electrones alrededor del átomo central, debido a la mayor repulsión que ejercen los pares de electrones no-enlazantes. En consecuencia, los ángulos de enlace se cierran ligeramente.

Este efecto es mucho más acusado en la molécula de H2O que en la molécula de NH3, ya que en el primer caso el átomo central tiene dos pares de electrones no-enlazantes, mientras que el segundo sólo dispone de uno

33..88.. PPoollaarriiddaadd ddee llaa mmoollééccuullaa.. Los conceptos de polaridad de enlace y polaridad molecular son diferentes, ya que hay moléculas que, en conjunto, son apolares, pero contienen enlaces polares.

El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces.

Las moléculas covalentes polares son aquellas que por su falta de simetría molecular tienen un momento dipolar no nulo.

Las moléculas asimétricas son polares 0 . Ejemplos: H2O, NH3, HCl.

Las moléculas simétricas son apolares 0 . Ejemplos: BeH2, CH4, BH3.

E j e r c i c i o s

15. Indicar si las siguientes moléculas tendrán o no enlaces múltiples: HCN, CS2, CO2 y BH3. ¿Cuál es su geometría?

16. Indicar el número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes en el entorno del átomo central de las siguientes especies: PBr3, BCl3. Indica la geometría de las moléculas.

17. Justifique la geometría molecular de las siguientes especies: AsCl3, H3O+, BF3.

18. Representa la estructura de Lewis para las siguientes moléculas: CF4, PCl3, Br2. ¿Qué geometría asignaríais a dichas moléculas?

19. Indica la geometría de las moléculas: BeH2, BCl3 y CBr4.

20. Explica la forma geométrica de la molécula de H2O y justifica por qué el ángulo de enlace es menor de 109º.

21. Determine el estado de hibridación del átomo central en cada una de las siguientes moléculas: a) HgCl2 b) AlI3 c) PF3

22. Representar según Lewis la estructura del ión nitrato indicando también su geometría.

23. Explica el hecho de que siendo el fósforo y silicio elementos próximos en la tabla periódica la molécula PF3 sea polar mientras que SiF4 no lo sea.

24. Escriba la configuración de Lewis de la molécula de metano, e indique geometría, ángulos de enlace y si la molécula es polar.

25. Dadas las siguientes moléculas: cloruro de hidrógeno, diclorometano, tetracloruro de carbono, trifluoruro de boro, acetileno y amoniaco; a) Justifica su geometría molecular. b) Indica que moléculas presentan momento dipolar.

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44.. CCoommppuueessttooss ccoonn eennllaacceess ccoovvaalleenntteess La formación de enlaces covalentes entre átomos puede dar lugar a dos tipos de sustancias que tienen estructuras y propiedades diferentes:

Sustancias moleculares

Sólidos covalentes

55.. SSuussttaanncciiaass mmoolleeccuullaarreess Las sustancias moleculares están formadas por moléculas individuales, unidas entre sí por fuerzas intermoleculares.

55..11.. EEnnllaacceess iinntteerrmmoolleeccuullaarreess.. Los enlaces intermoleculares mantienen unidas las moléculas de las sustancias moleculares y son de naturaleza dipolar. Estas fuerzas determinan, a una temperatura determinada, si una sustancia molecular es un gas, un líquido o un sólido. Son fuerzas mucho más débiles que los enlaces entre los átomos.

Dentro de ellas las más características son las fuerzas de Van der Waals y el enlace de hidrógeno

FFuueerrzzaass ddee VVaann ddeerr WWaaaallss ((ddiippoolloo--ddiippoolloo))..

Estas fuerzas pueden ser de dos tipos:

- Fuerzas de Van der Waals entre dipolos permanentes. Se producen entre moléculas covalentes polares, al poseer un momento dipolar permanente. Una molécula polar, por constituir un dipolo eléctrico, atrae por su extremo positivo, el extremo negativo de la molécula contigua. Su intensidad aumenta con la diferencia de electronegatividad.

26. Dados los compuestos siguientes: OF2 ; BF3 ; NF3 dibuja sus diagramas de Lewis, pronostica su tipo de enlace, la polaridad de los mismos y su geometría.

27. Dibujar la estructura de Lewis y describir la forma geométrica de las siguientes moléculas: H2, NH3, HCHO (metanal) y CF2Cl2. ¿Serán moléculas polares?

28. Ordenar los siguientes enlaces según su polaridad creciente, e indicar si alguno de ellos es iónico: a) Be–Cl, b) C–I, c) Ba–F, d) Al–Br, e) S–O, f) C–O. Teniendo en cuenta las electronegatividades:

Elemento Be C O F Al S Cl Br I Ba E.N. 1,5 2,5 3,5 4,0 1,5 2,5 3,0 2,8 2,5 0,9

29. Deducir la geometría y la polaridad de las siguientes moléculas: HCN, CH3Cl, CCl4, BeI2, AsCl3 y SiH4.

30. Ordenar según la polaridad creciente los enlaces de las siguientes moléculas: a) HI, HF, HBr, HCl b) CH4, BH3, H2O, HF.

31. Explique cuál sería el orden de mayor a menor polaridad de los enlaces N–N, N–F y N–O.

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- Fuerzas de Van der Waals entre dipolo instantáneo y dipolo inducido, (fuerzas de London o de dispersión). Una molécula apolar se convierte en un dipolo instantáneo, debido al movimiento desordenado de sus electrones, en un instante dado, la mayor parte de ellos pueden estar en un extremo de la molécula provocando la formación de dipolos en las moléculas vecinas (dipolo inducido). Entre ambos dipolos se establecen fuerzas de atracción eléctrica.

Las fuerzas de London son todavía más débiles que las fuerzas entre dipolos permanentes. Su intensidad aumenta con el tamaño de los átomos.

EEnnllaacceess ddee hhiiddrróóggeennoo..

Es el enlace debido a la fuerza de atracción eléctrica entre la carga positiva de un átomo de hidrógeno, unido a un átomo de pequeño tamaño de un elemento muy electronegativo y, un par de electrones no enlazantes de este átomo.

Así el átomo de hidrógeno queda unido simultáneamente a dos átomos muy electronegativos: con uno, mediante un enlace covalente polar y con otro mediante un enlace de hidrógeno.

Las condiciones para que haya formación del enlace de hidrógeno son:

Un átomo de hidrógeno unido a F, O o N, elementos estos muy electronegativos y de pequeño tamaño, de modo que dicho hidrógeno posea una carga parcial positiva, +.

Y un par de electrones no enlazantes, en el átomo del elemento muy electronegativo indicado en el apartado anterior.

F2 Cl2 Br2 I2

Masa molecular (u) 38 71 160 254

P. fusión (ºC) -220 -101 -7 114

P. ebullición (ºC) -188 -34 59 184

Las fuerzas de estos enlaces son mucho más intensas que las

fuerzas de Van der Waals, lo que se traduce en una elevación de los puntos de fusión y de ebullición en las sustancias, con respecto a los que deberían tener por su masa molar al ser moléculas polares.

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55..22.. PPrrooppiieeddaaddeess ddee llaass ssuussttaanncciiaass mmoolleeccuullaarreess.. Las sustancias moleculares están formadas por moléculas. La unión entre los átomos que constituyen una molécula es muy fuerte. En cambio, las fuerzas de atracción entre las moléculas son débiles.

Tipo de enlace

Covalente Hidrógeno Dipolo-dipolo London

Intensidad

Fuerte Se requieren más de

100 kJ/mol para romper un enlace

covalente

débil En el H2O se

requieren 46,7 kJ/mol

Muy débil En el H2S se

necesitan 21,10 kJ/mol

Muy débil En el SiH4 se

precisan 12,76 kJ/mol

Conductividad eléctrica: Los electrones solo tienen movilidad entorno al enlace, pero carecen de ella entre las moléculas. Como consecuencia los sólidos moleculares son malos conductores de la electricidad.

Solubilidad: las moléculas apolares son solubles en disolventes apolares, como el CCl4 e insolubles o muy poco solubles en disolventes polares, al contrario que las moléculas polares se disuelven en disolventes polares como el agua,

Puntos de fusión y ebullición: son relativamente bajos (Las sustancias polares tienen puntos de fusión y ebullición más elevados que los apolares) y aumentan con la masa de la molécula, así las moléculas de baja masa molecular presentan puntos de fusión y ebullición muy bajos y son gases a temperatura ordinaria como el F2, Cl2, O2, H2, N2. El Br2, de masa molar más elevada es un líquido muy volátil y el I2, es sólido. Las sustancias con enlaces de hidrógeno tienen puntos de fusión y ebullición anormalmente elevados.

55..33.. SSóólliiddooss ccoovvaalleenntteess Hasta aquí hemos visto moléculas resultantes de la unión de unos pocos átomos. Además de las sustancias moleculares, existen también sustancias constituidas por átomos neutros unidos entre si mediante enlaces covalentes, son las sustancias covalentes sólidas.

Así, por ejemplo, el diamante está constituido por multitud de átomos de carbono unidos por enlaces covalentes. Cada átomo de carbono ocupa el centro de un tetraedro regular, y está unido a otros cuatro átomos de carbono situados uno en cada vértice; cada átomo de carbono de esos vértices coincide, a su vez, con el centro de otro tetraedro y está unido a cuatro átomos de C y así sucesivamente en todas las direcciones del espacio. Todo el cristal puede considerarse como una molécula gigante.

Debido a que todos los enlaces C–C son muy fuertes, el diamante se caracteriza por su gran dureza, su elevadísimo punto de fusión y su insolubilidad en cualquier disolvente. Es muy mal conductor de la electricidad.

El carbono existe en dos formas cristalinas distintas:

el diamante y el grafito.

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La estructura del grafito está formada por capas de átomos de C. En cada capa los átomos presentes en los vértices de la red están unidos por enlaces covalentes solo a otros tres contiguos formando grupos hexagonales. Las capas se mantienen unidas por fuerzas de Van der Waals.

El grafito es conductor debido a los electrones deslocalizados que posee, que se mueven entre las capas. Es menos denso que el diamante debido a la distancia entre sus capas, que es más del doble de la distancia C–C que se presenta en el diamante. Es untuoso al tacto y menos duro que el diamante.

También forman sólidos covalentes de propiedades semejantes a las del diamante el carburo de silicio (SiC), el nitruro de boro (BN), el nitruro de aluminio (AlN) y el dióxido de silicio (SiO2, sílice).

66.. EEnnllaaccee mmeettáálliiccoo..

El enlace metálico se produce entre átomos de análoga y baja electronegatividad (metal–metal). Es la atracción entre los iones positivos del metal y los electrones de valencia que se mueven libremente.

Los metales por tener pocos electrones de valencia no pueden adquirir la estructura electrónica de gas noble, por transferencia de electrones (enlace iónico) ni por compartición de electrones (enlace covalente), así que los electrones son compartidos por muchos átomos al mismo tiempo; es decir, están deslocalizados sobre muchos átomos. De este modo, la imagen visual de un cristal metálico podría ser un gran número de núcleos metálicos inmersos en una «nube electrónica».

66..11.. MMooddeelloo ddee bbaannddaass Cuando varios átomos metálicos se aproximan, los orbitales atómicos de igual energía interaccionan entre sí, dando lugar al mismo número de orbitales moleculares que de orbitales atómicos había. Estos orbitales moleculares muy próximos en energía se agrupan en bandas.

Banda de valencia. Donde se encuentran los electrones que permanecen ligados a cada átomo.

E j e r c i c i o s

32. Explica el hecho de que el H2O, HF y NH3 tengan puntos de ebullición superiores que el resto de los compuestos de hidrógeno con los elementos de la misma familia.

33. Indica en cada caso la sustancia que tiene un punto de ebullición más elevado. A) N2 u O2 B) CH4 o CH3Cl C) Br2 o Cl2 D) HF o HCl

34. Para llevar a cabo algunos de los siguientes procesos es necesario romper enlaces covalentes, mientras que en otros es preciso vencer fuerzas intermoleculares. Indica el tipo de fuerzas que hay que superar en cada caso. A) Hervir agua, B) disolver I2 en etanol, C) Sublimar hielo seco, CO2 (s), D) Descomponer N2O4 en NO2, E) fundir sílice, SiO2, F) Quemar metano, CH4.

35. Seguidamente se dan los siguientes puntos de ebullición que corresponden a los gases nobles: Ne, Ar y Kr: -152,3 ºC, -246,048 ºC y -185,7 ºC. Diga a qué gas noble corresponde cada punto de ebullición, explicando su respuesta.

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61

Banda de conducción. Donde se encuentran los electrones que se pueden mover por todo el metal, es decir, los electrones que pertenecen a la «nube electrónica»

66..22.. PPrrooppiieeddaaddeess ddee llooss ssóólliiddooss mmeettáálliiccooss.. Buenos conductores de la electricidad, debido a la movilidad de los electrones

externos.

Conductores: Se pueden dar dos situaciones: o bien la banda de valencia está semillena (a) de electrones por lo que pueden moverse libremente por esta banda, o bien la banda de valencia llena pero se solapa energéticamente con la banda de conducción vacía (b). En ambos casos, los electrones tienen espacio para moverse libremente.

Semiconductores: Las bandas no se superponen, pero la E entre ellas es pequeña (c), y así el salto de electrones, será posible con un pequeño aporte de energía.

Aislantes: La diferencia de energía entre la banda de valencia y la de conducción es tan grande, que impide el paso de electrones y por tanto, no existe movilidad de electrones (d).

Buenos conductores del calor, debido a la movilidad de los electrones externos que

transmiten la energía adquirida a los demás electrones móviles.

Tenacidad. A diferencia de los sólidos iónicos, al ejercer presión no se provoca enfrentamiento de cargas opuestas, ni, por tanto, repulsiones. La estructura es similar a la inicial y esto hace que se deformen, pero sin romperse.

Son dúctiles y maleables. Debido a que se pueden deformar sin romperse, podemos

estirarlos en forma de hilos (ductilidad) o moldearlos en forma de laminas (maleabilidad)

Puntos de fusión y ebullición variables, por ejemplo el galio funde a 29 ºC y el wolframio a 3380ºC. En general todos son sólidos a temperatura ambienta, excepto el mercurio.

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Brillo metálico característico. Los electrones captan y emiten fácilmente las radiaciones electromagnéticas. Así absorben casi todas las longitudes de la luz visible, que luego emiten, por lo que presentan un típico brillo plateado. Los metales coloreados, como el oro, no emiten todas las radiaciones absorbidas.

En general, la fuerza del enlace es inversamente proporcional al tamaño de los átomos (a mayor volumen de los cationes, menor atracción entre estos y la nube); por tanto, la fortaleza del enlace disminuirá al descender en un grupo.

CLASE DE SUSTANCIA

SUSTANCIA IÓNICA

SUSTANCIA MOLECULAR

SÓLIDO COVALENTE

SÓLIDO METÁLICO

PARTÍCULAS CONSTITUYENTES

Cationes y aniones Átomos moléculas Átomos

Cationes y electrones

deslocalizados

TIPO DE ENLACE Y FUERZA Enlace Iónico Covalente

Van der Waals y P.d.H.

Enlace Covalente Metálico

INTENSIDAD ENLACE FUERTE FUERTE DÉBILES MUY FUERTE VARIABLE ESTADOS DE

AGREGACIÓN A Tª AMBIENTE

Sólidos Gases, líquidos o sólidos Sólidos Sólidos en

general

PRO

PIED

AD

ES Puntos de

Fusión y Ebullición

Altos Bajos Muy altos Variable

Conductividad eléctrica

Solo fundidos o disueltos Malos conductores Muy malos

conductores Muy buenos conductores

Solubilidad en agua

Solubles en general Insolubles en general Insolubles Insolubles

EJEMPLOS NaCl , MgO , K2CO3 , etc.

H2 , O2 , Cl2 , H2O, CH4 , CCl4 , etc.

Diamante, cuarzo

(SiO2), etc.

Na, Fe, Cu, Ag, Pt, etc.

E j e r c i c i o s

36. Clasifica las siguientes sustancias según su enlace sea iónico o covalente: agua, cloruro sódico, acetileno, cloro, fluoruro de cesio, óxido de magnesio, óxido de calcio y cloruro cálcico.

37. Clasificar como covalente polar, apolar o iónico el enlace químico que se formará entre los siguientes pares de elementos, explicándolo. a) Li y O; b) Br y I; c) O y O; d) Rb y F.

38. Indicar el tipo de enlace, interatómico e intermolecular, de las siguientes sustancias: NaCl(s); C (diamante); H2 (s); H2 (g); NH3 (g).

39. Decir qué tipo de atracción o de enlace químico han de romperse para : a) fundir cloruro sódico, b) sublimar naftalina (naftaleno, C10H8), c) disolver bromo en agua, d) disolver bromo en tetracloruro de carbono, e) fundir oro, f) vaporizar agua, g) vaporizar C (diamante).

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63

A U T O E V A L U A C I Ó N 1

1. Dado los elementos A, B y C de números atómicos 9, 19 y 29, respectivamente, indica: a) sus configuraciones electrónicas. b) situación en la T.P. c) Tipo de enlace que formarían: A–A, B–B, C–C y A–B. d) ¿Será la sustancia A-B soluble en agua? ¿Por qué?

2. Sean X e Y elementos del sistema periódico, de configuraciones electrónicas: 1s2 2s2 2p6 3s2 y 1s2 2s2 2p5, respectivamente. a) ¿Cuál será la fórmula más probable del compuesto formado entre X e Y? b) ¿Qué tipo de enlace existirá entre X e Y? Razónelo.

3. SEP 01 - De las siguientes moléculas: H2O, CO2 y NH3. Responda razonadamente las siguientes cuestiones: a) Dibuja su estructura de Lewis. b) Describa su forma geométrica. c) ¿Serán moléculas polares?

4. JUN 07 - Dadas las moléculas: CS2, CHCl3, OCl2 y PH3, responda a las siguientes cuestiones.

a) Represente la estructura electrónica de Lewis de cada una de ellas.

b) Prediga su geometría molecular.

c) Señale en cada caso si la molécula tiene o no momento dipolar.

d) ¿Qué hibridación presenta el átomo central de las moléculas CHCl3 y PH3?

DATOS: números atómicos (Z):H (Z=1); C (Z=6); O (Z=8); P (Z=15); S (Z=16), Cl (Z=17)

5. JUN 01 - Los elementos A, B, C y D tienen los siguientes números atómicos: 11, 15, 16 y 25. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) Indique el ión más estable que puede formar cada uno de los elementos anteriores.

b) Escriba la estequiometría que presentarán los compuestos más estables que formen A con C, B con D y B con C.

6. Ordena y justifica las siguientes sustancias según sus puntos de fusión crecientes: a) NaCl, He, Br2, Fe. b) Cl2, CaCl2, CCl4.

7. Dadas las siguientes sustancias: litio, etano, fluoruro de sodio y sílice (dióxido de silicio), clasificarlas atendiendo al tipo de enlace que presenta: a) Según su dureza. b) La que mejor conduce en estado sólido. c) La que presenta las fuerzas intermoleculares más débiles. d) La más soluble en disolventes polares

A U T O E V A L U A C I Ó N 2

1. JUN 06 - Dadas las especies químicas: H3O+, NH3, NH2-, NH4

+, responda razonadamente:

a) Represente su estructura de Lewis.

b) Prediga su geometría molecular.

2. Escribir las estructuras de Lewis para el CH4 y el NH3. ¿Qué tipos de fuerzas intermoleculares mantienen unidas a las moléculas de ambos compuestos en estado sólido? ¿Cuál de las dos sustancias tendrá punto de fusión más elevado? ¿Por qué?

3. SEP 01 - Considere los elementos A, B y C cuyos números atómicos son 11, 15 y 17 respectivamente. Discuta razonadamente la fórmula molecular más probable, así como el tipo de enlace (covalente o iónico) que se formará entre las siguientes parejas de elementos: a) A y C b) B y C

4. Explica brevemente por qué el agua disuelve a los compuestos iónicos mientras que el CCl4 no lo hace.

5. Diga qué tipo de sólido (molecular, covalente, iónico o metálico) forma cada una de las siguientes sustancias, explicándolo: (i) agua, (ii) silicio, (iii) magnesio, (iv) sal común. Para cada uno de ellos, determine las siguientes propiedades físicas: a) punto de fusión (alto, medio, bajo); b) conductividad eléctrica (conductor, aislante).

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A U T O E V A L U A C I Ó N 3

1. SEP 06 -

a) Escriba estructura de Lewis de cada una de las siguientes moléculas y predice su geometría molecular: N2O , SiCl4 , OF2 , BCl3.

b) Indique, razonando la respuesta, si las moléculas N2O, SiCl4 , OF2 , y BCl3 son o no polares.

Datos: números atómicos.- B: 5, N: 7, O: 8, F: 9, Si: 14, S: 16, Cl: 17.

2. Dar una explicación a los siguientes hechos: a) El cloruro de sodio tiene un punto de fusión de 800 ºC, en cambio el cloro es un gas a temperatura ambiente. b) El diamante no conduce la corriente eléctrica, mientras que el níquel si lo hace, ¿y el grafito? c) El flúor es una sustancia molecular, mientras que el fluoruro de cesio es iónico.

3. El elemento de número atómico 38 se combina con el elemento de número atómico 16.

a) Indicar la configuración electrónica de los átomos de estos elementos en estado fundamental y señalar a qué grupo de la tabla periódica pertenece cada uno de ellos.

b) Indicar el tipo de enlace y dos propiedades del compuesto que resulta.

4. SEP 02 - Conteste para cada uno de los siguientes elementos de la tabla periódica: A (Z = 30), B (Z = 35) y C (Z = 1)

a) Sus configuraciones electrónicas.

b) Sus valencias iónicas.

c) Para las siguientes combinaciones entre ellos, determine cuáles son posibles y qué tipo de enlace forman: (A con B), (B con B) y (C con B).

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[04] Termoquímica

11.. PPrriimmeerr pprriinncciippiioo ddee llaa tteerrmmooddiinnáámmiiccaa.. EEnneerrggííaa iinntteerrnnaa yy eennttaallppííaa..

Sistema y entorno.

Un sistema físico es una porción de materia del universo que se selecciona para ser estudiada. El entorno está formado por el resto del universo con el cual el sistema interacciona. Un sistema típico en química es, por ejemplo, una mezcla de sustancias que reaccionan entre ellas.

¿Qué es la termoquímica?

Es la parte de química que se encarga del estudio del intercambio de energía entre los sistemas físicos y su entorno.

Formas de energía.

Distinguimos dos formas de intercambio de energía entre el sistema y su entorno: Trabajo (W) y calor (Q).

Criterio de signos para el calor y el trabajo.

Primer principio de la termodinámica

Es una aplicación particular del principio de conservación de la energía: La energía no se puede crear ni destruir. Por tanto, si el sistema absorbe calor o recibe trabajo del entorno, el sistema aumenta su energía interna (U). En cambio, si el sistema hace un trabajo o cede calor al entorno, su energía interna disminuye.

U = Q + W

En la mayoría de reacciones químicas se produce una variación en el numero de moles, lo que implica una variación del volumen, en el caso del trabajo de expansión a presión atmosférica constante: W = – P · V.

U = Q – P · V

Energía interna y entalpía.

Si la reacción tiene lugar a volumen constante (en recipientes cerrados), V = 0, con lo que resulta:

Tanto el calor como el trabajo se consideran

positivos cuando se produce una entrada de energía en el

sistema, procedente del entorno.

Y se consideran negativos cuando producen una salida de energía del

sistema.

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Se denomina variación de energía interna (U) al calor de reacción a volumen constante.

U = QV

Sin embargo, la mayor parte de las reacciones, tanto en laboratorio como en la industria, se llevan a cabo en recipientes abiertos (el volumen no es constante) y por tanto a presión atmosférica (presión constante). Así que, se introduce una nueva función de estado, la entalpía (H).

Se denomina variación de entalpía de reacción (H) al calor de reacción a presión constante.

H = Qp.

Relación entre H y U:

U = Q + W U = Q – P · V U = H – P · V H = U + PV

En las reacciones en las que solo intervienen sólidos y líquidos, la variación de volumen es, en general, muy pequeña, V 0, por lo que se puede considerar que: H = U.

En las reacciones en las que intervienen gases, la variación en el número de moles de gases produce una variación en el volumen, y aplicando la ecuación de estado PV = nRT, obtenemos:

nRTVPVPUH

H = U + nRT.

(R = 8,31 J K-1 mol-1 , en unidades internacionales)

E j e r c i c i o s

1. Si una reacción química transcurre a presión constante ¿qué denominación especial recibe el calor implicado en ella? ¿Y si ocurre a volumen constante?

2. Se sabe que la expansión de un gas requiere 1,55kJ de calor y que su energía interna aumenta en 1,32 kJ, ¿Qué cantidad de trabajo está implicado en el proceso? ¿Realiza el sistema trabajo o lo recibe de los alrededores?

Solución___________________________________________________________

DATOS: calor transferido al sistema Q = +1,55 kJ

energía interna U = +1,32 kJ

Primer principio de la termodinámica: U = Q + W

Sustituyendo valores: + 1,32 = + 1,55 + W

W = + 1,32 – 1,55 = - 0,23 kJ

El sistema realiza 0,23 kJ de trabajo

3. Se introducen dos gases en un recipiente a presión constante. Cuando se produce la reacción entre ellos, liberan 165 kJ al entorno, a la vez que éste realiza un trabajo sobre el sistema de 92,5 kJ. Calcula los valores de H y U en esta reacción química. [Sol. H = -165 kJ; U = -72,5 kJ]

4. Una muestra de 2,120 g de octano, C8H18, se quema en una bomba calorimétrica a volumen constante y se desprenden 101,47 kJ. Calcula la variación de energía interna y la variación de entalpía en el proceso de combustión de un mol de octano teniendo en cuenta que la temperatura de trabajo es 25 ºC. R = 8,31 J/(K·mol).

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67

Si la energía de los productos es mayor que la de los reactivos, la variación de entalpía

es positiva (H > 0), y por tanto, la reacción es endotérmica, (absorbe calor).

22.. EEccuuaacciioonneess tteerrmmooqquuíímmiiccaass..

Se denominan ecuaciones termoquímicas a las ecuaciones químicas que, además de llevar las fórmulas y estados físicos de los reactivos y productos de la reacción, indican la variación de entalpía del proceso que tienen lugar.

Reacción de combustión del propano:

C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (g) H = - 2180 kJ

Reacción de calcinación del carbonato de calcio :

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) H = + 177,8 kJ

El valor de la entalpía depende de la cantidad de materia y del sentido en el que se produce la reacción.

Si multiplicamos la reacción por un número, la H se multiplica por ese número.

½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) HCl (g) H = - 92 kJ

H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) H = - 185 kJ

Solución___________________________________________________________

2,120 g 1114

molg

38 1818,6 10 moles C H

3

101,47 -5,45·103 kJ/mol 18,6 10

kJUmoles

C8H18 () + 25/2 O2 (g) 8 CO2 (g) + 9 H2O ()

H = U + nRT

H = -5,45·103 + (8 – 25/2)· 8,3·10-3 · 298 = -5,46·103 kJ

5. Calcula la variación de energía interna para el proceso de combustión del pentano líquido (C5H12) a 25 ºC y 1 atmósfera de presión, sabiendo que la entalpía de combustión del pentano líquido es de – 2215 kJ/mol y que el agua queda en estado líquido.R = 8,31 J/(K· mol). [Sol. U = -2208 kJ/mol]

Si la energía de los reactivos es mayor que la de los productos, la variación de entalpía

es negativa (H < 0), y por tanto, la reacción es exotérmica, (desprende calor).

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Si se cambia el sentido de una reacción, cambia el signo de su H.

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) H = - 285,8 kJ

H2O (l) H2 (g) + 1/2 O2 (g) H = + 285,8 kJ

E j e r c i c i o s

6. Explica cuales de los siguientes procesos serán exotérmicos y cuales endotérmicos, indicando en cada caso qué tipo de enlace se rompe o se forma (total o parcialmente) en cada caso.

a) NaCl (s) NaCl (l) b) H2O () H2O (g) c) H2O () H2O (s)

d) C (graf) C (g) e) Pb (l) Pb (s) f) He () He (g)

7. Considera la ecuación termoquímica:

C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) H = - 1559,7 kJ

Calcula el valor de H para las siguientes ecuaciones:

a) 2 C2H6 (g) + 7O2 (g) 4 CO2 (g) + 6 H2O (l)

b) 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) C2H6 (g) + 7/2 O2 (g)

Solución___________________________________________________________

Teniendo en cuenta que el valor de la entalpía depende de la cantidad de materia y del sentido en el que se produce la reacción.

a) 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) 4 CO2 (g) + 6 H2O () H = -3119,4 kJ

b) 2 CO2 (g) + 3 H2O () C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) H = +1559,7 kJ

8. Cuando se forma 1 mol de HI (g) a partir de H2 (g) y I2 (g), estando reactivos y producto

a 25ºC y 1atm, se desprenden 26,3 kJ. Deduce el valor de Hº para las siguientes reacciones:

a) H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

b) 2 HI (g) H2 (g) + I2 (g)

9. En un horno se obtiene cal, CaO, a partir de la reacción:

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) H = 179 kJ

Como combustible utilizamos propano:

C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) H = - 2 219,8 kJ

¿Qué masa de propano se debe quemar para descomponer 100 kg de carbonato de calcio, si sólo se aprovecha el 40 % del calor desprendido? [Sol. 8,86 kg propano]

Solución___________________________________________________________

Los 100 kg de CaCO3 son: 33

1100 10 1000100

molg moles CaCOg

Para descomponer 1 mol de CaCO3 se necesitan 179 kJ, entonces para descomponer 1000 moles se necesitan 179 000 kJ

Este calor se obtiene quemando propano, como sólo se aprovecha el 40 % del calor desprendido:

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33.. LLeeyy ddee HHeessss..

La entalpía es una función de estado, es decir, su valor depende únicamente de los estados inicial y final, y no de los procesos intermedios. Surge así la ley de Hess:

Si una ecuación química se puede expresar como suma algebraica de dos o más ecuaciones, su variación de entalpía coincide con la suma de las variaciones de entalpía

de todos los procesos parciales.

La ley de Hess nos permite hallar calores de reacción que experimentalmente son casi imposibles de medir. Esto se debe a que se pueden utilizar ecuaciones termoquímicas de calores conocidos, que previamente sumadas algebraicamente den la ecuación termoquímica de calor desconocido. Así en el caso de la reacción:

)g(CO)g(O21)s(C 2 H = ¿?

Cuya entalpía (H) se ha de determinar indirectamente, pues durante la combustión de carbono siempre se producen mezclas de CO y CO2.

Como datos experimentales se pueden utilizar las entalpías de combustión del C (s) y del CO (g) y escribiendo sus ecuaciones termoquímicas, se procede de la siguiente forma:

C (s) + O2 (g) CO2 (g) H1 = –393,4 kJ

2 2 2

2 r 1 2

1( 1) CO(g) O (g) CO (g) H 282,8kJ

2

1C(s) O (g) CO(g) H H ( H )

2

Hr = –393,4 – (–282,8) = –110,6 kJ

100 ( )40 179 000

de cuanto necesito xse aprovechan para obtener

4100179 000 44,7 1040

kJ

Necesito obtener 44,7 · 104 kJ de la combustión del propano:

C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O () H = - 2 219,8 kJ

La cantidad de propano necesaria será:

3 8 3 84

12 219,8 44,7 10

mol C H x mol C HkJ kJ

201,37 moles

44 g201,37 moles 8860,281 mol

g 8,86 kg propano

10. El oxígeno se puede obtener en el laboratorio por calentamiento de clorato de potasio

sólido según la reacción: 2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3 O2 (g) H = -89,4 kJ. Calcula el calor desprendido en la obtención, por este procedimiento, de 10,1 litros de oxígeno medidos en condiciones normales de presión y temperatura. [Sol. Q = -13,4 kJ]

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E j e r c i c i o s

11. Determina H° para la reacción de formación del etano (C2H6) gas a partir de sus elementos (H2 gas y C grafito) con los siguientes datos: [Sol. –91 kJ]

C (grafito) + O2 (g) CO2 (g) Hº1 = -395 kJ

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (g) Hº2 = -242 kJ

C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (g) Hº3 = -1425 kJ

Solución___________________________________________________________

Se escriben las reacciones de entalpía conocida, y debajo de ellas la reacción cuya entalpía queremos averiguar (reacción problema), y marcamos las sustancias que aparecen en la reacción problema

C (grafito) + O2 (g) CO2 (g) Hº1 = -395 kJ

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (g) Hº2 = -242 kJ

C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (g) Hº3 = -1425 kJ

2 C (grafito) + 3 H2 (g) C2H6 (g)

Ahora hay que sumar las reacciones de entalpía conocida para obtener la reacción problema teniendo en cuenta los siguientes aspectos.

Si la sustancia aparece en el lado contrario que en la reacción problema, hay que invertir la reacción multiplicando por -1, si aparece en el mismo lado no hacemos nada.

Si el coeficiente estequiométrico no coincide con la reacción problema, multiplicamos por un factor para que coincidan los coeficientes.

Al multiplicar la reacción, multiplicamos la entalpía.

Para el C (grafito), que se encuentra en la primera reacción:

- Aparece en el mismo lado que en la reacción problema. - El coeficiente que tiene en la reacción problema es 2. Multiplicamos por +2

2 [ C (grafito) + O2 (g) CO2 (g) Hº1 = -395 kJ ]

Para el H2 (g), que se encuentra en la segunda reacción:

- Aparece en el mismo lado que en la reacción problema. - El coeficiente que tiene en la reacción problema es 3. Multiplicamos por +3

3 [ H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (g) Hº2 = -242 kJ ]

Para el C2H6 (g), se encuentra en la tercera reacción:

- Aparece en el lado contrario que en la reacción problema. - El coeficiente que tiene en la reacción problema coincide. Multiplicamos por -1

-1 [ C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (g) Hº3 = -1425 kJ ]

Se suman las reacciones y las entalpías, y se eliminan las sustancias que no aparecen en la reacción problema.

2 C (grafito) + 2 O2 (g) 2 CO2 (g) Hº1 = 2(-395 kJ) = -790 kJ

3 H2 (g) + 3/2 O2 (g) 3 H2O (g) Hº2 = 3(-242 kJ) = -726 kJ

2 CO2 (g) + 3 H2O (g) C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) Hº3 = -1(-1425 kJ) = +1425 kJ

2 C (grafito) + 3 H2 (g) C2H6 (g) HRº = (-790) + (–726) + (+1425) = –91 kJ

12. A partir de los siguientes datos:

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71

44.. EEnnttaallppííaass ddee rreeaacccciióónn..

44..11.. EEnnttaallppííaa eessttáánnddaarr ddee ffoorrmmaacciióónn ddee uunn ccoommppuueessttoo.. La entalpía estándar de formación de un compuesto es la variación de calor desarrollada en la síntesis de un mol del compuesto, a partir de los elementos que lo componen en sus estados estables a 25ºC y 1 atm (condiciones estándar).

Se representa por Hfº: el subíndice, f, indica la reacción de formación del compuesto a partir

de sus elementos y el superíndice (o) indica que las sustancias se encuentran en condiciones estándar.

Por convenio, la entalpía estándar de formación de un elemento químico y la del H+ (ac) es cero, lo que se debe a la imposibilidad experimental de medir tal calor. Ahora bien, si un elemento químico posee varios estados alotrópicos, solo tiene Hºf = 0, el más estable de todos ellos. Así por ejemplo, entre los estados alotrópicos del carbono: diamante y grafito, al ser el más estable el grafito, se tiene:

Hfº [C(grafito)] = 0 ; Hf

º [C(diamante)] = +1,9 kJ/mol

C (grafito) + O2 (g) CO2 (g) Hº= –393 kJ

C (diamante) + O2 (g) CO2 (g) Hº= –395kJ

Calcula Hº para el proceso de fabricar diamante a partir de grafito: C (grafito) C (diamante). [Sol. 2 kJ]

13. Con los siguientes datos:

B2H6 (g) + 3 O2 (g) B2O3 (s) + 3 H2O (g) Hº1 = –1939 kJ

4 B (s) + 3 O2 (g) 2 B2O3 (s) Hº2 = –1182 kJ

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) Hº3 = –286 kJ

H2O (l) H2O (g) Hº4 = + 41 kJ

Calcula Hº para la reacción de formación del diborano (B2H6) gas a partir de sus elementos (B sólido y H2 gas) [Sol. 613 kJ/mol]

14. Se dan los siguientes datos de combustión a 298 K y 1 atm: [Sol. 13 kcal/mol]

C (graf) + O2 (g) CO2 (g) Hº1 = -94 kcal

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (g) Hº2 = -68 kcal

C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) 3 H2O (g) + 6 CO2 (g) Hº3 = -781 kcal

Calcular el calor de formación del benceno: 6 C (graf) + 3 H2 (g) C6H6 ().

15. Calcular la entalpía de combustión del etano y el calor desprendido en la combustión de 1 m3 de etano en condiciones estándar, a partir de los siguientes datos en kJ/mol: Hº (Hidrogenación del eteno) = -137,10; Hº (Combustión del eteno) = -1411; Hº (Formación de agua) = -285,5. [Sol. –1559,4 kJ/mol ; Q = 63810 kJ]

16. Calcular el calor de reacción del etanol (líquido) con oxígeno, con formación de ácido acético (líquido) y agua líquida, sabiendo que en la combustión de 1g de alcohol y 1 g de ácido acético en las condiciones estándar se desprenden 7.130 cal y 3.466 cal, quedando el agua formada en estado líquido. [Sol. –124,08 kcal]

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No se debe confundir la reacción de formación de un compuesto con otras reacciones. Así, por ejemplo, en la reacción que tienes a continuación obtenemos metanol, pero no es la reacción de formación del metanol porqué no se formó a partir de sus elementos:

CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (l) Hº = –128,1 kJ

La entalpía de formación del metanol será:

C (s) + ½ O2 (g) + 2 H2 (g) CH3OH (l) Hº = –238,6 kJ

Aunque de forma abreviada se suele escribir:

Hfº [CH3OH (l)] = –238,6 kJ/mol

44..22.. EEnnttaallppííaass eessttáánnddaarr ddee ccoommbbuussttiióónn.. La entalpía estándar de combustión es el calor desprendido en la combustión de un mol de una sustancia, a la presión de 1 atm y 25ºC de temperatura.

Por ejemplo, la entalpia de combustión del benceno líquido vale –3264,6 kJ/mol,

C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) 6 CO2 (g) + 3 H2O (l) Hº = –3264,6 kJ

Aunque de forma abreviada se suele escribir:

Hº [combustión, C6H6 (l)] = –3264,6 kJ/mol

44..33.. EEnnttaallppííaa eessttáánnddaarr ddee ddiissoolluucciióónn.. La entalpía estándar de disolución es el calor absorbido o desprendido en la disolución de un mol de una sustancia en agua, a la presión de 1 atm y 25ºC de temperatura.

Por ejemplo, la entalpia de disolución del gas cloruro de hidrógeno vale –73,0 kJ/mol,

HCl (g) HCl (aq) Hº = –73,0 kJ

Aunque de forma abreviada se suele escribir:

Hº [disolución, HCl (g)] = –73,0 kJ/mol

De forma semejante se definen otras entalpías como la entalpía de hidrogenación, entalpía de disociación. Y también para los cambios de estado: entalpía de fusión, entalpía de vaporización...

55.. AApplliiccaacciioonneess ddee llaass eennttaallppííaass ddee ffoorrmmaacciióónn

Las entalpías estándar de formación son de gran utilidad para calcular calores de reacción en condiciones estándar, para ello solo hay que tener en cuenta la ley de Hess:

E j e r c i c i o s

17. ¿Alguno de los siguientes Hº es la entalpía estándar de formación del agua líquida?

H+ (aq) + OH– (aq) H2O (l) Hº= –13,6 kcal

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) Hº= –136,6 kcal

Son dos formas diferentes de representar la

misma información

Cuando la entalpía va detrás de la reacción, al

llevar los coeficientes estequiométricos

ponemos únicamente “kJ”, pero si escribimos la

entalpía de forma abreviada ponemos

“kJ/mol”

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La variación de entalpía estándar, Hºr, para una reacción es igual a la suma de las entalpías estándar de formación de los productos menos la suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos, multiplicadas por sus respectivos coeficientes estequiométricos.

( ) ( )f productos f reactivosH n H n H

E j e r c i c i o s

18. Las entalpías de formación del H2O (g) y del CO (g) son, respectivamente, (en condiciones estándar) -57,8 y -28,6 kcal/mol. Hallar la entalpía de reacción del carbono con el vapor de agua para formar CO (g) y H2 (g) y determinar si dicha reacción es endotérmica o exotérmica.

Solución___________________________________________________________

La reacción cuya entalpía queremos averiguar es:

C (graf) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) H = ¿?

, ,exp o o of productos f reactivosreacciónAplicamos la resión H H H , teniendo en cuenta los

coeficientes estequiométricos

2 2, , , ,( ) ( )o o o o o

f H f CO f C f H OreacciónH H H H H

Sustituimos los datos numéricos de los que disponemos, sabiendo que, por definición, Hºf (H2, g) = 0 y Hºf (C, graf.) = 0

( 28,6) ( 57,8) 29,2oreacciónH kcal

Hº > 0 Endotérmica

19. Calcula la entalpía de combustión del amoníaco en cada uno de los siguientes casos:

a) los productos de la reacción son N2 (g) y H2O (g) [Sol. Hº = -289,36 kJ]

b) los productos de la reacción son NO (g) y H2O (g) [Sol. Hº = -199,07 kJ]

Datos: Hºf (en kJ/mol), NH3 (g) = - 46,14; NO (g) = 90,29; H2O (g) = -223,67.

20. Cuando un mol de metanol se quema según la ecuación: CH3OH (l) + 3/2 O2(g) CO2 (g) + 2 H2O (l) se desprenden 726 kJ.

a) Calcula la entalpía estándar de formación del metanol (l). [Hºf = -239,13 kJ]

b) Calcula la entalpía estándar de formación del metanol (g) sabiendo que la entalpía de vaporización es 35 kJ/mol. [Hºf = -204,13 kJ]

Datos: Entalpías estándar de formación (kJ/mol): CO2 (g) = -393.13; H2O () = -286.

21. La entalpía de combustión del n-butano (g) para dar dióxido de carbono (g) y agua (líquida) a 25 °C es de -688 kcal/mol. Las entalpías de formación de estas dos últimas substancias, en las mismas condiciones, es de -94 y -68,3 kcal/mol, respectivamente. Calcule la entalpía de formación del n-butano (g). [Sol. –29,5 kcal/mol]

22. El calor de formación del gas butano a partir de sus elementos es -29,8 kcal/mol, mientras que los calores de formación del dióxido de carbono y vapor de agua son, respectivamente, -94 y -57,8 kcal/mol. Escribir y ajustar la reacción de combustión del butano y calcular las kcal que podrá suministrar una bombona de butano con 4 kg de butano. [Sol. –43803,4 kcal]

23. El calor desprendido en la reacción de combustión del acetileno, con formación de CO2 (g) y H2O (l) es de 317,7 kcal/mol a 25°C. Calcula la entalpía de formación en condiciones

Coeficientes estequiométricos

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66.. EEnneerrggííaa ddee eennllaaccee..

En toda reacción química se rompen enlaces en los reactivos (requiere suministrar energía) y se forman nuevos enlaces en los productos de la reacción (se desprende energía).

estándar del acetileno y califica la reacción de formación del acetileno como endotérmica o exotérmica. [Sol. 61,18 kcal/mol, endotérmica]

Datos: Entalpías estándar de formación: CO2 (g)= -94,1 kcal/mol; H2O (l)= -68,32kcal/mol

24. En algunos países se utiliza el etanol, C2H5OH, como sustituto de la gasolina en los motores de los automóviles. Suponiendo que la gasolina está compuesta únicamente por octano, C8H18: a) Calcular la variación de entalpía en kJ/mol para la combustión del etanol y el octano,

suponiendo que las reacciones se producen a 25 ºC. [Sol. C2H5OH: -1368; C8H18: -5456]

b) ¿Cuál de las dos reacciones produce más calor por kilogramo de combustible quemado? [Sol. C2H5OH = 2,974·104 kJ/kg < C8H18 = 4,786·104 kJ/kg]

Datos: Hºf (kJ/mol): C2H5OH (l) = -278; C8H18 (l)= -270; CO2 (g)= -394; H2O (l)= -286.

25. El metanol ha sido propuesto como un sustituto de la gasolina en los motores de los automóviles. Sabiendo que un litro de gasolina desprende 32.640 kJ, calcular el volumen de metanol que por combustión proporciona la misma energía que 1 litro de gasolina. Datos en kJ· mol-1: H°combustión(C) = -393,51; H°combustión(H2) = -285,83; H°combustión(CH3OH) = -238,66; Densidad del metanol d = 0,79 g· mL-1. [Sol. 1,82 L]

26. Si suponemos que la gasolina es octano:

a) Calcular el volumen de aire medido a 25°C y 1 at. que se necesita para quemar 75 L de gasolina. (Datos: contenido de oxígeno en el aire: 21% molar. Densidad del octano: 0,8 g·mL-1). [Sol. 765 533,3 L]

b) Si la entalpía de combustión del C es H° = -393,5 kJ·mol-1, la entalpía de combustión del H2 es H° = -285,8 kJ·mol-1 y la entalpía de formación del octano es H° = –249,8 kJ·mol-1. Calcular el calor desprendido al quemar un tanque de gasolina de 75 L. [Sol. –3142 011 kJ]

27. Sabiendo que el calor de combustión de la propanona, CH3 – CO – CH3 (), es Hº = –1787,2 kJ/mol, y las entalpías de formación del dióxido de carbono gaseoso y del agua líquida son, respectivamente, – 393,5 kJ/mol y – 285,8 kJ/mol. a) Halla la entalpía de formación de la propanona. (suponer que el agua procedente de la

combustión se encuentra en estado líquido). [Sol. –250,7 kJ/mol]

b) Calcula el volumen de propanona líquida (densidad = 0,8 g/mL) que hay que quemar en un horno para conseguir el calor necesario para obtener 1 kg de aluminio, según la reacción: Al2O3 (s) 2 Al (s) + 3/2 O2 (g) Hº = + 1675,7 kJ. [Sol. 1258,6 mL]

28. Cuando se calienta el carbonato de calcio, se descompone dando óxido de calcio y dióxido de carbono. Calcular:

a) La entalpía de la reacción. [Sol. 177,9 kJ]

b) El volumen de butano líquido (densidad = 0,8 g·mL-1) que hay que quemar en un horno para conseguir el calor necesario para descomponer 100 kg de roca caliza con un contenido de 82% de carbonato de calcio. (En la combustión del butano se forman dióxido de carbono y vapor de agua). [Sol. 4 L]

DATOS: Entalpías de formación estándar (kJ·mol-1): Carbonato de calcio (s)= -1206,90; óxido de calcio(s) = -635,09; dióxido de carbono (g)= -393,91; butano (l) = -146,14; agua (g) = -241,82.

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La energía de enlace se puede definir como la energía necesaria para romper un determinado enlace en un mol de sustancia en estado gaseoso en condiciones estándar.

Los valores promedio de energía de enlace se pueden utilizar para calcular la entalpía de reacciones químicas en fase gaseosa:

Ho = E enlaces rotos – E enlaces formados.

E j e r c i c i o s

29. Determina la entalpia de hidrogenación del acetileno (etino) a etano a partir de las entalpías de enlace (kJ/mol): C-H = 413; C-C = 347; CC = 837; H-H = 436.

Solución___________________________________________________________

Escribimos los enlaces que aparecen en las sustancias que intervienen en la reacción de hidrogenación del etino, CH CH + 2 H2 CH3 – CH3.

C CH H H H C CH

H

H H

H

H+ 2

1 CC ; 2 C-H ; 2 H-H 1 C-C ; 6 C-H

Eliminamos los enlaces repetido en reactivos y productos y así obtenemos:

Enlaces rotos Enlaces formados

1 CC ; 2 H-H 1 C-C ; 4 C-H

Aplicamos la expresión: Hº = Eenlaces rotos - Eenlaces formados

Hº = 837 + 2(436) – 347 – 4 (413) Hº [hidrogenación, C2H2] = -291 kJ

CH CH + 2 H2 CH3 – CH3 Hº = -291 kJ

30. Calcula la variación de entalpía aproximada que se produce en las siguientes reacciones

químicas: a) CH3 – CH3 (g) + Cl2 (g) CH3 – CH2Cl (g) + HCl (g) [Sol. –102 kJ]

b) CH2 = CH2 (g) + H2O (g) CH3 – CH2OH (g) [Sol. –46 kJ]

c) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) [Sol. –85 kJ]

d) 2H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g) [Sol. –486 kJ]

DATOS: energías medias de enlace (Ee) en kJ/mol: C-H = 413; Cl-Cl = 243; C-Cl = 326; H-Cl = 432; C=C = 611; O-H = 463; C-C = 347; C-O = 360; NN = 941; H-H = 436; N-H = 389; O=O = 494.

31. Si la entalpía de disociación del hidrógeno, la entalpía de formación del metano y la entalpía de sublimación del carbono son respectivamente: Hºdis (H2) = 436,0 kJ/mol, Hºf (CH4) = -74,82 kJ/mol y Hºsub (C) = 718,4 kJ/mol, calcular: a) La variación de entalpía estándar del siguiente proceso: CH4 (g) C (g) + 4 H (g).

[Sol. H = 1665,2 kJ]

b) La energía del enlace C-H en el metano. [Sol. Ee (C-H) = 416,3 kJ]

32. Calcular la energía de enlace C-Cl en el CCl4 (g) a partir de la siguiente información en kJ/mol: Hºf (CCl4 gas) = -106,7; Hºdisociación (Cl2 gas) = -243,4; Hºsublimación (Cgrafito) = 718,4 kJ. [Sol. Eenlace (C-Cl) = 327,9 kJ/mol]

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77.. SSeegguunnddoo pprriinncciippiioo ddee llaa tteerrmmooddiinnáámmiiccaa.. CCoonncceeppttoo ddee eennttrrooppííaa..

En la naturaleza pueden observarse procesos físicos y químicos en los que un sistema evoluciona en un sentido determinado de forma espontánea hasta alcanzar un estado final.

Así, por ejemplo, si se deja una piedra en el aire ésta cae y nunca irá hacia arriba por sí misma; el café caliente contenido en una taza cede calor al entorno y la temperatura del café disminuye pero, una vez frío, el café no recupera su temperatura inicial; en la reacción química del cinc con el ácido clorhídrico se obtiene hidrógeno y cloruro de cinc, pero no se produce la reacción en sentido contrario; el butano, al acercar una cerilla se combina con el oxígeno del aire produciendo dióxido y agua, pero el dióxido de carbono y el agua no se combinan de modo espontáneo para formar butano.

En todos estos casos el sistema evoluciona de una manera única, espontánea, predecible y además irreversible.

¿Cuáles pueden ser las causas que determinan que estos procesos evolucionen en un sentido determinado y no evolucionen espontáneamente en el sentido contrario?

En estos ejemplos el sistema pierde energía, así que, podría pensarse que los procesos espontáneos son los que transcurren con desprendimiento de calor (H < 0). Es decir el sistema tiende a alcanzar un mínimo de energía.

Sin embargo, si bien es cierto que la mayoría de las reacciones químicas exotérmicas son espontáneas, existen procesos endotérmicos (H > 0) que también son espontáneos (como la disolución de algunas sales o la fusión del hielo), eso quiere decir que la entalpía no es el único factor que determina la espontaneidad o no espontaneidad de los procesos físicos y químicos.

Por lo tanto, es necesario establecer otra ley que nos permita predecir el sentido de evolución de los procesos, surge así el Segundo Principio de la Termodinámica.

Segundo Principio de la Termodinámica: en los procesos espontáneos, el universo tiende hacia un estado de máximo desorden.

Para poder utilizar este principio termodinámico es necesario definir una nueva magnitud, que se denomina entropía, se simboliza con la letra S, se mide en J/K, y nos informa sobre el grado de desorden de un sistema.

La entropía, al igual que la entalpía y la energía interna, es una función de estado. Eso significa que el cambio de entropía, S, es independiente del camino seguido.

S = Sproductos - Sreactivos .

En general, los cuerpos muy desordenados con partículas muy móviles tienen una elevada entropía y viceversa. Así, una sustancia en estado sólido tiene las partículas más ordenadas que si está en estado líquido o en estado gaseoso; de ahí que la entropía de los gases sea mayor que la de los líquidos y la de estos mayor que la de los sólidos. Por eso, cuando un sólido o un líquido se disuelven, la entropía del sistema aumenta; igual ocurre cuando en el proceso se forman sustancias gaseosas.

Ssólido < Slíquido << Sgas

E j e r c i c i o s

33. Averigua el signo de la variación de entropía que cabe esperar en las siguientes reacciones:

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88.. NNoocciióónn ddee eenneerrggííaa lliibbrree yy eessppoonnttaanneeiiddaadd ddee llaass rreeaacccciioonneess qquuíímmiiccaass..

Para predecir si un proceso termodinámico va a ocurrir de forma espontánea hay que tener en cuenta la contribución entálpica y entrópica.

Surge así la denominada energía libre de Gibbs, que se simboliza con la letra G, y se mide en julio como cualquier otra energía.

Como la energía libre depende de dos funciones de estado, ella también es función de estado, y por tanto también se cumple:

G = Gproductos - G reactivos .

Estableciendo un paralelismo con la entalpía estándar de formación, Hºf, se define la energía libre estándar de formación, Gºf:

La energía libre estándar de formación, Gºf, de un compuesto es la variación de energía libre en la formación de un mol de compuesto, a partir de sus elementos, en condiciones estándar.

a) CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) c) 2 HCl (ac) + Zn (s) ZnCl2 (ac) + H2 (g)

b) HCl (g) + NH3 (g) NH4Cl (s) d) CuSO4 · 5H2O (s) CuSO4 (s) + 5 H2O ()

Solución___________________________________________________________

a) S > 0 ya que aparece en los productos una sustancia en estado gaseoso, el CO2, y no hay ninguna en los reactivos.

b) S < 0 ya que los reactivos son sustancias gaseosas y el producto de la reacción es un sólido.

c) S > 0 ya que se forma H2 (g) en los productos y no hay ninguna sustancia gaseosas en los reactivos.

d) S > 0 en este caso, aunque no aparece ninguna sustancia gaseosa en la reacción, el número de moléculas en los productos es mucho mayor que en los reactivos, de ahí que la entropía del sistema haya aumentado. Además, el agua es líquida, lo que aumenta el desorden frente al reactivo.

34. Predecir el signo de S en las siguientes reacciones:

a) 2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3 O2 (g) [Sol. S > 0]

b) NH4NO2 (s) N2 (g) + 2 H2O (l) [Sol. S > 0]

E j e r c i c i o s

35. Calcula la variación de la energía libre de Gibbs en la combustión del metano en condiciones estándar; CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (). DATOS: Gºf en kJ/mol: CH4 = -50,8; O2 = 0; H2O = -237 y CO2 = -395.

Solución___________________________________________________________

La espontaneidad de una reacción viene determinada por la energía libre de Gibbs

G = Gproductos - G reactivos,

Teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos de cada una de las sustancias quedará:

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La variación de la energía libre del sistema, G, nos va a indicar de forma definitiva la espontaneidad o no de una reacción química a una determinada temperatura, ya que engloba los dos aspectos que la hacen posible: el calor transferido en el proceso (H) y el grado de desorden del sistema (S).

G = H – T S .

Si G < 0 el proceso es espontáneo e irreversible.

Si G = 0 el proceso se encuentra en equilibrio.

Si G > 0 el proceso no es espontáneo a esa temperatura.

G = (-395) + 2 · (-237) - (-50,8) = -818 kJ/mol

Al ser G < 0, la reacción de combustión del metano es espontánea.

36. Determina la espontaneidad de estos procesos, a 25ºC y en condiciones estándar.

a) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) [Sol. G < 0 Espontaneo en estas condiciones]

b) 2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g) [Sol. G > 0 No espontaneo en estas condiciones]

DATOS: Gºf (kJ/mol): N2 = 0; H2 = 0; NH3 = -16,4; SO3 = -371,1; SO2 = -300,2.

E j e r c i c i o s

37. La descomposición del carbonato de calcio es un proceso endotérmico, Hº = 178,2 kJ y Sº = 0,1610 kJ/K.

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

a) ¿Esa reacción es espontánea en condiciones estándar?

b) ¿A partir de qué temperatura será espontánea?

Solución___________________________________________________________

a) Gº (298 K) = H – T S = 178,2 kJ – 298 K · 0,1610 kJK

= 130,4 kJ

Al ser G > 0 la descomposición de carbonato no es espontánea a 25 ºC

b) Calculamos a que temperatura se cumple que G = 0 H – T S = 0 H = T S

HTS

178,2

0,1619 /kJT

kJ K T = 1 107 K

Por tanto, a 1 107 K (834 ºC) la reacción está en equilibrio, a 1 atm de presión. A temperaturas por encima de 1 107 K, el termino entrópico será mayor (en valor absoluto)

que el termino entálpico y por tanto G < 0 y la reacción será espontánea.

38. Para una determinada reacción a 25 ºC, el valor de Hº es 10,5 kJ, y el de Sº es 30,04 J/K. Según esto podemos afirmar que: a) Se trata de una reacción exotérmica. b) Se trata de una reacción espontánea. c) Es una reacción en la que disminuye el desorden.

39. El proceso de formación de estalactitas y estalagmitas en zonas calcáreas se representa en la siguiente ecuación: Ca2+ (ac) + 2 HCO3

– (ac) CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l)

Calcula Gº para este proceso sabiendo que Hº = 39 kJ y Sº = 241 J/K. Comprobar que se trata de un proceso espontáneo a 25 ºC. [Sol. Gº = -32,8 kJ]

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79

88..11.. IInnfflluueenncciiaa ddee llaa tteemmppeerraattuurraa eenn llaa eessppoonnttaanneeiiddaadd ddee uunnaa rreeaacccciióónn

40. Dada la reacción: 2 H2O2 (l) 2 H2O (l) + O2 (g)

a) Indica si la descomposición del agua oxigenada es un proceso endotérmico o exotérmico. [Sol. Hº = -196,0 kJ exotérmica.]

b) Determina si el proceso es espontáneo en condiciones estándar. ¿Es espontáneo a cualquier temperatura? [Sol. Gº = -233,6 kJ espontáneo a cualquier temperatura]

DATOS: Hºf (kJ/mol): H2O2 (l) = -187,8; H2O (l) = -285,8. Sº (J/mol·K): H2O2 (l) = 109,6; H2O (l) = =70; O2 (g) = 205.

E j e r c i c i o s

41. Estudia la espontaneidad de los siguientes procesos en función de la temperatura.

a) 2 NH4NO3 (s) 2 N2 (g) + 4 H2O (g) + O2 (g) Hº = -236,0 kJ

b) 2 C (grafito) + 2 H2 (g) C2H4 (g) Hº = 52,2 kJ

c) CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (s) Hº = -178,0 kJ

d) 2 ZnS (s) + 3 O2 (g) 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g) Hº = -878,2 kJ

Solución___________________________________________________________

La espontaneidad de una reacción viene determinada por su G. G = H – TS

Teniendo en cuenta que la variación de entalpía, H, nos la dan como dato; T, es la temperatura absoluta y su valor es siempre positivo; y la variación de entropía, S, la evaluaremos determinando si al pasar de reactivos a productos aumenta o disminuye el desorden del sistema, quedará:

Proceso S H G Espontaneidad

A Aumenta el nº de

partículas gaseosas > 0

< 0 < 0 Siempre

B Disminuye el nº de partículas gaseosas

< 0 > 0 < 0 Nunca

C Aumenta el nº de

partículas gaseosas > 0

> 0 Depende de T

Espontánea a T altas cuando |TS|>|H|

D Disminuye el nº de partículas gaseosas

< 0 < 0 Depende de

T

Espontánea a T bajas cuando |TS|<|H|

H > 0 S < 0

H

S

H > 0 S > 0

H < 0 S < 0

H < 0 S > 0

G > 0 No espontánea. (No depende de T)

G depende de la T. Espontánea a T altas cuando

|TS|>|H| G < 0.

G < 0 Espontánea. (No depende de T)

G depende de la T. Espontánea a T bajas cuando

|TS|<|H| G < 0,

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42. Sin hacer ningún cálculo, evalúa si los siguientes procesos serán siempre espontáneos, si no lo serán nunca o si lo serán dependiendo de la temperatura.

a) 2 H2O (l) + O2 (g) 2 H2O2 (l) Hº = +196 kJ

b) N2O4 (g) 2 NO2 (g) Hº = +57,1 kJ

c) Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) Hº = -24,8 kJ

d) 2 NO (g) + Cl2 (g) 2 NOCl (g) Hº = -77 kJ

Solución: a) Nunca b) Espontánea a T altas c) Siempre d) Espontánea a T bajas.

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A U T O E V A L U A C I Ó N 1

1. Las Las entalpias estándar de formación a 25ºC del metanol (líquido), dióxido de carbono (g) y agua (líquida) son, respectivamente: -239,1; -393.51 y -285,83 kJ/mol

a) Calcula Hº del proceso de combustión del metanol. [Sol. -726,0 kJ/mol]

b) Calcula Uº del mismo proceso a 25º. R = 8,31 J·K-1·mol-1 [Sol. -724,76 kJ/mol]

2. JUN 00 - Calcule la entalpía de formación estándar del monóxido de nitrógeno a presión constante, expresándola en KJ/mol, a partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:

N2 (g) + 2 O2 (g) 2 NO2 (g) H = 67,78 KJ

2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) H = - 112,92 KJ

[Sol. H (f, NO2) = 90,35 kJ/mol]

3. Calcula la variación de entalpía estándar de la reacción de hidrogenación del acetileno (C2H2) para formar etano:

a) A partir de las energías medias de enlace: (C-H) = 415 kJ/mol; (H-H) = 436 kJ/mol; (C-C) = 350 kJ/mol; (CC) = 825 kJ/mol. [Sol. -312 kJ]

b) A partir de las entalpías estándar de formación del etano (-85 kJ/mol) y del acetileno (227 kJ/mol) [Sol. -312 kJ]

4. JUN 02 - El ácido acético (CH3COOH) se obtiene industrialmente por reacción del metanol (CH3OH) con monóxido de carbono

a) Razone si la reacción es exotérmica o endotérmica. [Sol. (H = -137 exotérmica]

b) Calcule la cantidad de energía intercambiada al hacer reaccionar 50 kg de metanol con 30 kg de monóxido de carbono, siendo el rendimiento de la reacción del 80 %. [Sol. -117.425,44 kJ]

DATOS.- Entalpías de formación en kJ·mol-1: metanol = -238; ácido acético = -485 kJ; monóxido de carbono = -110. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16

5. JUN 05 - La variación de entalpía de la reacción: Ag2O (s) 2 Ag (s) + ½ O2 (g) es Hº = 30,60 kJ. Sabiendo que la variación de entropía de esta reacción viene dada por Sº = 66,04 J K-1, y suponiendo que Hº e Sº permanecen constantes con la temperatura, calcule:

a) La variación de energía libre de Gibbs a 25 ºC, indicando si la reacción será o no espontánea. [Sol. G > 0 no espontánea]

b) La temperatura a partir de la cual la reacción es espontánea. [Sol. 463,36 K]

A U T O E V A L U A C I Ó N 2

1. Calcula la variación de energía interna para la reacción de combustión del benceno (C6H6) si el proceso se realiza a presión y temperatura constante (1 atmósfera y 25ºC). Entalpías estándar de formación (kJ/mol): CO2 (g) = -393,13; H2O () = -285,8 y C6H6 () = 49. R = 8,3 J/(K·mol).

2. Las entalpías de formación de los átomos gaseoso H (g) y O (g) son 218 kJ/mol y 247 kJ/mol respectivamente. Determina la energía de enlace O-H en el agua sabiendo que la entalpía de formación del H2O (g) es –241,8 kJ/mol. [Sol. Ee (O-H) = 462,4 kJ/mol]

3. JUN 00 - Datos: Ma (H) = 1; Ma (C) = 12

a) Escriba la reacción ajustada de hidrogenación del etino (acetileno) para obtener eteno y la reacción de hidrogenación del eteno para obtener etano, ambas a 25 °C.

b) La entalpía de hidrogenación del etino a eteno es de –174,5 kJ/mol, y la entalpía de hidrogenación del eteno a etano es de –137,3 kJ/mol. Calcule la entalpía de deshidrogenación del etano para obtener etino a 25ºC.

c) Calcule la entalpía correspondiente a la reacción de deshidrogenación de 1,0 gramos de etano para obtener eteno a 25ºC

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4. JUN 04 - Considere la reacción de descomposición del trióxido de azufre, SO3 (g), en dióxido de azufre, SO2 (g), y oxígeno molecular:

a) Calcule la variación de entalpía de la reacción indicando si ésta absorbe o cede calor.

b) Si la variación de entropía de la reacción (por mol de SO3 descompuesto) vale 94,8 J·K-1·mol-1, prediga si la reacción es espontánea a 25 °C y 1 atm. de presión.

c) Calcule la temperatura a la cual G° = 0.

DATOS.- Hfº [SO3 (g)] = -395,18 kJ.mol-1, Hfº [SO2(g)] = -296,06 kJ.mol-1.

5. SEP 05 - Bajo ciertas condiciones el cloruro de amonio, NH4Cl (s), se disocia completamente en amoniaco, NH3 (g), y cloruro de hidrógeno, HCl (g). Calcule:

a) La variación de entalpía de la reacción de descomposición de cloruro amónico en condiciones estándar, indicando si la reacción absorbe o cede energía en forma de calor.

b) ¿Qué cantidad de energía en forma de calor absorberá o cederá la descomposición de una muestra de 87 g de NH4Cl (s) de una pureza del 97 %?

c) Si la reacción del apartado anterior se lleva a cabo a 1000 K en un horno eléctrico de 25 litros de volumen, ¿Cuál será la presión en su interior al finalizar la reacción?

DATOS.- Masas atómicas: H: 1 , N: 14 , Cl: 35,5. R = 0,082 atm L mol-1 k-1 Hºf [NH4Cl(s)=-315,4 kJ/mol; Hºf [NH3(g)]=-46,3 kJ/mo; Hºf [HCl(g)]=-92,3 kJ/mol.

A U T O E V A L U A C I Ó N 3

1. Dadas las entalpías estándar de formación siguientes: CO2 (g): -393,7 kJ/mol; H2O (): -285,9 kJ/mol y C4H10 (g): -126,1 kJ/mol.

a) Define entalpía estándar de formación y escribe las reacciones a las que se refieren estos datos.

b) Calcula el calor de combustión del C4H10 (g).

c) El calor desprendido al quemar 2 kg de C4H10 (g).

2. SEP 04 - En la siguiente tabla se indican los signos de H y de S para cuatro procesos diferentes:

Proceso (I) (II) (III) (IV) Signo H - + - + Signo S + - - +

Razone, en cada caso, si el proceso será o no espontáneo.

3. SEP 02 - Las entalpías de combustión en condiciones estándar, H°, del eteno, C2H4 (g), y del etanol, C2H5OH (l) valen –1411 kJ/mol y –764 kJ/mol, respectivamente. Calcule:

a) La entalpía en condiciones estándar de la reacción: C2H4 (g) + H2O (l) CH3CH2OH (l)

b) Indique si la reacción es exotérmica o endotérmica.

c) La cantidad de energía que es absorbida o cedida al sintetizar 75 g de etanol a partir de eteno y agua.

4. JUN 04 - Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas: C (s) + O2 (g) CO2 H° = -393,5 kJ; H2 (g) + ½ O2 (g) H2O H° = –285,8 kJ; CH4 (g) + 2 O2 CO2 + 2 H2O H° = -890,0 kJ

a) Calcule la variación de entalpía en la reacción de formación del metano.

b) Calcule los litros de dióxido de carbono medidos a 25 °C y 1 atm de presión, que se producen al quemar 100 g de metano. ¿Qué cantidad de calor se intercambia en esta reacción?

DATOS.- Masas atómicas: C:12 , H:1 R: 0,082 atm.L..mol-1.K-1

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A U T O E V A L U A C I Ó N 4

1. SEP 00 - Sabiendo que el calor de combustión del propano, C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (l), a presión constante y temperatura de 25ºC es -2218,8 kJ/mol, calcule:

a) La variación de energía interna, en kJ/mol.

b) La entalpía de formación estándar del agua líquida.

Datos: Hof (CO2 g) = - 393,5 kJ/mol; Ho

f (C3H8 g) = -103,8 KJ/mol; R = 8,31 J/mol K

2. JUN 01 - El etano puede obtenerse por hidrogenación del eteno a partir de la reacción:

CH2 = CH2 (g) + H2 (g) CH3 – CH3 Hº = - 137 kJ/mol

Calcule la energía de enlace C=C teniendo en cuenta que las energías de los enlaces C-C , H-H y C-H son respectivamente 346, 391 y 413 kJ/mol.

3. SEP 01 - El metanol se obtiene industrialmente a partir de monóxido de carbono e hidrógeno de acuerdo con la reacción: CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g)

Teniendo en cuenta las siguientes ecuaciones termoquímicas:

(1) CO (g) + 1/2 O2 (g) CO2 (g) H1 = -283,0 kJ

(2) CH3OH (g) + 3/2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) H2 = -764,4 kJ

(3) H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (g) H3 = -285,8 kJ

Calcule:

a) El cambio de entalpía para la reacción de obtención de metanol a partir de CO (g) y H2 (g), indicando si la reacción absorbe o cede calor.

b) ¿Qué cantidad de energía en forma de calor absorberá o cederá la síntesis de 1 kg de metanol?

Datos.- Masas atómicas: H = 1; C = 12: O = 16.

4. JUN 05 - Dadas las reacciones

Na (s) + ½ Cl2 (g) Na (g) + Cl (g) H = + 230 kJ

Na (g) + Cl (g) Na+ (g) + Cl- (g) H = + 147 kJ

Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) H = - 411 kJ

a) Calcule la variación de entalpía para la reacción Na+ (g) + Cl- (g) NaCl (s).

b) Calcule la cantidad de energía intercambiada en forma de calor al formarse 100 g de NaCl (s) según la reacción del apartado a).

c) Calcule la entalpía de formación de NaCl expresándola en Kj/mol y en J/g.

DATOS.- Masas atómicas: Na = 23; Cl = 35,5.

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[05] Cinética Química

11.. AAssppeeccttoo ddiinnáámmiiccoo ddee llaass rreeaacccciioonneess qquuíímmiiccaass.. CCoonncceeppttoo ddee vveelloocciiddaadd ddee rreeaacccciióónn..

La velocidad de reacción es la cantidad de uno de los reactivos que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de uno de los productos que se forman por unidad de tiempo.

En general, la velocidad de reacción se expresa en términos del cambio en la concentración (Molaridad) con respecto al tiempo (segundos), es decir, mol L-1 s-1.

Si tenemos una determinada cantidad de los reactivos A y B, que dan lugar a una reacción general del tipo:

a A + b B c C + d D

A medida que transcurre la reacción, la concentración de A y B disminuye, ya que estas sustancias se van consumiendo, por tanto, la variación de la concentración es una cantidad negativa. Teniendo en cuenta que la velocidad de reacción es positiva, se requiere un signo negativo en la expresión de la velocidad. Además, habrá que tener en cuenta los coeficientes estequiométricos, por ejemplo, en la reacción, 2 A + B productos, la velocidad de desaparición de A es el doble de rápida que la de B.

Para que la velocidad de reacción tenga un significado unívoco y su valor no dependa del reactivo o producto que se elija, se define más rigurosamente como:

Velocidad de reacción es la derivada de la concentración con respecto al tiempo, de cualquier reactivo o producto, dividida por su respectivo coeficiente estequiométrico y convertida en un número positivo

1 1 1 1d A d B d C d D

Va dt b dt c d t d dt

Para conocer la velocidad de una reacción, basta provocar experimentalmente el proceso e ir determinado en intervalos de tiempo constantes las concentraciones del reactivo o del producto elegido. Los datos obtenidos se representan en un sistema de ejes «concentración/tiempo»; la pendiente de la recta tangente a la curva en cada punto es igual a la velocidad de reacción en cada instante t.

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En la figura se muestra un gráfico de la velocidad frente a la concentración del reactivo A. El hecho de que este gráfico sea una línea recta indica que la velocidad es directamente proporcional a la concentración, mientras mayor es la concentración, mayor es la velocidad:

Velocidad [reactivos] = k [reactivos]

El termino k, conocido como constante de velocidad, es una constante de proporcionalidad entre la velocidad de reacción y la concentración de reactivos, permanece invariable mientras no cambie la temperatura.

22.. EEccuuaacciioonneess cciinnééttiiccaass.. OOrrddeenn ddee rreeaacccciióónn..

A la ecuación que relaciona la velocidad de reacción con la constante de velocidad y la concentración de los reactivos, elevadas a una potencia, se la denomina ecuación cinética (ecuación de velocidad, ley de velocidad o ley cinética)

Para la reacción general: a A + b B Productos

La ecuación cinética tiene la forma: v = k [A] [B]

Donde: k = constante de velocidad

= orden de reacción respecto del reactivo A

= orden de reacción respecto al reactivo B

Se define orden global de la reacción como la suma de los órdenes parciales respecto a cada uno de los reactivos:

Orden de reacción = +

E j e r c i c i o s

1. Escribe las expresiones de velocidad para las siguientes reacciones, en función de la desaparición de reactivos y de la formación de productos:

a) CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g)

b) 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)

2. En el estudio de la reacción de combustión del hidrógeno se determina que la velocidad inicial de consumo de hidrógeno es 6,4 mol·L-1·s-1.

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)

a) ¿Cuál es la velocidad de consumo de oxígeno? [Sol. 3,2 mol·L-1·s-1]

b) ¿Cuál es la velocidad de formación de vapor de agua? [Sol. 6,4 mol·L-1·s-1]

3. ¿De cuáles de las siguientes propiedades depende la constante de velocidad de una reacción? a) concentración de los reactivos, b) naturaleza de los reactivos, c) Temperatura.

Se determinan experimentalmente. No tiene porque coincidir con los coeficientes estequiométricos.

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Para hallar el orden de reacción respecto a uno de los reactivos, mantenemos constante la concentración de un reactivo y vemos como cambia la concentración del otro reactivo y la velocidad de la reacción.

E j e r c i c i o s

4. Sea la reacción, que transcurre en una etapa simple: 2A + B 3 C.

a) Expresa la velocidad de reacción, indicando sus unidades, en función del reactivo A y del producto C.

b) La ecuación cinética de esa reacción es, v = k [A] [B]. Indica el orden total de la reacción, así como las unidades de la constante cinética, k.

5. Si la concentración se expresa en mol/L y el tiempo en segundos, ¿en qué unidades se expresa la constante de velocidad k para una reacción cuya ecuación de velocidad es: velocidad = k [A] [B]1/2 [Sol. mol-1/2 L1/2 s-1]

6. La reacción de descomposición del tetraóxido de dinitrógeno para dar dióxido de nitrógeno es una reacción de primer orden.

a) Escribe la reacción ajustada y la ecuación de velocidad de la reacción.

b) ¿Qué unidades tendrá la constante de velocidad?

7. A una cierta temperatura, la velocidad de la reacción: A (g) B (g), vale 0,020 mol L-1 s-1 cuando la concentración de A es 0,10 mol L-1. Sabiendo que se trata de una reacción de segundo orden:

a) Escribe la ecuación de la velocidad de dicha reacción.

b) Halla el valor de su constante de velocidad a dicha temperatura.

8. Se ha medido la velocidad en la reacción: a A + b B c C a 45 °C, para lo que se han diseñado cuatro experimentos en los que se ha obtenido la siguiente tabla de valores:

Experimento [A0] (mol/L) [B0] (mol/L) v0 (mol L-1 s-1)

1 0,20 0,20 1,1 · 10-6

2 0,40 0,20 4,4 · 10-6 3 0,20 0,60 3,3 · 10-6 4 0,20 1,20 6,6 · 10-6

Determina la ecuación de velocidad y calcula el valor de la constante de velocidad a 45 ºC.

Solución___________________________________________________________

La ecuación de la velocidad adoptará la forma: v=k [A] [B], donde tenemos que calcular y .

Para calcular nos fijamos en los experimentos 1 y 2, donde la [B0] es constante

6 6

66

exp 2 4,4 10 0,4 0,2 exp2 4,4 10exp1 1,1 10exp 1 1,1 10 0,2 0,2

kkk

0,4 0,2

k 0,2 0,2 4 2

4 = 2, es una ecuación exponencial que se pude se puede resolver de dos formas:

4 = 2 22 = 2 = 2

tomando logaritmos: log 4 = log 2 log 4 = log 2 log4 2log2

Para calcular nos podemos fijar en los experimentos 3 y 4, donde la [A0] es constante

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EE JJ EE RRCC

II CCII OO

SS

6 6

66

exp 4 6,6 10 0,2 1,2 exp 4 6,6 10exp3 3,3 10exp3 3,3 10 0,2 0,6

kkk

0,2 1,2

k 0,2

2 2

0,6 12 2 2 2 1

El orden global de la reacción es: 2 + 1 = 3, tercer orden

La ecuación de velocidad será: v = k [A]2 [B]

De donde podemos calcular la constante de velocidad, k, ya que:

v = k [A]2 [B]

2

vkA B

Sustituyendo los datos de cualquiera de los cuatro experimentos nos daría:

6 1 1

21 1

1,1 10

0,20 0,20

mol L skmol L mol L

= 1,37 ·10-4 mol-2 · L2 · s-1.

9. Una de las reacciones que participan en la destrucción de la capa de ozono es:

NO (g) + O3 (g) NO2 (g) + O2 (g)

Los resultados del estudio de velocidad de reacción a 25 ºC son los siguientes:

[NO]inicial (mol/L) [O3]inicial (mol/L)

Velocidad inicial (mol/L·s)

Experiencia 1 1,5 · 10-5 2,3 · 10-5 7,6 · 10-3 Experiencia 2 1,5 · 10-5 6,9 · 10-5 2,3 · 10-2

Experiencia 3 4,5 · 10-5 6,9 · 10-5 6,8 · 10-2

Determina la ecuación de velocidad y calcula el valor de la constante de velocidad a 25 ºC. [Sol. k = 2,2 · 107 mol-1 L s-1, velocidad = 2,2 · 107 [NO] [O3] ]

10. El estudio de la reacción de reducción de monóxido de nitrógeno a una determinada temperatura ha permitido obtener la siguiente información:

H2 (g) + NO (g) H2O (g )+ 1/2 N2 (g)

[H2]inicial (mol/L) [NO]inicial (mol/L) Velocidad inicial (mol/L·s)

Experiencia 1 1,5 · 10-2 1,4 · 10-3 2,0 · 10-6 Experiencia 2 1,5 · 10-2 2,8 · 10-3 8,0 · 10-6

Experiencia 3 4,5 · 10-2 1,4 · 10-3 6,0 · 10-6

a) Determina la ecuación de velocidad. [Sol. velocidad = 68,0 [H2] [NO]2]

b) ¿Cuál es la velocidad de reacción cuando las concentraciones de hidrógeno y monóxido de nitrógeno son 3,0 · 10-3 mol/L y 4,4 · 10-2 mol/L respectivamente? [Sol. 3,9 · 10-4 mol/L·s]

11. En una reacción aA + bB productos, estudiada experimentalmente en el laboratorio, se observa que si se duplica la concentración inicial de A, manteniendo constante la de B, la velocidad inicial de la reacción queda multiplicada por 8, mientras que si se triplica la concentración de B, manteniendo constante la de A, la velocidad de reacción también se triplica. Calcular, basándote en estos datos, el orden total de la reacción

Solución___________________________________________________________

La ecuación de la velocidad adoptará la forma: v=k [A] [B], donde tenemos que calcular y .

Se duplica la concentración inicial de A, manteniendo constante la de B, la velocidad inicial de la reacción queda multiplicada por 8.

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33.. TTeeoorrííaass ddee llaass rreeaacccciioonneess qquuíímmiiccaass..

33..11.. TTeeoorrííaa ddee llaass ccoolliissiioonneess Se basa en la idea que para que se produzca una reacción, las moléculas de las sustancias reaccionantes deben chocar entre sí. Por lo que a más choques mayor velocidad de la reacción.

Pero no todas las colisiones entre moléculas reaccionantes conducen a la formación de productos. Es decir, no todas las colisiones son efectivas. Si fuera así, las reacciones en fase líquida o gaseosa serian todas rapidísimas, casi instantáneas, ya que en estos medios el número de colisiones por segundo es extraordinariamente grande.

En la práctica, muy pocas reacciones se producen a velocidades muy altas. La mayoría son relativamente lentas, porque en la mayor parte de los choques las moléculas simplemente rebotan sin llegar a formar productos.

Para formar productos además de chocar tienen que hacerlo con una orientación adecuada.

Por ejemplo, el ozono, O3, de la estratosfera se descompone por reacción con monóxido de nitrógeno, NO, para lo cual es necesario que las moléculas de NO y O3 colisionen entre sí:

NO (g) + O3 (g) NO2 (g) + O2 (g)

Pero además, para formar productos no basta con que las moléculas choquen con una orientación adecuada. También se necesita que tengan una cierta energía mínima, ya que una reacción implica la ruptura de enlaces químicos y, por tanto, se requiere energía.

: 2 = 8 2 = 23 = 3

Se triplica la concentración de B, manteniendo constante la de A, la velocidad de reacción también se triplica

: 3 = 3 = 1

Orden de reacción: + = 3 + 1 = 4

12. Para la reacción: A + B 2 C, al duplicar la concentración del reactivo A, manteniendo

constante la de B, se duplica la velocidad de la reacción. Sin embargo, cuando se multiplica por tres la concentración del reactivo B, manteniendo constante la de A, la velocidad solamente se multiplica por 1,73. ¿Cuáles son los órdenes de la reacción con respecto de los reactivos A y B? [Sol. respecto A, 1, y respecto B, 0,5.]

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Para que un choque resulte efectivo y se produzca una reacción, es necesario que las moléculas implicadas cumplan dos condiciones:

1. Choquen con una orientación adecuada.

2. Tienen que tener suficiente energía.

Para que el choque sea eficaz deben verificarse las dos condiciones, puesto que si la orientación es la adecuada y la energía no es suficiente, la reacción no se producirá.

33..22.. TTeeoorrííaa ddeell eessttaaddoo ddee ttrraannssiicciióónn Esta teoría se basa en que una reacción química es consecuencia de la reorganización de los átomos de las moléculas de los reactivos para dar lugar a los productos. Este proceso no se lleva a cabo directamente, sino a través de un estado intermedio que se denomina complejo activado.

El complejo activado puede imaginarse como una asociación transitoria de moléculas en la cual aún no se han roto los enlaces de las moléculas reaccionantes y tampoco se han formado los enlaces de los compuestos resultantes.

A la energía que necesitan los reactivos para formar el complejo activado se le llama energía de activación, Ea, y representa la barrera que han de salvar las moléculas para que se produzca la reacción. La energía de activación influye directamente en la velocidad de reacción de modo que reacciones con energía de activación elevada son mucho más lentas que las que poseen energías de activación más pequeñas.

El que la reacción sea exotérmica (A) o endotérmica (B), no depende de la energía de activación, sino, de la diferencia de energía entre reactivos y productos.

E j e r c i c i o s

13. La figura representa los diagramas entálpicos correspondientes a dos reacciones, A y B. Indica, razonadamente, si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

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44.. MMeeccaanniissmmoo ddee rreeaacccciióónn yy mmoolleeccuullaarriiddaadd..

Molecularidad de una reacción es el número de moléculas preciso para que con su colisión simultánea se origine el complejo activado y, por tanto, tenga lugar la reacción.

Resultados experimentales conducen a la conclusión de que solamente aquellas reacciones cuya molecularidad sea 2, o como máximo 3 (es decir, reacciones que exijan colisiones de dos o de tres moléculas) van a tener una velocidad de reacción apreciable. En cambio, aquellas reacciones que presenten molecularidades de 4 serán muy lentas o imposibles.

Entonces, como es posible que se produzca la reacción 4 HBr + O2 2 H2O + 2 Br2, en la que aparentemente la molecularidad es 5 (cuatro moléculas de HBr han de colisionar con una de O2).

En estos casos el proceso no transcurre realmente como indica la ecuación estequiométrica global, sino que se realiza mediante una serie consecutiva de pasos sencillos o reacciones elementales, cuyo conjunto se conoce con el nombre de mecanismo de reacción.

La velocidad del proceso viene determinada por la etapa limitante, que es la etapa más lenta de todas las que conforman el mecanismo de reacción.

Uno de los mecanismos de reacción propuestos para explicar la reacción, 4 HBr + O2 2 H2O + 2 Br2, está formado por tres etapas bimoleculares:

1ª etapa HBr + O2 HOOBr (lenta: determina la velocidad) 2ª etapa HOOBr + HBr 2 HOBr (rápida) 3ª etapa HOBr + HBr H2O + Br2 (rápida)

HOBr + HBr H2O + Br2 4 HBr + O2 2 H2O + 2 Br

a) La reacción A es exotérmica, y la B endotérmica.

b) La variación de entalpía en ambas reacciones es la misma.

c) La energía de activación es la misma en ambas reacciones.

d) La reacción A es más rápida que la B.

14. Para la descomposición del bromoetano en etileno y bromuro de hidrógeno que tienen lugar según la ecuación: CH3-CH2Br CH2 = CH2 + HBr H = 18 kcal, la energía de activación es de 54 kcal. Calcula la energía de activación de la reacción inversa. [Sol. Ea´= 36 kcal]

15. Representa en un diagrama entálpico el camino de una reacción endotérmica rápida, y de otra exotérmica que sea más lenta que la anterior.

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Según este mecanismo, la etapa determinante de la velocidad es la primera, siendo la ecuación de la velocidad: v = k [HBr] · [O2]

En las reacciones que transcurren en varias etapas intervienen especies que no aparecen en los reactivos ni productos de la reacción global, son los llamados intermedios de reacción, HOOBr y HOBr en este caso.

En las reacciones elementales (transcurren en una sola etapa) los órdenes de reacción de los reactivos coinciden con sus coeficientes estequiométricos y el orden de la reacción coincide con su molecularidad.

55.. FFaaccttoorreess ddee llooss qquuee ddeeppeennddee llaa vveelloocciiddaadd ddee uunnaa rreeaacccciióónn.. UUttiilliizzaacciióónn ddee llooss ccaattaalliizzaaddoorreess eenn pprroocceessooss iinndduussttrriiaalleess..

55..11.. NNaattuurraalleezzaa ddee llooss rreeaaccttiivvooss La velocidad de un proceso químico depende a menudo de las características químicas y de los estados físicos de las sustancias que reaccionan.

E j e r c i c i o s

16. Se cree que la descomposición del óxido nitroso (N2O) en fase gaseosa procede a través de dos pasos elementales:

1º etapa: N2O N2 + O

2º etapa: N2O + O N2 + O2

Experimentalmente se encontró que la ecuación cinética es v = k [N2O]

a) Escribe una ecuación para la reacción global.

b) Identifica los intermediarios.

c) ¿Qué puede decirse acerca de las velocidades relativas de las etapas 1 y 2?

17. Para la reacción A + B C + D, se ha encontrado experimentalmente la siguiente ecuación de velocidad: v = k [A].

a) ¿Qué puede decirse acerca de su mecanismo?

b) ¿Qué reactivos participan en el complejo activado?

c) Si se dobla la concentración del reactivo B, ¿en qué proporción aumentará la velocidad de la reacción?

18. La siguiente reacción transcurre a través de dos mecanismos diferentes dependiendo de la temperatura: NO2 (g) + CO (g) CO2 (g) + NO (g).

Se determina que para temperaturas inferiores a 500 K la ecuación de velocidad es: velocidad = k [NO2]2, mientras que a temperaturas superiores a 500 K es: velocidad = k [NO2] [CO]. ¿Cuál de los siguientes mecanismos es operante a temperaturas superiores a 500 K y cuál a temperaturas inferiores?

a) NO2 (g) + CO (g) CO2 (g) + NO (g) proceso elemental

b) NO2 (g) + NO2 (g) NO3 (g) + NO (g) etapa elemental

NO3 (g) + CO (g) NO2 (g) + CO2 (g) etapa rápida

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En general, las condiciones más favorables para que se produzcan choques eficaces entre las sustancias reaccionantes, son aquellas en las que las moléculas se encuentran en estado gaseoso, o bien disueltas formando iones.

Las reacciones entre sólidos se darán más lentamente, pues la zona de contacto entre los reactivos sólo es la superficie externa de los mismos y, en algunos casos, esa reacción pasará prácticamente inadvertida.

55..22.. CCoonncceennttrraacciióónn ddee llooss rreeaaccttiivvooss Como ya vimos al principio del tema: Velocidad [reactivos]

Es lógico pensar que al aumentar la concentración de los reactivos haya mayor probabilidad de choque entre las moléculas y, por tanto, se incremente la posibilidad de que los choques sean efectivos y, esto se traduce en un aumento de la velocidad de la reacción.

55..33.. LLaa tteemmppeerraattuurraa Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas, es decir tendrán mayor velocidad y por tanto aumentara el número de choques efectivos, y por tanto, mayor velocidad de reacción.

55..44.. CCaattaalliizzaaddoorreess Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química sin consumirse.

El catalizador modifica el mecanismo de la reacción, modifica Ea, haciendo que la reacción transcurra a través de una serie de etapas elementales más favorables que las que se darían sin catalizador.

Velocidad sin catalizador < Velocidad con catalizador

La catálisis puede ser homogénea o heterogénea, según que el catalizador y los reactivos estén o no en la misma fase.

En la catálisis homogénea, el catalizador está en la misma fase que los reactivos. El catalizador hace posible la formación de complejos activados distintos, y con menor energía de activación que los que se formarían en ausencia de catalizador; su presencia hace que la reacción transcurra por un mecanismo diferente.

En la catálisis heterogénea el catalizador se encuentra en una fase distinta de la de los reactivos, generalmente es un sólido a través del cual se hace pasar una mezcla de gases, que son los reactivos. El catalizador heterogéneo suele estar finamente dividido y así aumentar la superficie de contacto. La superficie del catalizador absorbe a los reactivos relajando y debilitando sus enlaces y favoreciendo, por tanto, la reacción

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Un ejemplo de la utilización de los catalizadores en procesos industriales es la oxidación de SO2 (g) a SO3 (g), etapa fundamental en la producción de ácido sulfúrico, que se realiza en presencia de pentaóxido de vanadio, V2O5 (s).

1ª etapa: S (s) + O2 (g) SO2 (g)

2ª etapa: 2 SO2 (g) + O2 (g) 5O2V 2 SO3 (g)

3ª etapa: SO3 (g) + H2O () H2SO4 (aq)

E j e r c i c i o s

19. Explica por qué:

a) Las sustancias se queman más rápidamente en O2 puro que en aire.

b) La unión entre el H2 y el O2 para formar H2O es completamente inobservable a temperatura ambiente, mientras que a 700 ºC se verifica con carácter explosivo.

c) Un trozo de madera arde más despacio que cuando la madera se encuentra en forma de virutas.

20. Para una reacción dada: a A + b B c C, explica brevemente cómo influye la presencia de un catalizador:

a) En el mecanismo de reacción. d) En la modificación del estado de equilibrio.

b) En la cantidad de producto obtenida. e) En la entalpía de reacción.

c) En la velocidad de reacción.

21. Para una reacción hipotética: A + B C, en unas condiciones determinadas, la energía de activación de la reacción directa es 31 kJ, mientras que la energía de activación de la reacción inversa es 42 kJ.

a) Representa, en un diagrama energético, las energías de activación de la reacción directa e inversa.

b) La reacción directa, ¿es exotérmica o endotérmica?

c) Indica cómo influirá en la velocidad de reacción la utilización de un catalizador.

22. Indica, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Para una reacción exotérmica, la energía de activación de la reacción directa es menor que la energía de activación de la reacción inversa.

b) La velocidad de la reacción no depende de la temperatura.

c) La acción de un catalizador no influye en la velocidad de reacción

23. La energía de activación de la siguiente reacción es 134 kJ:

CO (g) + NO2 (g) CO2 (g) + NO (g) H = -339,5 kJ.

Cuando se utiliza un catalizador la energía de activación se reduce a 104 kJ/mol. ¿Cuál es el valor de H para la reacción catalizada?

a) 339,5 kJ b) –339,5 kJ c) 309,5 kJ d) –309,5 kJ

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A U T O E V A L U A C I Ó N 1

1. Se ha comprobado que la reacción A + B productos, es de primer orden tanto respecto de A como de B. Cuando la concentración de A es de 0,2 mol·L-1 y la de B es de 0,8 mol·L-1, la velocidad de reacción es de 5,6 x 10-3 mol·L-1·s-1. Calcule:

a) El valor de la constante de velocidad de la reacción.

b) La velocidad de la reacción cuando las concentraciones de A y B son 0,3 mol·L-1.

2. JUN 06 - La ley de velocidad para la reacción X + Y productos, es de primer orden tanto respecto de X como de Y. Cuando la concentración de X es de 0,15 mol·L-1 y la de Y es de 0,75 mol·L-1, la velocidad de reacción es de 4,2 x 10-3 mol·L-1·s-1. Calcule

a) El valor de la constante de velocidad de la reacción.

b) La velocidad de la reacción cuando las concentraciones de X e Y son 0,5 mol·L-1.

3. La velocidad de una reacción entre A y B, a 25 ºC, puede expresarse por v = k [A]2 [B]. Contesta razonadamente:

a) ¿Cuál es el orden de reacción respecto al compuesto A? ¿Y respecto al compuesto B?

b) ¿Afectará un cambio en la temperatura a la velocidad de la reacción? Si la respuesta es afirmativa, ¿en qué sentido le afectará?

c) Si se duplica la concentración de uno sólo de los reactivos, A o B, ¿qué ocurrirá con la velocidad de reacción?

4. Dibuja un diagrama entálpico con el camino de reacción: A + B C; H = 130 kJ/mol y cuya energía de activación es 200 kJ/mol.

5. En la reacción 2 NO + 2 H2 N2 + 2 H2O a 1.100 K se obtuvieron estos datos:

[NO]inicial (mol/L) [H2]inicial (mol/L) Velocidad inicial (mol/L·s)

0,005 0,0025 3·10-5

0,015 0,0025 9·10-5

0,015 0,010 3,6·10-4

Calcula los órdenes parciales, el orden total de la reacción y su constante de velocidad.

[Sol. orden total igual a dos; k = 2,4 mol-1 · L · s-1]

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A U T O E V A L U A C I Ó N 2

1. Representa mediante un diagrama de entalpías el transcurso de la reacción de descomposición: A B + C, que es exotérmica, e indica en el gráfico:

a) La energía de activación.

b) La entalpía de reacción.

c) El estado de transición o complejo activado.

d) La energía de activación de la reacción inversa, B + C C.

2. SEP 06 - En la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g), en un determinado momento, el hidrogeno está reaccionando a la velocidad de 0,090 mol·L-1·s-1. Se pregunta:

a) La velocidad a la cual está reaccionando el nitrógeno.

b) La velocidad con la cual se está formando el amoniaco en este mismo momento

c) De cuáles de las siguientes magnitudes depende la constante de velocidad de una reacción, justificando la respuesta: i) de las concentraciones de los reactivos; ii) de las concentraciones de los productos y iii) de la temperatura.

3. Para la reacción hipotética A + b = C + D en condiciones también hipotéticas, la energía de activación es de 32 kJ/mol. Para la reacción inversa, esa energía es de 58 kJ/mol. Razone si la reacción es exotérmica o endotérmica.

4. En la reacción 2 NO + = O2 2 NO2 a una determinada temperatura se ha obtenido la siguiente información:

[NO]inicial (mol/L) [O2]inicial (mol/L) Velocidad inicial (mol/L·s) 0,020 0,010 0,028

0,020 0,020 0,057

0,040 0,020 0,224

0,010 0,020 0,014

Calcula el orden total de la reacción y su constante de velocidad. [Sol. orden total igual a tres; k = 7 · 10-3 mol-2 · L2 · s-1]

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[06] Equilibrio Químico

11.. EEqquuiilliibbrriioo qquuíímmiiccoo..

En el tema 1, hemos considerado que las reacciones se producían hasta que alguno de los reactivos se agotaba, es decir, considerábamos que las reacciones se producían de forma completa. Sin embargo, en la mayoría de las ocasiones las reacciones se producen de forma incompleta. Así, en la reacción:

2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)

SO2 O2

Moles iníciales 0,9 0,7

Al cabo de un tiempo 0,3 0,4

Han reaccionado 0,6 moles de SO2, por tanto, han reaccionado también 0,3 moles de O2, queda algo de los dos reactivos, sin embargo, aunque pase el tiempo esas cantidades no varían: se ha alcanzado un estado de equilibrio entre reactivos y productos.

Los conceptos de estequiometría siguen siendo necesarios, y así podemos completar la siguiente tabla:

SO2 (g) O2 (g) SO3 (g)

Moles iníciales (n0) 0,9 0,7 0 Variación de moles (n) –0,6 –0,3 +0,6 Moles en el equilibrio (ne) 0,3 0,4 0,6

Lo que ocurre es que esta reacción, como la mayoría de reacciones químicas, es una reacción reversible. Tan pronto como se forman algunas moléculas de producto (SO3), comienza el proceso inverso: el SO3 se descompone produciendo SO2 y O2.

2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)

Para que los términos “reactivo” y “producto” no resulten confusos en una reacción reversible, se considera que las sustancias escritas al lado izquierdo de las flechas de equilibrio son los “reactivos” y las que están al lado derecho “productos”

El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes.

El equilibrio químico es un proceso dinámico: cuando se alcanza el equilibrio continúan reaccionando unas sustancias con otras, aunque no haya variaciones en las cantidades de reactivos y productos.

Todo sistema evoluciona espontáneamente para alcanzar un estado de equilibrio. Una reacción química se producirá hacia la derecha (sentido

La doble flecha representa una reacción reversible.

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directo, ) o hacia la izquierda (sentido inverso, ), de modo que finalmente se alcance un equilibrio entre reactivos y productos.

Para que se pueda alcanzar el estado de equilibrio es necesario que el recipiente donde se produce la reacción sea un sistema cerrado, es decir, que no haya intercambio de materia con el exterior. Eso exige un recipiente cerrado en el caso de reacciones en las que intervienen gases; basta, en cambio, con un tubo de ensayo abierto para una reacción que se produce en disolución acuosa.

22.. LLeeyy ddee aacccciióónn ddee mmaassaass.. CCoonnssttaannttee ddee eeqquuiilliibbrriioo

22..11.. CCoonnssttaannttee ddee eeqquuiilliibbrriioo KKcc.. Una vez se ha alcanzado el equilibrio entre reactivos y productos, existe una relación constante entre sus concentraciones molares cuando se escriben de cierta forma.

En general: a A + b B c C + d D

c d

c a b

C DK

A B

En particular para la reacción: 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)

La relación constante es la siguiente:

232

2 2c

SOK

SO O

E j e r c i c i o s

1. Escribe la expresión de la constante de equilibrio de los siguientes procesos:

a) 2 HI (g) H2 (g) + I2 (g)

b) POCl3 (g) PCl3 (g) + 1/2 O2 (g)

2. Escribe la expresión de la constante de equilibrio para la reacción: 2 H2S (g) 2 H2 (g) + S2 (g)

a) Calcula Kc para una mezcla en equilibrio que contiene 1,0 moles de H2S; 0,20 moles de H2 y 0,80 moles de S2 en un recipiente de 2 L. [Sol. Kc = 0,016]

b) Otra mezcla a la misma temperatura contiene en un recipiente igual, 0,1 moles de H2 y 0,4 moles de S2, calcula cuántos moles de H2S habrá en la mezcla en equilibrio. [Sol. 0,35 moles H2S]

3. Se ha realizado la reacción N2O4 (g) 2NO2 (g) varias veces, con distintas cantidades, siempre a 134ºC. Una vez alcanzado el equilibrio las concentraciones de las dos substancias en cada muestra fueron:

muestra nº 1 2 3 [N2O4] (moles/L) 0,29 0,05 [NO2] (moles/L) 0,74 0,3

Completa la tabla. [Sol. 0,307 y 0,0476 mol/L]

A esta expresión se le denomina ley de acción de masas.

Kc recibe el nombre de constante de equilibrio.

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22..22.. CCoonnssttaannttee ddee eeqquuiilliibbrriioo KKpp.. El estado de equilibrio puede ser caracterizado por la constante Kp, que es semejante a Kc; en lugar de concentraciones molares aparecen presiones parciales.

Para la reacción: 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)

La constante en función de las presiones parciales es:

3

2 2

2

2SO

pSO O

PK

P P

Recuerda que para una mezcla de gases:

Pi · v = ni · R · T Pi = vni · R · T Pi = ci · R · T .

Siendo Pi la presión parcial y ci la concentración molar de cada componente i.

La presión parcial de un componente en la mezcla de gases también se puede calcular mediante la expresión:

Pi = i · PT .

Siendo T

ii n

n , la fracción molar del componente i y PT la presión total de la mezcla de gases.

22..33.. RReellaacciióónn eennttrree llaass ccoonnssttaanntteess KKcc yy KKpp Las constantes Kc y Kp se relacionan mediante la expresión:

n

p cK K RT

Donde n es la variación del número de moles de gases en la ecuación:

n = (coeficientes de productos) – (coeficientes de reactivos)

Evidentemente, en aquellas reacciones en las que la variación del número de moles de gas sea nulo, los valores numéricos de Kc y Kp coinciden (n = 0 Kc = Kp).

E j e r c i c i o s

4. Un recipiente contiene una mezcla de N2, H2 y NH3 en equilibrio. La presión total en el recipiente es 2,8 atm, la presión parcial del H2 es 0,4 atm y la del N2, 0,8 atm. Calcula Kp para la reacción en fase gaseosa N2 (g) + 3 H2 (g ) 2 NH3 (g) a la temperatura de la mezcla. [Sol. Kp = 50]

5. La siguiente mezcla es un sistema en equilibrio: 3,6 moles de hidrógeno, 13,5 moles de nitrógeno y 1 mol de amoníaco a una presión total de 2 atm y a una temperatura de 25 °C. Se pide, la presión parcial de cada gas, y las constantes, Kc y Kp para la reacción N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) a 25 °C. [Sol. P(N2) =1,491 at; P(H2) = 0,397at ; P(NH3) = 0,11 at Kp = 0,129 ; Kc = 77,02]

E j e r c i c i o s

6. Escribe la relación entre Kc y Kp para cada una las siguientes ecuaciones:

a) CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) [Sol. Kp = Kc]

b) 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) [Sol. Kp = Kc/RT]

c) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) [Sol. Kp = Kc/(RT)2]

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22..44.. CCaarraacctteerrííssttiiccaass ddee llaa ccoonnssttaannttee ddee eeqquuiilliibbrriioo.. Los valores de estas constantes dependen de como se escriben y ajustan las reacciones

químicas. Por lo que es necesario escribir la ecuación química cuando se da el valor numérico de una constante de equilibrio.

N2O4 (g) 2 NO2 (g) 33,1

ONNOK

42

22

c

21 N2O4 (g) NO2 (g)

15,133,1KON

NOK 2/12/1c

2/1

42

22

c

2 NO2 (g) N2O4 (g)

75,033,11

K1

NOONK

c22

42c

Aunque normalmente las constantes de equilibrio se escriben sin unidades, eso no quiere decir que sean adimensionales; sus unidades dependen de la relación que hay entre los coeficientes estequiométricos.

Para una reacción química y a una determinada temperatura, el valor de Kc o Kp, es constante, independientemente de las cantidades iniciales de reactivos y productos.

La constante de equilibrio es función de la temperatura. Mientras la temperatura no varíe, la Kc o Kp permanece constante.

Si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más reacciones, la constante de la reacción global está determinada por el producto de las constantes de las reacciones individuales (este procedimiento recuerda a la ley de Hess).

7. Analizada una muestra de un gas encerrado en un recipiente de 5 litros a una temperatura de 600 K que se encontraba en equilibrio químico, se observó que estaba compuesto por amoníaco, nitrógeno e hidrógeno en concentraciones 5·10–4 M, 0,02 M y 0,02 M, respectivamente. A partir de estos datos, obtener los valores de las constantes de equilibrio Kp y Kc para la reacción: 3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g). [Sol. Kc =1,56; Kp = 6,45 ·10–4]

8. Se introduce una muestra de pentacloruro de fósforo en un frasco a una temperatura de 427°C. El pentacloruro se disocia parcialmente produciendo cloro y tricloruro de fósforo: PCl5 (g) Cl2 (g) + PCl3 (g). Si las presiones parciales del cloro y del pentacloruro son, respectivamente, 0,5 y 0,4 atm, calcular los valores de Kc y Kp, así como las fracciones molares de los componentes de la mezcla en equilibrio. [Sol. Kp = 0,625; Kc = 0,01; 0,28; 0,35; 0,35]

E j e r c i c i o s

9. Considera el proceso: 1/2 CH4 (g) + H2S (g) 1/2 CS2 (g) + 2 H2 (g). Si Kc vale 0,19 a 960 ºC, calcula su valor y determina sus unidades en estos casos:

a) Cuando multiplicamos por 2 los coeficientes del proceso propuesto.

b) Cuando el proceso está ajustado de manera que se obtenga 1 mol de H2 (g).

c) Cuando el proceso es el inverso del propuesto.

10. Calcula la constante de equilibrio del proceso N2O (g) + 1/2 O2 (g) 2 NO (g) a partir de N2 (g) + 1/2 O2 (g) N2O (g) + H2 (g) K = 1,7· 10-18 y N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) K = 0,629, todas medidas a la misma temperatura. [Sol. K = 2,8· 10-13]

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22..55.. CCáállccuullooss eenn eeqquuiilliibbrriiooss hhoommooggéénneeooss Un equilibrio es homogéneo si los reactivos y productos se encuentran en la misma fase.

E j e r c i c i o s

11. Se mezclan 0,84 moles de PCl5 y 0,18 moles de PCl3 en un recipiente de 1 litro. Cuando se alcanza el equilibrio existen 0,72 moles de PCl5. Calcula Kc a la temperatura del sistema para la reacción PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g).

Solución___________________________________________________________

Colocamos la información que tenemos en una tabla

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

no 0,84 0,18 0

n

ne 0,72

Completamos la tabla sabiendo que n se representa con tantas x como indica el coeficiente estequiométrico de cada sustancia, con un signo delante, que será, -, si esa sustancia

desaparece, y será, +, si la sustancia se forma

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

no 0,84 0,18 0

n -x +x +x

ne 0,72

Los moles en el equilibrio se calculan sumando las dos casillas superiores (no+n)

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

no 0,84 0,18 0

n -x +x +x

ne 0,84 – x = 0,72 0,18 + x 0 + x

0,84 – x = 0,72 x = 0,84 – 0,72 x = 0,12

Ahora sustituimos en la tbla el valor de x, y ya tenemos los moles en el equilibrio, que es realmente lo que nos interesa para calcular Kc.

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

no 0,84 0,18 0

n -0,12 +0,12 +0,12

ne 0,72 0,30 0,12

Moles iniciales

Variación en elnúmero de moles

Moles en el equilibrio

Fíjate que inicialmente hemos introducido cierta cantidad de PCl5 y PCl3, y

nada de Cl2, por eso ponemos cero moles

iniciales

Por lo tanto esta celda nos permite calcular el valor de x

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101

22..66.. ¿¿QQuuéé iinnffoorrmmaacciióónn pprrooppoorrcciioonnaa llaa ccoonnssttaannttee ddee eeqquuiilliibbrriioo??

EEll ggrraaddoo eenn qquuee ssee pprroodduuccee uunnaa rreeaacccciióónn.. GGrraaddoo ddee ddiissoocciiaacciióónn..

La constante de equilibrio no da información de la rapidez con la que se produce una reacción, sino, del grado en que se produce una reacción:

Si el valor de la constante de equilibrio es muy grande, la reacción está desplazada hacia la formación de productos.

Por el contrario, valores de la constante muy pequeños indican que está desplazada hacia la izquierda, es decir, cuando se establece el equilibrio, la mayoría de los reactivos quedan sin reaccionar, formándose sólo pequeñas cantidades de productos.

3 2

5

0,30 0,12PCl Cl 1 1 0,05

0,72PCl1

e e

e

Kc

12. Si se calientan 46 g de yodo y 1 g de hidrógeno a 450 °C, la mezcla en equilibrio contiene

1,9 g de yodo. Se pide:

a) Moles de cada gas en la mezcla en equilibrio. [Sol. n(H2)= 0,3725; n(I2)= 0,0075; n(HI)= 0,345]

b) Kc para la reacción H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) a 450 ºC. [Sol. Kc = 48,57]

13. Cuando se mezclan 1 mol de N2 y 3 moles de H2 a cierta temperatura y a una presión constante de 10 atm se obtienen 0,4 moles de NH3 en el equilibrio. Se pide: a) los moles de cada gas en el equilibrio; b) la presión parcial de cada gas en el equilibrio; c) Kp para la reacción N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) a la temperatura a la que se hizo la reacción. [Sol. 0,8 mol, 2,4 mol; 2,22 atm, 6,66 atm, 1,11 atm; 1,8·10–3]

14. La constante de equilibrio para la reacción CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) es 4 a cierta temperatura. Se introducen 0,6 moles de CO y 0,6 moles de vapor de agua en un recipiente de 2 L a esa temperatura. Calcula el número de moles de CO2 en el equilibrio. [Sol. 0,4 moles]

15. Se introducen 0,1 moles de N2O4 en un recipiente de 2 L de capacidad y se calienta hasta 25 °C, sabiendo que Kc para la reacción N2O4 (g) 2 NO2 (g) es 0,006 mol/L a 25 °C, obtén las concentraciones en la mezcla en equilibrio. [Sol. 0,042 y 0,016 mol/L]

16. Kp para la reacción N2O4 (g) 2 NO2 (g) tiene un valor de 66 atm a 134 °C. Se introduce 1 mol de N2O4 en un recipiente y se calienta hasta 134 °C. en el equilibrio la presión es 10 atm. Calcula cuántos moles de NO2 habrá en la mezcla en equilibrio. [Sol. 1,58 moles]

17. Se desea obtener 1 mol de acetato de etilo a partir de etanol y acético según la reacción: CH3–CH2OH () + CH3–COOH () CH3–COO–CH2–CH3 () + H2O (). La constante de equilibrio tiene un valor de 4 a 20 °C. Calcula las cantidades de reactivos que se han de mezclar en proporción estequiométrica. [Sol. 1,5 moles]

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102

Otra forma de señalar el progreso de una reacción es indicando el grado de disociación, .

inicialesmolesdeºndisociadosmolesºn

nx0 , es decir, el tanto por uno de reactivo disociado.

En consecuencia, el porcentaje disociado será: % (disociación) = 100 ·

E j e r c i c i o s

18. Para el equilibrio, 2 CO2 (g) 2 CO (g) + O2 (g), la constante de equilibrio es Kp = 7,1· 10-91 a 25 ºC. Razona si la descomposición del CO2 es un procedimiento eficaz para obtener monóxido de carbono, CO, un reactivo muy útil en la síntesis de sustancias orgánicas.

Solución___________________________________________________________

El valor de Kp es muy pequeño, lo que significa que la reacción se encuentra muy desplazada hacia la izquierda, de modo que la mayoría de moléculas serán de CO2 (g) y una pequeñísima parte se habrán disociado a CO (g) y O2 (g).

19. El valor de la constante de equilibrio para la reacción, Si (s) + O2 (g) SiO2 (s) es Kc = 2· 10142

. Razona si la descomposición del SiO2 en Si y O2 es buen método para obtener silicio elemental.

E j e r c i c i o s

20. A 500 K el PCl5 se descompone parcialmente dando PCl3 y Cl2. Se sabe que si se introduce 1 mol de PCl5 en un recipiente de 1 litro y se calienta hasta 500 K, un 14 % del mismo se descompone según la ecuación: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g). Calcula Kc para dicha reacción a dicha temperatura. [Sol. Kc = 0,0227]

21. Se introduce en un matraz de 2 litros una mezcla de 2 moles de gas Br2, y 2 moles de Cl2. A cierta temperatura se produce la reacción: Br2 (g) + Cl2 (g) 2 BrCl (g). Cuando se establece el equilibrio se determina que se ha gastado el 9,8% de bromo. Calcúlese la constante de equilibrio para la reacción. [Sol. Kc = 0,047]

22. La reacción CH3 – (CH2)2 – CH3 (g) CH(CH3)3 (g) tiene una constante de equilibrio de 2,5 a cierta temperatura. Si inicialmente se introduce 1 mol de butano y 0,2 moles de metil-propano, calcula el porcentaje de butano que se convierte en metilpropano. [Sol. 66%]

23. A una temperatura determinada se produce la reacción: Xe (g) + 2 F2 (g) XeF4 (g)

a) Se mezclan 0,4 moles de Xe con 0,8 moles de F2, en un recipiente de 2 litros. Cuando se alcanza el equilibrio, el 60 % del todo el Xe se ha convertido en XeF4. Hallar Kc. [Sol. Kc = 58,6]

b) Se mezclan 0,4 moles de Xe con -y- moles de F2 en el mismo recipiente. Cuando se alcanza el equilibrio, el 75 % de todo el Xe se ha convertido en XeF4. Hallar e valor de -y-. [Sol. 1,05 moles]

24. En un recipiente de 1,3 L de capacidad se tiene 2,6 g de tetraóxido de dinitrógeno a 27°C. Cuando se alcanza el equilibrio, la presión en el recipiente es de 0,6 atm. Calcular el grado de disociación del equilibrio: N2O4 (g) 2 NO2 (g). [Sol. = 0,132]

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103

PPrreeddiicccciióónn ddeell sseennttiiddoo ddee uunnaa rreeaacccciióónn

Las concentraciones o presiones que figuran en la Kc o Kp son las que corresponden únicamente al estado de equilibrio. Si las concentraciones o presiones no son las del estado de equilibrio, a la expresión de la ley de acción de masas se le llama cociente de reacción, Q.

ba

dc

cBADCQ

beq

aeq

deq

ceq

cBA

DCK

Para predecir en qué sentido (directo o inverso) se producirá una reacción, lo único que debemos hacer es comparar los valores de Qc y Kc.

Qc < Kc La reacción se produce en sentido directo ()

Qc = Kc El sistema está en equilibrio

Qc > Kc La reacción se produce en sentido inverso ()

E j e r c i c i o s

25. Para el equilibrio PCl3 (g) + Cl2 (g) PCl5 (g), Kc = 0,18 a una temperatura determinada. En un matraz tenemos una mezcla de estos tres gases con las siguientes concentraciones: [PCl3] = 0,052 M, [Cl2] = 0,014 M y [PCl5] = 0,006 M. Calcula el cociente de reacción, Q. ¿Se encuentra el sistema en equilibrio? En caso negativo, en qué dirección se producirá la reacción para llegar al equilibrio. [Sol. ]

Solución___________________________________________________________

Para saber si un sistema está o no en equilibrio, hay que conocer el valor de Q y compararlo con K.

PCl3 (g) + Cl2 (g) PCl5 (g) Kc = 0,18 Co 0,052 0,014 0,006

5

2 3

0,006 8,240,052 0,014

PClQc

Cl PCl

Como Qc Kc , el sistema no se encuentra en equilibrio

Kc < Qc

La reacción se producirá de derecha a izquierda

26. La constante de equilibrio para la reacción Cl2 (g) + CO (g) COCl2 (g) es Kc = 5 (mol/L)–1 a cierta temperatura. Se tienen las siguientes mezclas en respectivos recipientes, todos de 1 L: [Sol. a) ; b) en equilibrio; c) ]

Cociente dereacción

Constante deequilibrio

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104

22..77.. EEqquuiilliibbrriiooss hheetteerrooggéénneeooss.. Los equilibrios estudiados hasta ahora son todos equilibrios homogéneos, ya que tanto los reactivos como los productos eran gases, es decir, se encontraban en la misma fase.

A continuación vamos a aplicar las leyes del equilibrio químico a un equilibrio heterogéneo, que es aquel en el que, reactivos y productos no se encuentran en la misma fase.

En general, la expresión de la constante de equilibrio para estos equilibrios heterogéneos adopta formas más sencillas, puesto que ni sólidos ni líquidos aparecen en la expresión de la constante de equilibrio.

Para el equilibrio heterogéneo: 2 C (s) + O2 (g) 2 CO (g)

Las expresiones de Kc y Kp, serán: 2

2

c OCOK ;

2

2CO

pO

PK

P

Donde no aparece ningún término para los sólidos o líquidos puros.

En la expresión que relaciona Kc y Kp:

ncp RTKK ; n = 2 – 1 = 1, ya que sólo deben considerarse los gases.

a b c 5 moles de Cl2 2 moles de Cl2 1 moles de Cl2 2 moles de CO 2 moles de CO 1 moles de CO

20 moles de COCl2 20 moles de COCl2 6 moles de COCl2

¿Está cada uno de estos sistemas en equilibrio? Si no, ¿en qué sentido evolucionarán?

27. Para la reacción H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g), K = 50 a 450 °C. En un recipiente de un litro se introducen 1 mol de H2, 1 mol de I2 y 2 moles de HI, a) determina en qué sentido se producirá reacción; b) calcula cuántos moles de cada gas habrá cuando se alcance el equilibrio. [Sol. a) ; b) 0,44 mol H2 y 3,12 mol I2 y H2]

E j e r c i c i o s

28. El óxido de mercurio (II) se descompone reversiblemente al calentarse, en vapor de mercurio y oxígeno. Cuando esta operación se realiza en recipiente cerrado, en el que previamente se ha hecho el vacío, se alcanza una presión total en el equilibrio de 150 mmHg a 400 °C. Determina el valor de la constante de equilibrio Kp a dicha temperatura para la reacción: 2 HgO (s) 2 Hg (g) + O2 (g). [Sol. Kp = 1,5 · 10-3]

29. En un recipiente cerrado se coloca una cantidad de carbamato de amonio que se descompone según la reacción: NH4 (NH2 – COO) (s) 2 NH3 (g) + CO2 (g). Una vez alcanzado el equilibrio a 20 ºC, la presión en el recipiente ha aumentado en 0,08 atm. Calcula Kc para dicha reacción. [Kc = 5,7 · 10-9]

30. En una vasija de 200 mL en la que se encuentra azufre sólido, se introducen 1 gramo de H2 y 3,2 g de H2S. Se calienta el sistema a 380 K con lo que se establece el equilibrio H2S (g) H2 (g) + S (s) Kc = 7,0 · 10–2. Hallar la presión parcial de ambos gases en el equilibrio. [Sol. P(H2) = 6,23 atm., P(H2S) = 86,31 atm.]

31. Para la reacción en equilibrio a 25 °C: 2 ICl (s) I2 (s) + Cl2 (g) la constante Kp vale 0,24 cuando la presión se expresa en atmósferas. En un recipiente de dos litros en el que se ha hecho el vacío se introducen 2 moles de ICl (s). a) ¿Cuál es la concentración de Cl2 (g) cuando se alcance el equilibrio? b) ¿Cuántos gramos de ICl (s) quedarán en el equilibrio? [Sol. [Cl2]e = 9,82·10-3 M ; 318,5 g ICl]

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33.. DDeessppllaazzaammiieennttoo ddeell eeqquuiilliibbrriioo.. LLeeyy ddee LLee CChhaatteelliieerr..

Para predecir cualitativamente cómo se modifica el estado de equilibrio se emplea la ley de Le Chatelier:

Cuando un sistema en equilibrio es alterado por un cambio, se producirá la reacción en sentido directo o inverso de manera que permita contrarrestar en lo posible el cambio impuesto. De esa manera se alcanza de nuevo el estado de equilibrio.

Adición o eliminación de un reactivo o producto:

La adición de un reactivo o producto se traduce en un aumento de la presión parcial o concentración de ese reactivo o producto, lo que favorece la reacción en el sentido que ocasione una disminución de esa sustancia.

La eliminación de un reactivo o producto se traduce en una disminución de la presión parcial o concentración de ese reactivo o producto, lo que favorece la reacción en el sentido que ocasione un aumento de esa sustancia.

La adición o retirada de un sólido o líquido puro en un equilibrio heterogéneo no altera el estado de equilibrio.

32. A 1000°C la presión de CO2 en equilibrio con CaO y CaCO3 es 0,039 atm

a) Determina Kp para la reacción CaC3 (s) CaO (s) + CO2 (g) [Sol. Kp = 0,039]

b) si se introduce CaCO3 en un recipiente que contiene CO2 a una presión de 0,5 atm ¿se produce reacción?; ¿cuál será la presión final?; ¿Y si la presión del CO2 en el recipiente fuera de 0,01 atm? [Sol. No ; 0,5 atm ; si]

33. En un recipiente que contiene NH3 (g) a una presión de 0,5 atm, se colocan 5 g de NH4HS (s).

NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g) Kp = 0,11 atm2

a) Hallar la presión total del gas que llenará el recipiente, una vez que se haya alcanzado el equilibrio. [Sol. P = 0,83 atm]

b) Hallar la fracción molar de cada uno de los gases presentes en el equilibrio. [Sol. 0,8; 0,2.]

c) ¿Cuál hubiera sido el resultado de las dos preguntas anteriores si en vez de depositar 5 gramos de NH4HS (s) se hubiesen introducido 10 g.

E j e r c i c i o s

34. Se tiene el siguiente sistema en equilibrio: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g). Prediga, justificando la respuesta, en qué sentido se producirá reacción si,

a) añadimos CO2 sin modificar el volumen

b) eliminamos CO2 (haciéndolo reaccionar con NaOH) sin modificar el volumen.

c) Añadimos CaO (s).

Solución___________________________________________________________

Según el principio de Le Chatelier, el sistema evolucionará para contrarrestar el cambio, y volver de nuevo al estado de equilibrio.

a) La reacción se producirá de forma que disminuya la cantidad de CO2, es decir, de derecha a izquierda.

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106

Cambios de volumen (Presión total):

Una disminución del volumen (aumento de la presión total) favorece la reacción en el sentido que disminuya el número total de moles gaseosos.

Un aumento del volumen (disminución de la presión total) favorece la reacción en el sentido que aumente el número total de moles gaseosos.

El cambio de volumen o presión total no influirá en reacciones que se producen en disolución acuosa o cuando n = 0.

Cambios de la temperatura:

Un aumento de la temperatura desplaza la reacción en el sentido endotérmico.

Una disminución de la temperatura desplaza la reacción en sentido exotérmico.

b) La reacción se producirá de forma que aumente la cantidad de CO2, es decir, de izquierda a derecha.

c) La adición de un reactivo sólido no afecta al equilibrio.

35. Se tiene el siguiente sistema en equilibrio: C (graf) + CO2 (g) 2 CO (g). Prediga,

justificando la respuesta, en qué sentido se producirá reacción si,

a) añadimos CO2 sin modificar el volumen. [Sol. ]

b) eliminamos CO2 (haciéndolo reaccionar con NaOH) sin modificar el volumen. [Sol. ]

E j e r c i c i o s

36. Indica, justificando la respuesta, ¿cuál será el efecto de un aumento de la presión (disminución del volumen) a temperatura constante en cada uno de los siguientes sistemas en equilibrio?

a) N2O4 (g) 2NO2 (g)

b) CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g)

Solución___________________________________________________________

Según el principio de Le Chatelier, el sistema evolucionará para contrarrestar el cambio, y volver de nuevo al estado de equilibrio.

Un aumento de la presión total (disminución del volumen) favorece la reacción en el sentido que disminuya el número total de moles gaseosos.

a) La reacción se producirá hacia la izquierda.

b) La reacción se producirá hacia la derecha, es decir se favorece la formación de productos

37. Indica, justificando la respuesta, ¿cuál será el efecto de un aumento de la presión

(disminución del volumen) a temperatura constante en cada uno de los siguientes sistemas en equilibrio?

a) H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

b) C (graf) + CO2 (g) 2 CO (g)

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La constante de equilibrio depende de la temperatura, así al cambiar la temperatura el sistema evoluciona para alcanzar el nuevo valor de la constante de equilibrio.

Cuando se favorece la formación de los productos aumenta la Kc.

Cuando se favorece la formación de reactivos disminuye la Kc.

Adición de un gas inerte que no participa en la reacción (sin modificar el volumen): Aumenta la presión total, pero no las presiones parciales (no varía la concentración), por tanto no afecta al equilibrio.

Adición de un catalizador: no influye en el estado de equilibrio. La finalidad de un catalizador es aumentar la velocidad de una reacción.

E j e r c i c i o s

38. Indica, razonadamente, cómo se modifica el equilibrio si se incrementa el valor de la temperatura, y en qué sentido cambia la constante de equilibrio.

a) Al aumentar la temperatura al proceso: N2O4 (g) 2 NO2 (g) H = + 52 kJ,

b) Al disminuir la temperatura al proceso: 2 O3 (g) 3 O2 H = - 283 kJ

Solución___________________________________________________________

Según el principio de Le Chatelier, el sistema evolucionará para contrarrestar el cambio, y volver de nuevo al estado de equilibrio.

El cambio de temperatura altera el equilibrio, y además modifica el valor de la constante de equilibrio.

a) Al aumentar la temperatura se favorece el sentido endotérmico, que en este caso es hacia la derecha.

N2O4 (g) Endotérmico

Exotérmico 2 NO2 (g) H = + 52 kJ,

Se favorece la formación de productos, por tanto, la constante de equilibrio aumenta.

b) Al disminuir la temperatura se favorece el sentido exotérmico, que en este caso también es hacia la derecha.

2 O3 (g) Exotérmico

Endotérmico 3 O2 H = - 283 kJ

Se favorece la formación de productos, por tanto, la constante de equilibrio aumenta.

39. Considera las siguientes reacciones:

a) 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) H = –197 kJ

b) N2O4 (g) 2 NO2 (g) H = +94 kJ

c) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) H = –22 kJ

Explica en qué sentido se producirá reacción, y como cambiará la constante si, una vez alcanzado el equilibrio, se eleva la temperatura.

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108

44.. EEqquuiilliibbrriioo ddee ssoolluubbiilliiddaadd..

Un tipo de equilibrios heterogéneos especialmente importante, son los equilibrios de solubilidad.

Cuando disolvemos una sustancia sólida (por ejemplo, sal) en un disolvente (por ejemplo, agua), vemos que, al principio, las partículas del sólido pasan al líquido y, por tanto, la

E j e r c i c i o s

40. Considerar el siguiente equilibrio: C(s) + 2H2 (g) CH4 (g) H°= –75 kJ. Predecir cómo se modificará el equilibrio cuando se realicen los siguientes cambios:

a) disminución de la temperatura. [Sol. ]

b) adición de C(s). [Sol. no modifica el equilibrio]

c) disminución de la presión de H2. [Sol. ]

d) disminución del volumen de la vasija donde tiene lugar la reacción. [Sol. ]

41. En la obtención del ácido sulfúrico, una etapa importante es la correspondiente a la oxidación del dióxido de azufre gaseoso para formar el trióxido según la reacción:

SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) Hº = –88,6 kJ.

¿Cómo se modificará el equilibrio al elevar la temperatura? ¿Cambiará la constante de equilibrio? [Sol. , Kc]

¿Qué sucederá si se duplica el volumen de la vasija de reacción? [Sol. ]

42. Considere el equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) Hº = –197 kJ. Indique cómo variará la concentración de SO3 en los casos siguientes:

a) Al pasar de 25 ºC a 500 ºC. [Sol. ]

b) Al aumentar la presión total del sistema a temperatura constante. [Sol. ]

c) Al añadir un catalizador al medio. [Sol. no varía]

d) Al reducir el volumen del recipiente a la mitad. [Sol. ]

e) Adición de un gas inerte que no participe en la reacción, por ejemplo argón. [Sol. no afecta]

f) Adición de oxígeno. [Sol. ]

43. El bromuro amónico es un sólido cristalino que se descompone endotérmicamente según el siguiente equilibrio: NH4Br (s) NH3 (g) + HBr (g).

a) Explicar si, una vez alcanzado el equilibrio, la presión del HBr (g) y la cantidad de NH4Br (s) aumenta, disminuye o no se modifica, en cada uno de los siguientes casos:

a.1) Cuando se introduce NH3 (g). [Sol. PHBr , NH4Br ]

a.2) Al duplicar el volumen del recipiente. [Sol. PHBr , NH4Br ]

b) Deducir si el valor de la constante de equilibrio a 400 °C será mayor, menor o igual que a 25 °C. [Sol. Kc]

44. El carbonato de calcio se descompone según la siguiente ecuación termoquímica: CaCO3 (s) CO2 (g) + CaO (s) H° = 87,8 kJ. Se calienta el carbonato de calcio.

a) En un crisol cerrado; ¿se descompondrá en su totalidad?

b) En un crisol abierto; ¿se descompondrá totalmente?

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cantidad del sólido disminuye. Si la cantidad de sólido es lo bastante grande, llega un momento en que ya no se disuelve más; se dice entonces que la disolución está saturada,

Una disolución está saturada cuando no admite más soluto, es decir, se ha alcanzado el equilibrio de solubilidad: la velocidad de disolución es igual a la velocidad de precipitación.

A la concentración de la disolución saturada se le denomina solubilidad (s) y, aunque se suele expresar en g/L o en g/100 mL, sus unidades en el S.I. son mol/L.

Según su solubilidad las sales pueden ser:

44..11.. PPrroodduuccttoo ddee ssoolluubbiilliiddaadd.. Vamos a estudiar el caso de compuestos iónicos poco solubles, como por ejemplo, la reacción de disolución del yoduro de plomo (II) en agua, el equilibrio se establece entre el sólido y los iones que resultan cuando se disuelve:

PbI2 (s) lub

precipitacion

So ilidad Pb2+ (aq) + 2 I– (aq)

La constante del producto de solubilidad, Kps, o producto de solubilidad, Ks, es la constante del equilibrio heterogéneo constituido por dicha sustancia en estado sólido y sus iones disueltos en agua, a una temperatura dada.

Ks o Kps = [ Pb2+] · [ I–]2

El producto de solubilidad nos permite:

Calcular la solubilidad de una sustancia en el agua a una temperatura dada.

Predecir si se formará o no precipitado, calculando el producto iónico, Q, que es el producto de las concentraciones de los iones elevadas a su coeficiente estequiométrico, y comparándolo con el producto de solubilidad.

Q < Ks no se forma precipitado

Q = Ks disolución saturada

Q > Ks se forma precipitado

E j e r c i c i o s

45. Para preparar 250 mL de disolución saturada de bromato de plata se utilizaron 1,75 g de esta sal. ¿Cuánto vale el producto de solubilidad del bromato de plata?[Sol. Kps= 8,8·10-4]

46. Calcula cuántos gramos de yodato de cobre (II) se pueden disolver en 5 L de agua si su producto de solubilidad es Ks = 7,4·10–8. [Sol. 5,45 g]

La reacción suele escribirse en el sentido

de solubilidad.

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44..22.. RReeaacccciioonneess ddee pprreecciippiittaacciióónn Son reacciones de precipitación aquellas en las que, al mezclar sustancias disueltas, se forma un producto que precipita si Q > Ks.

47. Sabiendo que los productos de solubilidad del cloruro de plata y del fosfato de plata son, respectivamente, 1,7·10–10 y 1,8·10–18, deduce cuál de estas dos sales es más soluble en agua. [Sol. El fosfato]

48. Por medio de análisis se ha encontrado que una disolución de AgCl en equilibrio con su precipitado, tiene 1,3·10–5 moles de Ag+ por litro. Calcula el producto de solubilidad de dicha sal. [Sol. Ks = 1,69·10-10]

49. Por medio de análisis se ha comprobado que una disolución de tetraoxofosfato (V) de plata, contiene 3,4·10–5 moles por litro de ión fosfato cuando está en equilibrio con la fase sólida. Calcula el producto de solubilidad de dicha sal. [Sol. Kps = 3,6·10-17]

50. ¿Cuál debe ser la concentración de Ag+ presente en una disolución que contiene 1·10-4 moles/L de Cl–, para que empiece a formarse precipitado? Ks (AgCl) = 1,7·10–10. [Sol. [Ag+] = 1,7·10-6 M]

51. Explica la diferencia entre el producto iónico y el producto de solubilidad de una sal.

E j e r c i c i o s

52. ¿Precipitará carbonato de cinc al mezclar 50 mL de disolución 0,01 M de carbonato de sodio con 200 mL de disolución 0,05 M de nitrato de cinc? El producto de solubilidad del carbonato de cinc es Ks = 2,2·10–11.

Solución___________________________________________________________

Escribimos las reacciones que dan lugar a los iones que tenemos en la mezcla de las disoluciones, y planteamos el equilibrio de precipitación entre los iones resultantes de dichas reacciones (de los 4 iones escogemos aquellos que forman parte de la sustancia que nos preguntan si precipitará, en este caso el carbonato de cinc)

Na2CO3 (s) 2 Na+ (aq) + CO32- (aq)

Zn(NO3)2 (s) Zn2+ (aq) + 2 NO3- (aq) ZnCO3 (s) Zn2+ (aq) + CO3

2- (aq)

Ahora vamos a calcular los nuevos valores para las concentraciones del carbonato de sodio y del nitrato de cinc

Al mezclar las dos disoluciones el nuevo volumen será: 50 + 200 = 250 mL; y por tanto, cambiará la concentración de los iones.

Carbonato de sodio: 50 mL de disolución 0,01 M de 250 mL ¿nueva concentración?

(M · V)1 = (M · V)2

0,01 · 50 = M2 · 250

32 3

0,01 502 10

250

M mLNa CO M

mL

Además hay que tener en cuenta la estequiometria de los iones.

Na2CO3 (s) 2 Na+ (aq) + CO32- (aq)

4·10-3 M 2·10-3 M

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44..33.. PPrreecciippiittaacciióónn ffrraacccciioonnaaddaa Podemos aprovechar las reacciones de precipitación para separar mezclas de iones en disolución. Los cationes se separan añadiendo a la mezcla un anión que forme con ellos compuestos de diferente solubilidad

Nitrato de cinc: 200 mL de disolución 0,05 M 250 mL ¿nueva concentración?

(M · V)1 = (M · V)2

0,05 · 200 = M2 · 250

22 3 2

0,05 200( ) 4 10

250

M mLZn NO M

mL

Además hay que tener en cuenta la estequiometria de los iones.

Zn(NO3)2 (s) Zn2+ (aq) + 2 NO3- (aq)

4·10-2 8·10-2

Para que el CO32- y el Zn2+ precipiten en forma de carbonato de cinc (ZnCO3), el producto iónico debe ser mayor que el producto de solubilidad (Kps)

ZnCO3 (s) Zn2+ (aq) + CO32- (aq)

4·10-2 2·10-2

Producto iónico: [Zn2+]·[CO32-] = 4·10-3·2·10-2 = 8·10-5 > Ks

Si precipita

53. La solubilidad del carbonato de plata es 0,0032 g/100 mL.

a) Calcula el producto de solubilidad de dicha sal. [Sol. Ks = 6,34·10-12]

b) ¿Se formará precipitado cuando se mezclan 30 mL de disolución de carbonato de sodio 0,8 M con 450 mL de disolución de nitrato de plata 0,5 M? [Sol. 0,01 > Ks Si precipita]

54. Si se mezclan volúmenes iguales de disolución de carbonato de sodio, de concentración 10–3 M, y de cloruro de bario de concentración 10–4 M, determina si precipitará carbonato de bario, cuyo producto de solubilidad es 8·10–9. [Sol. 2,5·10-8 > Ks Si precipitará]

E j e r c i c i o s

55. Una disolución acuosa contiene varios iones que pueden precipitar con el ion plata, tales como los iones cloruro, yoduro y cromato en concentración 0,1 M cada uno. Explica lo que sucederá al ir agregando paulatinamente una disolución acuosa de nitrato de plata. Los productos de solubilidad del cloruro de plata, yoduro de plata y cromato de plata son, respectivamente, 1,7·10–10; 1,5·10–16 y 1,9·10–12.

Solución___________________________________________________________

Este es un método para separar los tres iones según su solubilidad, lo que ahacemos es añadir una disolución que contiene un ion que forma con cada uno de estos, compuestos de solubilidad muy distinta.

Los tres iones que queremos separar son: Cl-, I- , CrO42-.

Para ello añadimos el nitrato de plata que produce el ion plata

AgNO3 (s) Ag+ (aq) + NO3- (aq)

El ion plata, Ag+, reaccionará con los iones disueltos (Cl-, I- , CrO42-), y precipitará en primer

lugar aquel ion que necesite una menor concentración de ion plata para alcanzar el producto de solubilidad.

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44..44.. EEffeeccttoo ddeell iioonn ccoommúúnn Al aumentar la concentración de uno de los iones que interviene en el equilibrio por adición de otra sal con algún ion común, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, y por lo tanto, la solubilidad de la sal disminuye. Esto es una aplicación del principio de Le Chatelier

Efecto del ion común Disminuye la solubilidad

Por ejemplo, para reducir la solubilidad del Ca(OH)2, debe añadirse una sustancia que aporte iones Ca2+ (como el CaCl2) o iones OH- (como el NaOH).

Ca(OH)2 (s) Ca2+ (aq) + OH- (aq)

Para producir el efecto contrario, aumentar la solubilidad de una sustancia, hay que añadir al medio otra sustancia que retire alguno de los iones del equilibrio, lo que provoca que el equilibrio se desplace hacia la derecha.

El ion cloruro, Cl-.

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Ks = 1,7·10–10

Ks = [Ag+] [Cl-] 10

91,7 101,7 10

0,1Ag M

El ion yoduro, I-.

AgI (s) Ag+ (aq) + I- (aq) Ks = 1,5·10–16

Ks = [Ag+] [I-] 16

151,5 101,5 10

0,1Ag M

El ion cromato, CrO42-.

Ag2CrO4 (s) 2 Ag+ (aq) + CrO42-(aq) Ks = 1,9·10–12

Ks = [Ag+]2 [CrO42-]

1261,9 10

4,36 100,1

Ag M

En primer lugar precipitará el ion yoduro, I-, a continuación el ion cloruro, Cl-, y en último lugar el cromato, CrO4

2-.

56. Una disolución contiene iones Ag+ y Pb2+ en una concentración 2 · 10-2 M. para

separarlos, se añade una disolución de HCl, ¿qué ion precipitará primero? Datos: Kps del AgCl = 1,8·10-10; Kps del PbCl2 = 1,7·10-5. [Sol. Precipita primero el AgCl]

E j e r c i c i o s

57. Una disolución saturada de fluoruro de calcio está en equilibrio con fluoruro de calcio sólido. Indica qué sucederá si se realizan las siguientes operaciones:

a) Se añaden 1,5 g de fluoruro de sodio.

b) Se añaden 1,5 g de fluoruro de calcio.

c) Se añaden 5 mL de agua.

CaCl2 NaOH

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58. ¿En cuál de estos tres líquidos se disolverá una mayor cantidad de cloruro de plomo (II)?:

a) Agua pura.

b) Una disolución 0,1 M de nitrato de plomo (II).

c) Una disolución 0,1 M de cloruro de sodio.

59. Razona por qué se cumple:

a) El cloruro de plata es más soluble en una disolución de yoduro de sodio que en agua pura.

b) El sulfato de plomo (II) es menos soluble en una disolución de sulfato de sodio que en agua pura. Ks(AgCl) = 1,7·10-10 ; Ks(AgI) = 1,5·10-16

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A U T O E V A L U A C I Ó N 1

1. JUN 00 - En un recipiente de paredes rígidas se hace el vacío y después se introduce N2O4 (g) hasta alcanzar una presión de 1,00 atm a 100 °C. El N2O4 se disocia parcialmente según: N2O4 (g) 2 NO2 (g). Al alcanzarse el equilibrio la presión total es de 1,78 atm a 100ºC.

a) Calcule la concentración inicial de N2O4 expresada en mol/litro.

b) Calcule las concentraciones de equilibrio de ambos compuestos, expresadas en moles/litro. Calcule también el grado de disociación del N2O4 a 100°C.

c) Calcule Kc y Kp de la reacción de disociación a 100°C.

Datos: R = 0,082 atm·L/(mol·K)

2. JUN 04 - En el proceso Deacon el cloro (g) se obtiene según el siguiente equilibrio:

4 HCl (g) + O2 (g) 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g)

Se introducen 3,285 g de HCl (g) y 3,616 g de O2 en un recipiente cerrado de 10 L en el que previamente se ha hecho el vacío. Se calienta la mezcla a 390 °C y cuando se ha alcanzado el equilibrio a esta temperatura se observa la formación de 2,655 g de Cl2 (g).

a) Calcule el valor de Kc.

b) Calcule la presión parcial de cada componente en la mezcla de equilibrio y, a partir de estas presiones parciales, calcule el valor de Kp.

DATOS.- Masas atómicas: H: 1 ; Cl: 35,5 ; O: 16. R = 0,082 atm L mol-1 k-1

3. SEP 01 - Para el equilibrio químico representado por la reacción: CO (g) + 3 H2 (g) H2O (g) + CH4 (g) H = -230 kJ. Justifique razonadamente el efecto que produciría en la concentración de CH4 (g) las siguientes modificaciones del equilibrio:

a) Un aumento de la temperatura a presión constante.

b) Una disminución del volumen del reactor manteniendo constante la temperatura.

c) La adición de un catalizador.

4. El producto de solubilidad del bromuro de plata a 25°C es de 4,6·10-13. Calcula:

a) Los gramos de AgBr Que habrá disueltos en 500 mL de disolución saturada de AgBr a esa temperatura.

b) Los gramos de AgBr que se disolverán en 1 L de una disolución acuosa que contiene 0,5 g de Na Br.

A U T O E V A L U A C I Ó N 2

1. SEP 00 - Para el equilibrio H2 (g) + CO2 (g) H2O (g) + CO (g), la Kc es 4,40 a 2000 K

a) Calcule la concentración de cada especie en el equilibrio si inicialmente se han introducido 1,00 moles de CO2 y 1,00 moles de H2 en un recipiente vacío de 4,68 litros, a 2000 K.

b) Razone qué sucederá, tras alcanzarse el equilibrio, si manteniendo la temperatura constante se reduce el volumen a la mitad. ¿Cuáles serán ahora las concentraciones de las especies existentes? ¿y la presión total?

Datos: R 0,082 atm·L/(mol·K)

2. JUN 01 - La constante de equilibrio del sistema H2 (g) + I2 (g) 2HI (g) vale a 425°C, K = 54,27. Se desea saber:

a) Cuánto vale la constante para el proceso de formación de un mol de yoduro de hidrógeno.

b) Cuánto vale la constante del equilibrio de descomposición de un mol de yoduro de hidrógeno.

c) Si en un matraz se introducen, en las condiciones de trabajo iníciales 0,3 moles de hidrógeno, 0,27 moles de yodo y un mol de yoduro de hidrógeno, ¿hacia dónde se desplazará el equilibrio?

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3. SEP 04 - Las ecuaciones siguientes representan reacciones reversibles en las que se desea aumentar la concentración de la sustancia subrayada en el equilibrio

i) 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) H = -94,05 kJ·mol-1

ii) CO (g) + 2 H2O (g) CH3OH (g) + O2 (g) H = +90,74 kJ·mol-1

iii) 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) H = + 92,80 kJ·mol-1

¿Qué condiciones serian las adecuadas para cada una de ellas? Justifique la respuesta.

a) Aumentando T y P. c) Disminuyendo T y P.

b) Disminuyendo T y aumentando P. d) Aumentando T y disminuyendo P.

4. Razona por qué se cumple que el yodato de plata es más soluble en una disolución de nitrato de plata que en agua pura.

A U T O E V A L U A C I Ó N 3

1. SEP 01 - El pentacloruro de fósforo se disocia según el equilibrio homogéneo en fase gas siguiente: PCl5 PCl3 + Cl2. A una temperatura determinada, se introducen en un matraz de un litro de capacidad un mol de pentacloruro de fósforo y se alcanza el equilibrio, cuando se disocia el 35% de la cantidad de pentacloruro inicial. Si la presión de trabajo resulta ser de 1,5 atmósferas, se desea saber:

a) La constante del equilibrio en función de las concentraciones molares.

b) Las presiones parciales de los gases en el momento del equilibrio.

c) La constante de equilibrio en función de las presiones parciales.

2. SEP02 - La obtención de un halógeno en el laboratorio puede realizarse, tratando un hidrácido con un oxidante. Para el caso del cloro la reacción viene dada por el equilibrio:

HCl (g) + O2 (g) H2O (g) + Cl2 (g)

a) Ajuste la reacción.

b) Escriba la expresión matemática de la constante de equilibrio Kc.

c) Si en un recipiente de 2,5 litros se introducen 0,07 moles de cloruro de hidrógeno y la mitad de esa cantidad de oxígeno, se alcanza el equilibrio cuando se forman 0,01 moles de cloro e igual cantidad de agua. Calcule el valor de la constante de equilibrio.

3. SEP 02 - Se dispone de un sistema en equilibrio a 25°C que contiene C (s), CO (g) y CO2 (g):

C (s) + CO2 (g) 2 CO (g) H = + 172,4 kJ

Justifique si la cantidad de CO (g) permanece constante, aumenta o disminuye cuando:

a) Aumenta la temperatura.

b) Disminuye la presión.

c) Se introduce C (s) en el recipiente.

A U T O E V A L U A C I Ó N 4

1. JUN 02 - El CO2 reacciona rápidamente con el H2S, a altas temperaturas, según la reacción siguiente: CO2 (g) + H2S (g) COS (g) + H2O (g). En una experiencia se colocaron 4,4 g de CO2 en una vasija de 2,5 litros, a 337 °C, y una cantidad suficiente de H2S para que la presión total fuese de 10 atm una vez alcanzado el equilibrio. En la mezcla que se obtiene una vez alcanzado el equilibrio existían 0,01 moles de agua. Determine:

d) El número de moles de cada una de las especies en el equilibrio.

a) El valor de Kc.

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b) El valor de Kp.

Datos.- Masas atómicas: H = 1; C = 12 ; O = 16 ; S = 32 R = 0,082 atm ·L/(mol·K)

2. SEP 00 - Determine la Kp a 1120 K del equilibrio químico representado por C (s) + CO2 (g) + 2 Cl2 (g) 2 COCl2 (g). A partir de las constantes de equilibrio siguientes, a 1120 K:

C (s) + CO2 (g) 2 CO (g) Kp1 = 1,3·1014

COCl2 (g) CO (g) + Cl2 (g) Kp2 = 1,667·102

3. JUN 02 - La reacción para la obtención industrial del amoniaco, se basa en la reacción N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 Hº = - 92 kJ. Razone qué efecto producirá sobre el equilibrio cada uno de los siguientes cambios:

a) Una disminución del volumen del reactor a temperatura constante.

b) Un incremento de la temperatura a presión constante.

c) La adición de un catalizador.

4. Un recipiente de un litro contiene una mezcla en equilibrio según la reacción: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g). Las concentraciones de equilibrio son 0,2; 0,1 y 0,4 moles/L, respectivamente. a) Calcula Kc. b) Se añade, sin modificar el volumen, 0,1 moles de Cl2, calcula la concentración de PCl5 cuando de nuevo se alcance el equilibrio.

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[07] Reacciones De Transferencia De Protones

11.. PPrrooppiieeddaaddeess eexxppeerriimmeennttaalleess ddee llooss áácciiddooss yy ddee llaass bbaasseess..

Los ácidos y las bases se caracterizan por una serie de propiedades distintivas externas:

disoluciones ácidas disoluciones básicas

Tienen sabor agrio (limón, vinagre,…). Poseen sabor cáustico (jabón, lejía).

Reaccionan con los metales activos, como el Zn o el Fe, desprendiendo hidrógeno. Tienen un tacto resbaladizo.

Toman un color característico cuando están en contacto con unas sustancias llamadas

indicadores.

Toman un color característico cuando están en contacto con unas sustancias llamadas

indicadores.

Neutralizan los efectos de las bases. Neutralizan los efectos de los ácidos.

Si todos los ácidos tienen un comportamiento semejante y lo mismo ocurre con las bases, hay que suponer que los ácidos tienen algo en común en su molécula que determina sus propiedades, y otro tanto debe suceder con las bases.

22.. TTeeoorrííaa ddee AArrrrhheenniiuuss ssoobbrree áácciiddooss yy bbaasseess ((11888844))..

Las disoluciones de algunas sustancias, tales como ácidos, bases y sales conducen la corriente eléctrica, Arrhenius para explicar la conductividad eléctrica de las disoluciones de estas sustancias, llamadas electrolitos, publicó en 1884 su teoría de la disociación iónica:

Cuando un electrolito se disuelve en agua se disocia –divide- en iones y se establece un equilibrio entre el electrolito sin disociar y los iones. Así, la conductividad eléctrica es una manifestación del movimiento de los iones.

Ácido es aquella sustancia que en disolución acuosa se disocia dando iones hidrógeno, H+.

HCl (aq) Cl– (aq) + H+ (aq) CH3 – COOH (aq) CH3 – COO– (aq) + H+ (aq)

Base es aquella sustancia que en disolución acuosa se disocia liberando iones hidróxido, OH–.

KOH (aq) K+ (aq) + OH– (aq) Ca(OH)2 (aq) Ca2+ (aq) + 2 OH– (aq)

Arrhenius asoció el carácter ácido a la

presencia de iones H+ en dilución acuosa.

Arrhenius asoció el carácter básico a la

presencia de iones OH– en dilución acuosa.

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22..11.. LLiimmiittaacciioonneess:: Esta teoría está limitada a disoluciones acuosas.

Algunas sustancias como el NH3, carbonatos (Na2CO3) o los óxidos metálicos, manifiestan propiedades alcalinas y sin embargo no poseen OH– en su molécula.

Algunas sustancias como el SO3 o el CO2, no poseen en su molécula átomos de hidrógeno y sin embargo presentan carácter ácido.

Los iones, H+, no se encuentran libres en disolución acuosa, sino unidos a diversas moléculas de agua. Para simplificar se representa como H3O+.

H+ (aq) + H2O () H3O+ (aq)

33.. TTeeoorrííaa ddee BBrröönnsstteedd--LLoowwrryy ssoobbrree áácciiddooss yy bbaasseess ((11992233))..

Todas estas dificultades condujeron al danés Brönsted y al inglés Lowry a proponer, de forma independiente, una definición más general de los ácidos y las bases, aplicable a cualquier disolvente.

Ácido es la sustancia capaz de ceder protones, H+.

HCl (aq) + H2O () Cl (aq) + H3O+ (aq)

Base es la sustancia capaz de aceptar protones, H+.

NH3 (aq) + H2O () NH4+ (aq) + OH (aq)

En ambas reacciones un protón es intercambiado entre dos especies químicas, en el 1º caso entre el HCl y H2O, y en el 2º caso entre el NH3 y H2O. Las reacciones ácido-base, según esta teoría son reacciones de transferencia de protones.

33..11.. ÁÁcciiddooss yy bbaasseess ccoonnjjuuggaaddooss Para que una sustancia se comporte como ácido (ceder un protón) ha de reaccionar con otra sustancia que se comporte como base (aceptar el protón).

El ácido al ceder un protón se convierte en su base conjugada y la base al aceptar el protón en su ácido conjugado.

ácido1 + base2 ácido2 + base1

HCl + H2O H3O+ + Clˉ

CH3-COOH + H2O H3O+ + CH3-COOˉ H2O + NH3 NH4

+ + OHˉ HSˉ + H2O H3O+ + S2-

H3O+ + HSˉ H2S + H2O H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3ˉ

H+

H+

El ion H3O+ se llama ion o catión oxonio según la IUPAC y tradicionalmente denominado catión hidronio.

El HCl se comporta como un ácido cuando transfiere un protón a una molécula de agua, la cual actúa

como una base.

El NH3 se comporta como una base cuando capta un protón de una molécula de agua, que actúa

como ácido.

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Un ácido y una base que difieren en un protón se denominan par ácido-base conjugados

Ejemplos: NH4+ / NH3 ; HCl / Cl– ; H2O / OH– ; HCO3ˉ / CO3

2–.

33..22.. SSuussttaanncciiaass aannffóótteerraass.. Se llaman anfóteras, las sustancias que pueden comportarse como ácido o como base, según el medio en que se encuentren. La más importante es el agua.

CH3COOH (aq) + H2O (l) CH3COO– (aq) + H3O+ (aq)

ácido base

CH3NH2 (aq) + H2O (l) CH3NH3+ (aq) + OH– (aq)

base ácido

E j e r c i c i o s

1. Utilizando el modelo de Bronsted y lowry, escribe las ecuaciones que explican el comportamiento ácido de las siguientes sustancias disueltas en agua.

a) HNO2 b) HF c) HCO3– d) HClO

¿Podría utilizarse la teoría de Arrhenius para explicar su comportamiento ácido?

2. Dadas disoluciones acuosas de las especies: NH3, NaOH, N2H4, escribe reacciones que justifiquen el carácter básico de las mismas.

3. Identifica los pares conjugados ácido-base en las siguientes reacciones.

a) NH3 (ac) + HF (ac) NH4+ (ac) + F– (ac)

b) CN– (ac) + H2O (l) HCN (ac) + OH– (ac)

Solución___________________________________________________________

d) El NH3 y el NH4+ se diferencian en un H+. El HF y el F– también se diferencian en un H+.

Por tanto, los pares conjugados ácido-base serán NH4+/NH3 y HF/F–.

NH3 (ac) + HF (ac) NH4+ (ac) + F– (ac)

Base1 Ácido2 Ácido1 Base2

e) El CN– y el HCN se diferencian en un H+. El H2O y el OH– también se diferencian en un H+. Por tanto, los pares conjugados ácido-base serán HCN/ CN– y H2O/OH–.

CN– (ac) + H2O (l) HCN (ac) + OH– (ac) Base1 Ácido2 Ácido1 Base2

4. Identifica las especies ácidas o básicas en las siguientes reacciones:

a) H2O (l) + S2- (aq) OH– (aq) + HS- (aq)

b) NH4+ (aq) + OH– (aq) NH3 (aq) + H2O (l)

c) HNO3 (aq) + HClO4 (aq) H2NO3+ (aq) + ClO4

– (aq)

5. El ion hidrogenosulfuro es una especie anfótera: puede actuar como ácido y como base. En el caso de que actúe como ácido ¿Cuál es su base conjugada? Si actúa como base ¿Cuál es su ácido conjugado?

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44.. EEqquuiilliibbrriioo iióónniiccoo ddeell aagguuaa..

Experimentalmente se ha comprobado que incluso el agua pura presenta una pequeña conductividad eléctrica, esto es debido a que el agua está ligeramente disociada en sus iones H3O+ y OH-.

H2O (l) + H2O (l) OH– (aq) + H3O+ (aq) ácido1 base2 base1 ácido2

La constante de equilibrio: 22

3c

OHOHOHK

Puesto que la cantidad de moléculas disociadas es muy pequeña, la concentración de H2O es prácticamente constante y, por tanto, [H2O]2 es un término que se puede englobar en el primer miembro de la expresión anterior.

[H2O]2 · Kc = [OH–] · [H3O+]

Ahora sustituimos el primer miembro por Kw Kw = [OH–] · [H3O+].

A Kw se le llama producto iónico del agua o constante de ionización del agua y, a 298 K tiene un valor de 10-14.

Una disolución en la cual las concentraciones de iones H3O+ y OH- son iguales, tal como ocurre con el agua pura, se dice que es neutra. Si añadimos una sustancia ácida, aumentará [H3O+] y si añadimos una sustancia básica ocurrirá lo contrario, aumentará [OH-].

Una disolución es Neutra si [H3O+] = [OH–] = 10–7 M.

Una disolución es ácida si [H3O+] > [OH–], por tanto [H3O+] > 10–7 M.

Una disolución es básica si [H3O+] < [OH–], por tanto [H3O+] < 10–7 M.

44..11.. CCoonncceeppttoo ddee ppHH.. Para poder expresar la [H3O+] mediante números sencillos, Sörensen, en 1909, introdujo el concepto de pH.que se define como:

El pH es el logaritmo decimal, cambiado de signo, de la concentración de iones H3O+.-

pH = – log [H3O+] , o bien para la teoría de Arrhenius pH = – log [H+].

Las disoluciones acuosas según su pH, se pueden clasificar en:

Neutras [H3O+] = 10–7 M pH = 7 Ácidas [H3O+] > 10–7 M pH < 7 Básicas [H3O+] < 10–7 M pH > 7

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121

De la misma forma que el pH, también se define el pOH como: pOH = – log [OH–].

Teniendo en cuenta la expresión del producto iónico del agua, se deduce que a 25 ºC, se cumple:

pH + pOH = 14..

55.. FFuueerrzzaa rreellaattiivvaa ddee áácciiddooss yy bbaasseess.. CCoonnssttaanntteess ddee eeqquuiilliibbrriioo,, KKaa yy KKbb..

Un ácido es fuerte cuando en disolución acuosa se encuentra totalmente disociado.

HCl (ac) + H2O (l) Clˉ (ac) + H3O+ (ac)

HNO3 (ac) + H2O (l) NO3ˉ (ac) + H3O+ (ac)

Sin embargo la mayoría de los ácidos son débiles, lo que significa que en disolución acuosa se disocian parcialmente.

HF (ac) + H2O (l) Fˉ (ac) + H3O+ (ac)

CH3-COOH (ac) + H2O (l) CH3-COOˉ (ac) + H3O+ (ac)

E j e r c i c i o s

6. Considera cuatro disoluciones A, B, C y D caracterizadas por:

A: [OH-] = 10-13; B: pH = 3; C: pH = 10; D: [H3O+] = 10-7.

a) Ordénalas de menor a mayor acidez. [Sol. C < D < B < A]

b) Indica, razonadamente, cuáles son ácidas, básicas o neutras. [Sol. A y B son ácidas; C es básica; D es neutra]

7. Se tiene un ácido débil HX en disolución acuosa. ¿Qué le sucederá al pH de la disolución si se añade agua?, ¿y si se añaden iones H+? [Sol. PH ; pH]

8. Abrimos una botella de vino y medimos el pH con un resultado de 3,49. La dejamos expuesta durante un mes al aire y volvemos a medir el pH, el resultado ahora es 3,00. Calcula la concentración de cationes oxonio en estas dos circunstancias.

Solución___________________________________________________________

La concentración de cationes oxonio, H3O+, se obtiene a partir del pH.

Para ello despejamos [H3O+] de la expresión, pH = – log [H3O+] [H3O+] = 10-pH

Para pH = 3,49, tendremos una concentración, [H3O+] = 10-3,49 = 3,2 · 10-4 mol·L-1

Para pH = 3,00, tendremos una concentración, [H3O+] = 10-3 = 1· 10-3 mol·L-1

El aumento de la concentración de cationes oxonio, o la disminución del pH, se debe en gran medida a la transformación de parte del alcohol (etanol) en ácido acético, una reacción que se

realiza en presencia de oxigeno molecular.

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Lo mismo ocurre con las bases. Una base fuerte en disolución acuosa se encuentra totalmente disociada.

NaOH (ac) Na+ (ac) + OHˉ (ac)

Mientras que una base débil se disocia solo en parte.

NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OHˉ (ac)

Cuanto más fuerte sea un ácido tanto más débil será su base conjugada, y viceversa.

55..11.. CCoonnssttaanntteess ddee eeqquuiilliibbrriioo KKaa yy KKbb.. Para medir cuantitativamente la fuerza de un ácido utilizamos la constante Ka. En el caso

general de un ácido débil (AH), tendremos el siguiente equilibrio:

AH (aq) + H2O () A– (aq) + H3O+ (aq)

La constante de equilibrio será: OHAH

OHAKc2

3

Teniendo en cuenta que, normalmente, se trabaja con disoluciones diluidas, la concentración de agua es prácticamente constante y por tanto se puede incluir en la constante de equilibrio.

3

2

A H OKc

AH H O

. 32c

A H OK H O

AH

. 3

a

A H OK

AH

Esta constante, Ka, llamada constante de disociación, constante de ionización o constante de acidez, mide cuantitativamente la fuerza de un ácido AH.

Cuanto mayor sea el valor de Ka, más fuerte será el ácido (y más débil su base conjugada).

Ácido Reacción Ka (25ºC) Ácido perclórico HClO4 + H2O ClO4

–+ H3O+ Muy grande Ácido yodhídrico HI + H2O I–+ H3O+ Muy grande Ácido bromhídrico HBr + H2O Br–+ H3O+ Muy grande Ácido clorhídrico HCl + H2O Cl–+ H3O+ Muy grande Ácido sulfúrico H2SO4 + H2O HSO4

–+ H3O+ Muy grande Ácido nítrico HNO3 + H2O NO3

–+ H3O+ Muy grande Ácido yódico HIO3 + H2O IO3

–+ H3O+ 1,9·10-1

Ácido sulfuroso H2SO3 + H2O HSO3–+ H3O+ 1,7·10-2

Ácido fosfórico H3PO4 + H2O H2PO4–+ H3O+ 7,5·10-3

Ácido fluorhídrico HF + H2O F–+ H3O+ 6,8·10-4

Ácido nitroso HNO2 + H2O NO2–+ H3O+ 4,5·10-4

Ácido fórmico HCOOH + H2O HCOO–+ H3O+ 1,8·10-4 Ácido benzoico C6H5COOH + H2O C6H5COO–+ H3O+ 6,6·10-5 Ácido acético CH3COOH + H2O CH3COO–+ H3O+ 1,8·10-5 Ácido carbónico H2CO3 + H2O HCO3

–+ H3O+ 4,2·10-7 Ácido sulfhídrico H2S + H2O HS–+ H3O+ 1,0·10-7 Ácido hipocloroso HClO + H2O ClO–+ H3O+ 3,2·10-8 Ácido cianhídrico HCN + H2O CN–+ H3O+ 4,0·10-10

Ka

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De forma análoga se puede definir la constante de basicidad de una base B:

B (aq) + H2O () B+ (aq) + OH– (aq) b

B OHK

B

.

Con frecuencia se utiliza, en vez de Ka y Kb, la constante pKa y pKb, que vienen definidas por:

pKa = – log Ka. y pKb = – log Kb.

Base Reacción Kb (25ºC) Hidróxido de litio LiOH Li++ OH– Muy grande Hidróxido de sodio NaOH Na++ OH– Muy grande Hidróxido de potasio KOH K++ OH– Muy grande Hidróxido de rubidio RbOH Rb++ OH– Muy grande Hidróxido de cesio CsOH Cs++ OH– Muy grande Hidróxido de magnesio Mg(OH)2 Mg2++ 2OH– Muy grande Hidróxido de calcio ca(OH)2 Ca2++ 2OH– Muy grande Hidróxido de estroncio Sr(OH)2 Sr2++ 2OH– Muy grande Hidróxido de bario Ba(OH)2 Ba2++ 2OH– Muy grande Trietilamina (C2H5)3N + H2O (C2H5)3NH+

+ OH– 1,0·10-3

Etilamina C2H5-NH2 + H2O C2H5-NH3+

+ OH– 6,5·10-4

Metilamina CH3-NH2 + H2O CH3 -NH3+

+ OH– 3,7·10-4

Amoniaco NH3 + H2O NH4+

+ OH– 1,8·10-5

Hidracina NH2-NH2 + H2O NH2-NH3+

+ OH– 9,0·10-7

Anilina C6H5NH2 + H2O C6H5NH3+

+ OH– 3,8·10-11

55..22.. ÁÁcciiddooss ppoolliipprróóttiiccooss.. Se llaman ácidos polipróticos aquellos que, como el ácido sulfúrico, el ácido carbónico..., pueden ceder más de un hidrógeno por molécula.

Los ácidos polipróticos se ionizan por etapas, es decir, pierden un protón cada vez.

H2CO3 (aq) + H2O (l) HCO3– (aq) + H3O+ (aq) Ka1 = 4,3 · 10-7

HCO3– (aq) + H2O (l) CO3

2– (aq) + H3O+ (aq) Ka2 = 5,6 · 10-11

Y tienen tantas constantes de ionización como protones pueden ceder, siendo estas Ka cada vez menores. Esto significa que cada vez ceden con mayor dificultad los H+.

E j e r c i c i o s

9. Indica la especie más ácida y más básica de los siguientes pares, justificando la respuesta:

a) CH3COOH/CH3COO– Ka = 2 ·10-5

b) NH4+/NH3 Ka = 5 ·10-10 M

c) HNO2/NO2– Ka = 4 ·10-4 M

Solución___________________________________________________________

Un ácido será fuerte cuando muestre una gran tendencia a ceder un protón.

Cuanto mayor sea el valor de Ka más fuerte será el ácido (Ka , carácter ácido).

El ácido más fuerte es el HNO2.

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55..33.. ggrraaddoo ddee iioonniizzaacciióónn,, .. Otra forma de medir la fuerza de un ácido (o de una base) es mediante el grado de ionización, .

oc

x

Cuanto más fuerte es un ácido, mayor será su grado de ionización.

Cuanto más diluida es una disolución de un ácido débil, mayor será su porcentaje de ionización

Fuerza relativa de un ácido Ka apK

1 Fuerza relativa de una base Kb bpK

1

Ácidos fuertes: Completamente disociados ( = 1) Ka

Bases fuertes: Completamente disociadas ( = 1) Kb

Ácidos débiles:

Poco disociados ( < 0,1) Ka pequeñas

Bases débiles:

Poco disociadas ( < 0,1) Kb pequeñas

55..44.. RReellaacciióónn eennttrree llaa ccoonnssttaannttee ddee uunn áácciiddoo yy ssuu bbaassee ccoonnjjuuggaaddaa.. Para el ácido AH: AH (aq) + H2O () A– (aq) + H3O+ (aq)

AH

OHAK 3

a

y, para su base conjugada: A– (aq) + H2O () AH (aq) + OH– (aq)

AOHAH

Kb

Multiplicando las dos constante de equilibrio, se obtiene:

3a b

A H O AH OHK K

AH A

Simplificando, resulta: 3a bK K H O OH Ka· Kb = Kw.

La base más fuerte será el conjugado del ácido más débil.

Como el NH4+ es el ácido más débil, NH3 será la base más fuerte.

10. Ordena por fuerza ácida creciente las siguientes especies: H2SO3 (pKa = 1,81; NH4

+ (pKa = 9,24); HCOOH (pKa = 3 ,75). [Sol. H2SO3 > HCOOH > NH4

+]

11. La metilamina CH3NH2 (Pkb = 3,30), la anilina (fenilamina) C6H5NH2 (pKb = 9,38) y el amoniaco NH3 (pKb = 4,74) son bases. a) Escribe reacciones que lo pongan de manifiesto. b) Explica cuál será el ácido conjugado más débil.

x variación en la concentración co concentración inicial

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55..55.. CCáállccuullooss eenn ddiissoolluucciioonneess ddee áácciiddooss yy bbaasseess ffuueerrtteess Se considera que un ácido, o una base, es fuerte si, en disolución acuosa, se disocia totalmente (los que en la tabla tienen una Ka o Kb “muy grande”). No hay equilibrio, el proceso está totalmente desplazado hacia la derecha ().

55..66.. CCáállccuullooss eenn ddiissoolluucciioonneess ddee áácciiddoo yy bbaasseess ddéébbiilleess Un ácido o una base es débil si, en disolución acuosa, se encuentra parcialmente disociado, por lo que existe un equilibrio entre las moléculas disociadas y sin disociar ().

E j e r c i c i o s

12. Completar la siguiente tabla, indicando las especies y constantes que faltan, y ordenar, según la fuerza relativa los ácidos y las bases que aparecen en ella aparecen:

ácido base conjugada Ka Kb CH3-COOH ¿? 1,8·10-5 ¿? ¿? NH3 ¿? 1,8·10-5 HCN ¿? 4,9.10-10 ¿? ¿? HCOO- ¿? 4,8·10-11

[Sol: HCOOH>CH3COOH>NH4+>HCN]

E j e r c i c i o s

13. Calcula el pH de una disolución 0,5 M de HCl.

Solución___________________________________________________________

El ácido clorhídrico es un ácido fuerte por lo que está totalmente disociado.

HCl (aq) + H2O (l) Cl- (aq) + H3O+ (aq) Co 0,5 0 0 Cf 0 0,5 0,5

En los ácidos fuertes la concentración de H3O+ es igual a la concentración inicial del ácido, [H3O+]= 0,5 M

A partir de la [H3O+] calculamos el pH mediante la expresión, pH = -log [H3O+]

pH = -log 0,5 = 0,3

14. Calcula el pH en:

a) Una disolución 0,05 M de ácido nítrico (trioxonitrato (V) de hidrógeno). [Sol. pH = 1,3]

b) Una disolución 0,2 M de hidróxido de sodio. [Sol. pH = 13,3]

E j e r c i c i o s

15. Tenemos una disolución de ácido hipocloroso (oxoclorato (I) de hidrógeno) 0,1 M. Halla la [H3O+], el grado de ionización y el pH del ácido. Dato: Ka = 3 ·10-8 M

Solución___________________________________________________________

Como el ácido es débil, estará parcialmente ionizado.

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HClO (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + ClO- (aq) Co 0,1 0 0 Ce 0,1 - x x x

H ClOKa

HClO

2

83 100,1

xx

Al ser un ácido débil, la cantidad que se ioniza (x) es muy pequeña comparada con la Co y por tanto, 0,1 – x es prácticamente igual a 0,1

La condición que se debe cumplir para despreciar la x del denominador es 510a

o a

KC K

Por tanto la expresión anterior queda: 2

83 100,1x

x = [H3O+] = 5,47 · 10-5 M

y utilizando: pH = -log [H+] pH = -log 5,47 · 10-5 pH = 4,26

Para calcular el grado de disociación (): -55,47 10

0,1o

xc

16. Halla la [H3O+], el pH y el grado de ionización de cada una de las siguientes disoluciones:

a) 10 mL de ácido clorhídrico 15 M, a la que añadimos agua hasta alcanzar un volumen de 750 mL de disolución. [Sol. pH = 0,69]

b) Hidracina, N2H4, de densidad 1,01 g/cm3 y riqueza en masa 0,032%. Kb = 2,3 ·10–6 M. [Sol. pH = 10,18]

17. La aspirina o ácido acetilsalicílico, HA, es un ácido monoprótico débil, cuya fórmula molecular es C9O4H8. Halla el pH de una disolución preparada disolviendo una tableta de aspirina de 0,5 g en un vaso (100 mL) de agua. Se supone que la aspirina se disuelve totalmente. Dato: Ka = 3,4·10-4 M. [Sol. pH = 2,54]

18. Una disolución de ácido acético (ácido etanoico) 0,01 M, está ionizada al 1,34 %. Calcula el pH de la disolución y la constante de acidez del ácido. [Sol. pH = 3,9; Ka = 1,82·10–6]

19. El ácido fórmico (ácido metanoico) está ionizado en un 3,2 % en una disolución acuosa 0,2 M. Calcula:

a) La constante de acidez del ácido fórmico. [Sol. Ka = 2,1·10-4 ]

b) El porcentaje de ionización en una disolución 0,01 M de ácido fórmico. [Sol. 13,5%]

20. Determina la concentración de OH y H+ en una disolución de amoníaco 0,01 M, que está ionizada en un 4,2 %. Calcula también la Ka (NH4

+) y la Kb (NH3). [Sol. [OH–] = 4,2·10–4 M ; [H+] = 2,38·10–11 M ; Ka = 5,43 · 10-10; Kb = 1,84 · 10-5]

21. Una disolución acuosa 0,1 M de ácido propanoico, CH3CH2COOH, tiene un pH = 2,95. A partir de este dato, calcula la constante de acidez del ácido propanoico y su grado de ionización. [Sol. Ka = 1,27·10–5 ; = 0,0112]

22. Al disolver 0,775 g de metilamnina en agua se obtienen 250 mL de una disolución de pH = 1,18:

a) Calcula la constante de basicidad de la metilmina.

b) ¿Cuál es la concentración de una disolución de hidróxido de potasio del mismo pH?

23. Calcula la molaridad de una disolución de ácido cianhídrico, HCN, que está ionizada al 2 %. Dato: Ka = 7 ·10-10 M. [Sol. 1,72 · 10-6 M]

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55..77.. EEffeeccttoo ddeell iioonn ccoommúúnn Cuando tenemos un sistema ácido base en equilibrio y le añadimos otra sustancia que aporte alguno de los iones que intervienen en el equilibrio (ion común), el sistema evolucionará hacia la izquierda o derecha (según el principio de Le Chatelier) para volver al equilibrio.

Solución___________________________________________________________

HCN (aq) + H2O () CN- (aq) + H3O+ (aq) Co Co ----- 0 0 C -x ----- +x +x Ce Co -x ----- x x

Al estar ionizada un 2% queda: x = Co · = 0,02· Co

HCN (aq) + H2O () CN- (aq) + H3O+ (aq) Ce Co - 0,02 Co ----- 0,02 Co 0,02 Co 0,98 Co

3a

H O CNK

HCN

2 2 210 10(0,02 ) 0,027 10 7 10

0,98Co CoCo

0,98 Co

410 4 107 10

0,98Co

Co = 1,71· 106 M

24. ¿A qué concentración tendrá pH = 3 una disolución de ácido metanoico cuya constante de acidez es 1,77 ·10–4?, ¿Cuánto valdrá el grado de ionización? [Sol. 6,64·10-3 M; = 0,15]

25. Una disolución acuosa que contiene 0,01 moles de ácido acético (ácido etanoico) en un volumen de 100 mL tiene un pH = 3.

a) Calcula la constante de acidez del ácido acético. [Sol. Ka = 1,01·10–5]

b) Determina cual debe ser el volumen de agua que deberá añadirse a la disolución anterior para que el pH de la disolución alcance el valor de 4. [Sol. V(H2O)= 9,073 L]

E j e r c i c i o s

26. Calcula el pH y el grado de disociación de una disolución que se ha preparado añadiendo 0,002 moles de ácido nítrico (trioxonitrato (V) de hidrógeno a un litro de disolución 0,5 M de ácido acético (considera despreciable la variación de volumen). Dato: Ka (CH3COOH) = 1,8 · 10-5 M.

Solución___________________________________________________________

En primer lugar, analizamos la ionización de ambos ácidos:

El ácido nítrico al ser fuerte, está totalmente disociado, no hay equilibrio. Por tanto, la concentración de los iones procedentes de su disociación coincide con la inicial del ácido.

HNO3 (aq) + H2O (ℓ) NO3- (aq) + H3O+ (aq)

C0 0,002 ---- 0 0 Cf 0 ---- 0,002 0,002

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66.. HHiiddrróólliissiiss ddee ssaalleess..

El comportamiento ácido o básico de las disoluciones acuosas de las sales neutras se debe a que, al menos, uno de los iones de la sal reacciona con el agua lo que recibe el nombre de hidrólisis.

Este proceso se puede dividir en dos fases:

1º– Disolución e ionización de la sal, al disolverla en agua.

2º– Hidrólisis: reacción de uno o de los dos iones con el agua.

Desde el punto de vista cualitativo, se pueden dar los siguientes casos:

El ácido acético, que como es débil posee equilibrio y además efecto del ion común, en este caso el ion H3O+, poniéndose como concentración inicial del ion H3O+ la aportada por el ácido nítrico.

CH3COOH (aq) + H2O (ℓ) CH3COO- (aq) + H3O+ (aq) C0 0,5 ---- 0 0,002 C - x ---- + x + x Ce 0,5 - x ---- x 0,002 + x

3 3

3a

H O CH COOK

CH COOH

5 0,0021,8 10

0,5x xx

5

1 5

10min5 10 1,8 10

a

a

K se puede despreciarPor ser

la x del deno adorC K

5 0,0021,8 10

0,5x x

x2 + 0,002x – 9·10-6 = 0 x = 2,16 · 10-3 M

[H3O+] = 0,002 + 2,16 · 10-3 = 4,16 · 10-3 M

a) pH = - log [H3O+] = - log 4,16 · 10-3 pH = 2,38

b) 32,16 10

0,5o

xC

= 0,00432

27. La constante de ionización del ácido salicílico, ácido monoprótico HA, cuya fórmula es C7O3H6, es 1,06·10-3 M. Halla:

a) El grado de ionización del ácido en una disolución que contiene 1 g del ácido por litro. [Sol. = 0,31]

b) El pH de la disolución. [Sol. pH = 2,64]

c) El grado de ionización del ácido cuando se prepara una disolución de 1 g de ácido salicilico en un litro de disolución de ácido clorhídrico 0,1 M. [Sol. = 0,01]

28. Tenemos una disolución acuosa de ácido fórmico. Discute cómo afectará a su pH la adición de: a) Ácido clorhídrico, b) metanoato de sodio, c) cloruro de sodio.

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66..11.. SSaall ddee áácciiddoo ffuueerrttee yy bbaassee ffuueerrttee:: Da una disolución neutra, al no hidrolizarse ni el anión ni el catión.

Ejemplo: NaCl

1º– Reacción de disociación: NaCl (aq) Na+ (aq) + Cl– (aq)

2º– Hidrólisis: No se hidroliza ninguno de los iones, por ser conjugados de la base fuerte, NaOH, y del ácido fuerte, HCl.

66..22.. SSaall ddee áácciiddoo ffuueerrttee yy bbaassee ddéébbiill:: Da una disolución ácida, por hidrolizarse solo el catión, formándose la base débil y H3O+.

Ejemplo: NH4Cl

1º– Reacción de disociación: NH4Cl (aq) NH4+ (aq) + Cl– (aq)

2º– Hidrólisis: se hidroliza solo el catión, NH4+, por ser el ácido conjugado de la base

débil, NH3. El anión Cl– no se hidroliza por ser la base conjugada del ácido fuerte HCl.

NH4+ (aq) + H2O () NH3 (aq) + H3O+ (aq)

66..33.. SSaall ddee áácciiddoo ddéébbiill yy bbaassee ffuueerrttee:: Da una disolución básica por hidrolizarse solo el anión, formándose el ácido débil y OH–.

Ejemplo: CH3COONa

1º– Reacción de disociación: CH3COONa (aq) CH3COO– (aq) + Na+ (aq)

2º– Hidrólisis: se hidroliza sólo el anión CH3COO– por ser la base conjugada del ácido débil CH3COOH. El catión Na+ no se hidroliza por ser el ácido conjugado de la base fuerte NaOH.

CH3COO– (aq) + H2O () CH3COOH + OH– (aq)

66..44.. SSaall ddee áácciiddoo ddéébbiill yy bbaassee ddéébbiill:: La disolución será ácida o básica según que ion se hidrolice más.

Ejemplo: CH3COONH4 (acetato de amonio)

1º– Reacción de disociación: CH3COONH4 (aq) CH3COO– (aq) + NH4+ (aq)

2º– Hidrólisis: Se hidroliza tanto el anión como el catión.

CH3COO– (aq) + H2O () CH3COOH (aq) + OH– (aq)

NH4+ (aq) + H2O () NH3 (aq) + H3O+ (aq)

En la hidrólisis aparecen iones OH– y H3O+ por lo que el pH depende de las constantes de ionización del ácido y de la base que forman la sal.

- Si Ka >> Kb disolución ácida.

- Si Ka >> Kb disolución básica

- Si Ka Kb disolución neutra

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Resumen de los diferentes equilibrios de hidrólisis.

TIPO DE SAL EJEMPLOS HIDRÓLISIS pH

Ácido fuerte + base fuere

NaClO4, KI, NaCl, KCl, NaNO3, etc. No hay hidrólisis Neutro

Ácido fuerte + base débil

NH4Cl, NH4NO3, NH4I, etc. Se hidroliza el catión Ácido

Ácido débil + Base fuerte

CH3-COONa, Na2CO3, KCN, Na2S, etc. Se hidroliza el anión Básico

Ácido débil + Base débil

CH3-COONH4, NH4CN, (NH4)2CO3, (NH4)2S

Se hidroliza el catión y el anión

Ligeramente ácido, básico o neutro.

E j e r c i c i o s

29. Escribe reacciones que justifiquen el carácter ácido o básico de las disoluciones acuosas de las siguientes sustancias: a) nitrato de amonio, b) yoduro de sodio, c) formiato de sodio (metanoato de sodio), d) perclorato de sodio (tetraoxoclorato (VII) de sodio).

Solución___________________________________________________________

a) Nitrato de amonio, NH4NO3

Disociación: NH4NO3 (aq) NH4+ (aq) + NO3

- (aq)

Hidrólisis: NH4+ (aq) + H2O () NH3 (aq) + H3O+ (aq)

NO3- (aq) + H2O ()

[H3O+] > [OH-] Disolución ácida

b) Yoduro de sodio, NaI

Disociación: NaI (aq) Na+ (aq) + I- (aq)

Hidrólisis: Na+ (aq) + H2O ()

I- (aq) + H2O () HI (aq) + OH- (aq)

[H3O+] < [OH-] Disolución básica

c) formiato de sodio (metanoato de sodio), HCOONa

Disociación: HCOONa (aq) HCOO- (aq) + Na+ (aq)

Hidrólisis: Na+ (aq) + H2O ()

HCOO- (aq) + H2O () HCOOH (aq) + OH- (aq)

[H3O+] < [OH-] Disolución básica

d) Perclorato de sodio (tetraoxoclorato (VII) de sodio), NaClO4

Disociación: NaClO4 (aq) ClO4- (aq) + Na+ (aq)

No sufre hidrólisis por ser conjugado de un ácido fuerte.

No sufre hidrólisis por ser conjugado de un ácido fuerte.

No sufre hidrólisis por ser conjugado de un ácido fuerte.

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131

66..55.. EEffeeccttoo ddeell iióónn ccoommúúnn

77.. RReeaacccciioonneess ddee nneeuuttrraalliizzaacciióónn áácciiddoo--bbaassee..

Reacción de neutralización: Es una reacción de transferencia de protones entre iones hidronio e hidróxido

H3O+ (aq) + OH– (aq) 2 H2O () de la disolución de la disolución ácida básica

Aunque el esquema tradicional de una reacción de neutralización sigue siendo válido:

Ácido + Base Sal + Agua

Si en la neutralización hay un exceso de ácido, la disolución final será ácida. Si la base se encuentra en exceso, la disolución final será básica. Pero, cuando se produce la neutralización completa, es decir, no queda ninguno de los dos en exceso, se dice que se ha alcanzado el punto de equivalencia.

Hidrólisis: Na+ (aq) + H2O ()

ClO4- (aq) + H2O ()

[H3O+] = [OH-] Disolución neutra

30. Seguidamente se citan cuatro sales. Para todas ellas, escribe su nombre químico, o su fórmula, según el caso: KCl; acetato de sodio (etanoato de sodio); KCN; NaBr; cloruro de amonio. Indicar, para cada una de ellas, si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas, básicas o neutras, explicándolo.

31. Si tenemos la sal sódica NaA de un ácido HA, responde razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) Como debe ser HA para que una disolución acuosa de NaA tenga pH igual a 7.

b) Como debe ser HA para que una disolución acuosa de NaA tenga pH superior a 7.

E j e r c i c i o s

32. Tenemos una disolución acuosa de benzoato de sodio. Discute cómo afectará a su pH la adición de: a) hidróxido de potasio, b) benzoato de potasio, c) Cloruro de potasio.

33. Si queremos impedir la hidrólisis que sufre el acetato de sodio en disolución acuosa, ¿cuál de los siguientes métodos será más eficaz?

a) Añadir ácido acético a la disolución.

b) Añadir NaCl a la disolución.

c) Añadir HCl a la disolución

d) Ninguno; no es posible impedirla.

Ningún ion sufre hidrólisis por ser conjugados de ácido y base fuerte.

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132

Cuando se alcanza el punto de equivalencia se han agotado el ácido y base iníciales, pero eso no quiere decir que la disolución sea neutra, ya que, el pH de la disolución dependerá de la hidrólisis de la sal formada.

77..11.. VVaalloorraacciióónn áácciiddoo--bbaassee.. Una valoración o volumetria ácido-base consiste en determinar la concentración de una disolución ácida o básica mediante una reacción de neutralización.

E j e r c i c i o s

34. Determinar la concentración de una disolución de hidróxido de potasio, sabiendo que, para neutralizar 50 mL de esta disolución, son necesarios 35,5 mL de una disolución de ácido sulfúrico 0,120 M.

Solución___________________________________________________________

La reacción de neutralización que se produce en la valoración es:

H2SO4 (aq) + 2 KOH K2SO4 (aq) + 2 H2O ()

De la estequiometria de la reacción se deduce que el número de moles de la base debe ser igual al doble del número de moles del ácido.

2 · moles H2SO4 = moles KOH

2 42 ( ) ( )H SO KOHM V M V

2 · 0,120 M · 35,5 mL = M KOH · 50 mL M KOH = 0,17 mol/L

35. ¿Qué volumen expresado en mL de disolución de hidróxido de sodio, cuya concentración es 0,052 mol/L, se necesita para alcanzar el punto de equivalencia en la valoración de las siguientes disoluciones?:

a) 40,0 mL de ácido bromhídrico 0,048 M. [Sol. 36,9 mL]

b) 32,0 mL de ácido sulfúrico 0,022 M. [Sol. 27 mL]

Razona si el pH en el punto de equivalencia de estas valoraciones será ácido, básico o neutro. [Sol. ]

36. ¿Por qué al mezclar 50 mL de disolución 0,5 M de HF con 50 mL de disolución 0,5 M de NaOH la disolución resultante no es neutra?

37. Calcula el contenido en acético (ácido etanoico) del vinagre comercial, sabiendo que 10 mL del mismo consumen 18 mL de una disolución de NaOH 0,5 M. Expresa el resultado en gramos de acético por 100 mL de vinagre (grado de acidez). [Sol. 5,4 g/100 mL = 5,4º de acidez]

38. Una disolución de ácido fórmico, HCOOH, que contiene 10 g por litro de disolución, tiene un pH = 2,2. Calcula:

a) La constante de acidez del ácido fórmico. [Sol. Ka = 1,88·10–4]

b) El pH de la disolución resultante de mezclar 10 mL de la disolución de ácido fórmico con 30 mL de una disolución de hidróxido de sodio 0,1 M.

39. Una muestra de 1,354 g de un ácido monoprótico HA desconocido se disolvió en agua hasta completar un volumen de 250 mL. Sabiendo que para neutralizar 25 mL de esta disolución se necesitan 16,1 mL de NaOH 0,0723 M, calcula la masa molar del ácido. [Sol. 115,95 g/mol]

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77..22.. IInnddiiccaaddoorreess áácciiddoo--bbaassee.. En las valoraciones ácido-base debemos encontrar el punto de equivalencia. Una forma de lograrlo es añadir unas gotas de un indicador ácido-base.

Los indicadores ácido-base son compuestos orgánicos de naturaleza ácida o básica débil que, añadidos a una disolución, presenta uno u otro color según el pH de la disolución.

El punto de equivalencia en una valoración se alcanza cuando el indicador cambia de color.

Consideremos un ejemplo, el anaranjado de metilo, que es un indicador de tipo ácido débil. Como su molécula es muy compleja, la representaremos por InH. La molécula tiene color rojo, mientras que el ion In– es de color amarillo. En disolución se establece el equilibrio:

InH (aq) + H2O () In– (aq) + H3O+ (aq)

Como coexisten las dos especies químicas, roja y amarilla, resulta el color naranja propio del indicador. Ahora bien, en disoluciones ácidas, al aumentar la [H3O+], el equilibrio anterior está muy desplazado hacia la izquierda, el indicador tendrá color rojo.

Al añadir una base a la disolución, se combinará con los iones H3O+ y se reducirá su concentración. El equilibrio se desplaza hacia la derecha, con lo que el indicador vira al amarillo.

Para que se aprecie bien el cambio de color, las concentraciones de la forma ácida InH, y de la básica In–, deben ser bastante diferentes (unas diez veces mayor que la otra). Por tanto, el cambio de color no se produce a un pH determinado, sino en un intervalo de pH de unas dos unidades en torno al pKa del indicador:

Intervalo de viraje: pH = pKa del indicador 1 .

Lo importante a la hora de elegir un indicador, es que el punto de equivalencia de la valoración este dentro del intervalo de viraje del indicador.

Indicador Color ácido Color básico Intervalo de viraje pKindicador

Azul de timol azul amarillo 1,2-2,8 1,7 Naranja de metilo rojo anaranjado 3,1-4,4 3,4 Rojo de metilo Rojo Amarillo 4,2-6,3 5,0 Azul de bromotimol Amarillo Azul 6,0-7,6 7,1 Tornasol Rojo Azul 6,1-8,2 6,5 Fenolftaleína Incoloro Rosa 8,2 - 10 9,4 Alizarina Amarillo Violeta 10,0-12,0 11,7

E j e r c i c i o s

40. ¿Qué cambio de color se observará en la valoración de hidróxido sódico con ácido clorhídrico, si el indicador utilizado fuese el rojo de fenol? Razónese la respuesta. Datos: El rojo de fenol es un indicador cuya forma ácida HI es amarilla y la forma alcalina es roja, y su intervalo de viraje es pH = 6-8.

41. Explica, mediante reacciones, el hecho observado de que en una disolución acuosa de amoníaco, la fenolftaleína se colorea de rojo, mientras que en una disolución de cloruro de amonio no se colorea. (Intervalo de viraje de la fenolftaleina: 8,3 -10)

42. La constante de ionización de un indicador HIn es 1,0 · 10–6. El color de la forma no ionizada es rojo y el de la forma ionizada es amarillo. ¿Qué color tiene este indicador en una disolución de pH 4,00?

43. La Ka de cierto indicador es 2,0 · 10–6. El color de la forma HIn es verde y el de la forma In– es rojo. Se añaden unas gotas del indicador a una disolución de HCl, que luego se valora con una disolución de NaOH. ¿A qué pH cambia de color el indicador?

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88.. SSoolluubbiilliiddaadd yy ppHH..

44. Se dispone de tres indicadores ácido-base, para los cuales figura entre paréntesis el intervalo de pH de viraje (cambio de color): Rojo de metilo (4,2-6,3); Azul de bromotimol (6-7,6); Fenolftaleína (8,3-10) ¿Cuál de dichos indicadores utilizaría en las siguientes valoraciones?

a) Ácido Clorhídrico con amónico. [Sol. Rojo de metilo]

b) Ácido acético (etanoico) con hidróxido de sodio. [Sol. Fenolftaleína]

45. Se dispone de dos disoluciones de la misma concentración, una de ácido bromhídrico y otra de ácido fórmico (ácido metanoico, Ka = 1,8 · 10-4). Las dos disoluciones se valoran con NaOH. Razona la veracidad de las siguientes afirmaciones:

a) Para neutralizar 50 mL de la disolución de ácido bromhídrico se necesita la misma cantidad de hidróxido de sodio que para neutralizar 50 mL de la disolución de ácido fórmico.

b) El pH en el punto de equivalencia en la valoración del ácido bromhídrico es mayor que en la valoración del ácido fórmico.

c) El indicador más apropiado para ambas valoraciones es la fenolftaleína (intervalo de viraje: 8,2-10).

E j e r c i c i o s

46. Una disolución saturada de hidróxido de cinc tiene un pH = 8,35. Calcula su pKs y su solubilidad en g/L. [Sol. pKs = 17,25, s =1,11·10-4 g/L]

47. El producto de solubilidad del hidróxido de calcio es 7,9·10–6.

a) Calcula la solubilidad molar de este hidróxido.

b) ¿Cuál es el pH de una disolución saturada de dicho hidróxido?

c) ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio se disolverán en 100 mL de una disolución cuyo pH = 14?

48. Disponemos de 250 mL de disolución saturada de hidróxido de calcio, cuya Ks = 8·10–6.

a) ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio obtendríamos al evaporar el agua de la disolución?

b) ¿Cuánto vale el pH de la disolución saturada de hidróxido de calcio?

c) ¿Qué le pasaría al pH de esta disolución si añadiésemos agua?

d) ¿Qué añadirías a la disolución para que precipitase hidróxido de calcio?

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135

A U T O E V A L U A C I Ó N 1

1. SEP 00 - Razone cuáles de las siguientes frases son verdaderas y cuáles son falsas, referidas a una disolución diluida de un ácido fuerte (HX). En el caso de sean falsas rescríbalas correctamente.

a) Hay especies X, H+ y HX en concentraciones apreciables.

b) Hay HX en mayor proporción que X y H+.

c) La concentración de protones es mucho mayor que la de aniones.

2. JUN 00 - Disponemos de un vaso que contiene una disolución 0,10 M del ácido HX y otro vaso con una disolución 0, 10 M del ácido HY. Se miden los pH de las disoluciones que resultan ser de 2,9 para HX y 1,0 para HY, a 25 °C.

a) Razone qué ácido es fuerte y cuál débil en base a los datos disponibles.

b) Calcule las constantes de disociación Ka y los grados de disociación para las disoluciones de HX y HY a 25 °C.

c) Si preparamos disoluciones de las sales sódicas de ambos ácidos: NaX (ac) y NaY (ac). Razone el carácter neutro, ácido o básico de estas últimas disoluciones.

3. JUN 02 - Se dispone de 80 mL de una disolución 0,15 M de ácido clorhídrico, disolución A, y de 100 mL de otra disolución 0,1 M de hidróxido de sodio, disolución B. Se desea saber:

a) El pH de la disolución A. b) El pH de la disolución B.

c) Si se mezclan ambas disoluciones, cuanto valdrá el pH de la disolución resultante.

A U T O E V A L U A C I Ó N 2

1. JUN 02 - a) ¿Cuál es la diferencia fundamental del concepto de ácido-base según la teoría de Arrhenius y de Brönsted y Lowry?

a) Dados los siguientes ácidos: HClO4 (ácido fuerte); HF (K =7·10-4); HClO (Ka=3,2·10-8). Escriba las bases conjugadas respectivas.

b) Ordene, razonándolo, las bases conjugadas del apartado B según su fuerza creciente como bases.

c) Si se mezclan ambas disoluciones, cuanto valdrá el pH de la disolución resultante.

2. SEP 00 - Disponemos de un vaso que contiene 100 mL de disolución 0,15 M de KOH (base fuerte) y otro vaso que contiene 100 mL de disolución 0, 15 M de NH3 (Kb = 1,8·10-5)

a) Calcule el pH y la concentración de todas las especies presentes en el equilibrio en ambas disoluciones.

b) Escriba las reacciones de neutralización de ambas bases con ácido clorhídrico (HCI). Calcule el volumen de disolución 0,45 M de HCl necesario para neutralizar cada una de las disoluciones de KOH y NH3.

3. SEP 01 - De las siguientes parejas de compuestos indique razonadamente:

a) Qué ácido es más fuerte: el ácido acético (CH3COOH) o el ácido fórmico (HCOOH).

b) Qué ácido es más fuerte: el ácido fluorhídrico (HF) o el ácido clorhídrico (HCI).

c) Qué base es más fuerte: el ión acetato o el ión formiato.

Datos. Ka (CH3COOH) = 1,8·10-5; Ka (HCOOH) = 2,0·10-4; Ka (HF) = 7,8·10-4, Kw = 10-14.

4. Se preparan 100 mL de una disolución acuosa a partir de 10 mL de NH3 ( = 0,9 g/mL; 25 % de riqueza). La constante de basicidad del amoniaco es 1,8·10-5 M.

a) Calcula el pH de la disolución. [Sol. pH = 11,68]

b) Calcula el volumen de disolución 0,88 M de ácido clorhídrico que se consume en la valoración de 10 mL de la disolución de amoniaco. Razona si el pH en el punto de equivalencia de esta valoración será ácido, básico o neutro. [Sol. 15 mL, pH ácido]

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136

A U T O E V A L U A C I Ó N 3

1. Se preparan disoluciones acuosas de igual concentración con cada una de las sustancias siguientes: acetato (etanoato) de sodio, cianuro de sodio, nitrito de sodio, hidróxido de sodio y nitrato de sodio. Ordénalas razonadamente de mayor a menor pH (sin realizar cálculos). DATOS: Ácido acético (etanoico): Ka = 2·10-5; ácido cianhídrico: Ka = 6,3·10-10; ácido nitroso: Ka = 5·10-4.

2. JUN 01 - En el laboratorio se preparó una disolución de ácido yódico, HIO3, disolviendo 3,568 g de este ácido en 150 mL de agua. Teniendo en cuenta que el pH de la disolución resultante fue 1,06 calcule:

a) La constante de disociación, Ka, del ácido.

b) El grado de disociación del ácido.

c) Si, tras llegar al equilibrio, se añaden 1,256 g de HIO3, ¿cuál será el pH de la disolución resultante?

3. Se disuelven 5 g de NaOH en agua suficiente para preparar 300 mL de disolución. Calcula:

a) La molaridad de la disolución y el valor del pH. [0,42 M; pH = 13,6]

b) La molaridad de una disolución de HBr, de la que 30 mL de la misma son neutralizados con 25 mL de la disolución de la base. [0,35 mol/L]

4. Calcula la constante de acidez de un ácido débil HA monoprótico sabiendo que en una disolución del mismo 0,05 M está disociado un 0,15 %. ¿Cuál es el pH de la disolución? ¿Cuántos mL de una disolución 0,01 M de hidróxido de sodio se necesitarían para neutralizar completamente 100 mL de la disolución anterior? [Sol. Ka = 1,1267 · 10-7 ; pH = 4,12 ; 500 mL]

5. JUN 04 - En cada uno de los siguientes apartados razone si la disolución resultante, de mezclar las disoluciones que se indican, será ácida, básica o neutra.

a) 25 mL de CH3COOH 0,1 M + 25 mL de NaOH 0,1 M.

b) 25 mL de HCl 0,1 M + 25 mL de NaOH 0,1 M

c) 25 mL de NaCl 0,1 M + 25 mL de CH3COONa 0,1 M

d) 25 mL de HCl 0,1 M + 25 mL de NH3 0,1 M

A U T O E V A L U A C I Ó N 4

1. SEP 04 - Se disuelven 1,83 g de ácido benzoico (C6H5COOH) en 500 mL de agua.

a) Calcule el pH de la disolución anterior.

b) Se hacen reaccionar 15 mL de la disolución anterior con 9 mL de una disolución de NaOH 0,05M. Explique si la disolución resultante será ácida, básica o neutra.

DATOS.- Ka (C6H5COOH) = 6,4 3 10-5 Masas atómicas: H: 1 , C: 12 , O = 16

2. El ácido cianhídrico (HCN) es un ácido débil monoprótico, Ka = 7,2·10-10.

a) Calcula el pH de una disolución de 1,35 g de HCN en un volumen de 1 L. [Sol. pH = 5,2]

b) Calcula la constante de basicidad del ion cianuro (CN-) [Sol. Kb = 1,39 · 10-5]

c) El grado de disociación del ácido cianhídrico, después de añadirle 0,8 g de ácido nítrico puro. [Sol. = 5,54 · 10-7]

3. Se dispone de tres disoluciones acuosas, una contiene cloruro de amonio, otra nitrato de potasio y la tercera hipobromito de sodio. Si los frascos que las contienen están sin etiquetar, justifica cómo podría distinguirlos con ayuda de papel indicador ácido-base. Kb(NH3)=1,8·10-5; Ka(HBrO)=2,5·10-9.

4. JUN 01 - Se dispone en el laboratorio de disoluciones acuosas 0,1 M de las siguientes sustancias. NaNO3, H2SO4 , KOH, CH3COOH y NH4CI. Responda razonadamente:

a) Ordene las disoluciones por orden creciente de pH.

b) Si mezclamos 50 mL de la disolución 0,1 M de CH3COOH con 50 mL de la disolución 0,1 M de KOH, indique si la disolución resultante será ácida, básica o neutra.

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137

[08] Reacciones De Transferencia De Electrones

11.. CCoonncceeppttoo ddee ooxxiiddaacciióónn--rreedduucccciióónn..

11..11.. CCoonncceeppttoo cclláássiiccoo ddee ooxxiiddaacciióónn––rreedduucccciióónn Una sustancia se oxida cuando aumenta su contenido en oxigeno.

C + O2 CO2

Una sustancia se reduce cuando disminuye el contenido en oxigeno.

CuO + H2 Cu + H2O

11..22.. CCoonncceeppttoo eelleeccttrróónniiccoo ddee ooxxiiddaacciióónn––rreedduucccciióónn Desde el punto de vista electrónico una sustancia se oxida si pierde electrones

Desde el punto de vista electrónico una sustancia se reduce cuando gana electrones.

:: ....SMg Mg2+ + S2-

Para identificar fácilmente las sustancias que se oxidan (pierden e-) y las que se reducen (ganan e-), utilizamos el número de oxidación.

Número de oxidación (n.o.) representa la carga formal, no la real, de un átomo de una molécula, suponiendo que todos sus enlaces son iónicos.

22.. RReeggllaass pprraaccttiiccaass ppaarraa aavveerriigguuaarr eell nnúúmmeerroo ddee ooxxiiddaacciióónn ddee uunn eelleemmeennttoo qquuíímmiiccoo::

a) El n.o. de los elementos, en cualquiera de sus variedades alotrópicas es cero: 0C ,

0

2O , 0

3O .

b) En los iones monoatómicos el n.o. es igual a su carga: 1

Na

, 22O

,

1

F .

c) El n.o. del H en sus compuestos es +1, 1 2

2H O

, excepto en los hidruros metálicos que es –1, 1 1

NaH

.

El magnesio se ha oxidado y el azufre se ha reducido.

El cobre se ha reducido

El carbono se ha oxidado

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138

d) El n.o. del oxígeno en sus compuestos es –2, 1 2

2H O

, excepto en los peróxidos que es –1, 1 1

2 2H O

.

e) Los metales alcalinos, alcalino-térreos y térreos, combinados en sus compuestos tienen +1, +2 y +3 respectivamente.

f) La suma de los n.o. de los átomos de una molécula neutra es siempre cero y en un ion poliatómico es igual a la carga del ión.

E j e r c i c i o s

1. Indica el número de oxidación de cada uno de los átomos en los siguientes compuestos o iones: H2SO4 , Al2(CO3)3, (MnO4)

– , (Cr2O7)2–

Solución___________________________________________________________

H2SO4 42x

21

OSH

2 + x – 8 = 0 x = +6 426

21

OSH

Al2(CO3)3 332x

23

)OC(Al

6 + 3x – 18 = 0 x = +4 3324

23

)OC(Al

(MnO4) –

)OMn( 4

2x x – 8 = –1 x = +7

)OMn( 4

27

(Cr2O7)2–

2

72

2

x)OCr( 2x – 14 = –2 x = +6

2

72

2

6)OCr(

2. Indica el número de oxidación de cada uno de los átomos en las siguientes especies:

a) HBrO4 b) NO3– c) CaSO4 d) KMnO4 e) HCO3

– f) MgCl2

g) CO2 h) Ba(OH)2 i) SO32– j) CH3OH k) HCOOH l) HSO3

33.. OOxxiiddaacciióónn//RReedduucccciióónn.. AAggeennttee ooxxiiddaannttee //AAggeennttee rreedduuccttoorr.. PPaarr rreeddooxx

Un elemento se oxida cuando aumenta su número de oxidación (pierden e-).

Un elemento se reduce cuando disminuye su número de oxidación (ganan e-).

Si en una reacción tiene lugar una oxidación se da simultáneamente una reducción, por este

motivo se les llama reacciones de oxidación–reducción o reacciones redox.

El Agente oxidante es la especie química que oxida a otra captando electrones y por tanto se reduce.

El Agente reductor es la especie química que reduce a otra cediéndole electrones y por tanto se oxida.

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139

Par redox, es el conjunto formado por la forma oxidada (agente oxidante) y la forma reducida (agente reductor) de un elemento. En cada reacción redox hay por lo menos dos pares redox.

Agente oxidante + n e- Se reduce

Seoxida Agente reductor

(forma oxidada) (forma reducida)

E j e r c i c i o s

3. De los siguientes procesos identifica los que son de oxidación-reducción, indica el cambio en el número de oxidación y señala el agente oxidante y el agente reductor.

a) LiAlH4 + 4 H+ Li+ + Al3+ + 4 H2

b) Cr2 O72–

+ 2 OHˉ 2 CrO42– + H2O

c) 3 KClO 2 KCl + KClO3

Solución___________________________________________________________:

Para ver si una reacción química es de oxidación-reducción, observaremos si hay variación en el número de oxidación (n.o.) de algún átomo.

a) 1 1 31 3 1 0

34 24 4Li Al H H Li Al H

Sí es una reacción re-dox ya que el átomo de H pasa de n.o. = -1 en el LiAlH4 a n.o. = 0 en el H2. Por otro lado, el H+ pasa de n.o. = +1 a n.o. = 0 en el H2.

Por tanto el LiAlH4 se oxida, es el agente reductor y el H+ se reduce, es el agente oxidante

b) 2 1 26 2 6 1 22 2

2 7 4 22Cr O O H Cr O H O

No es una reacción re-dox. Ninguna especie experimenta cambio en su n.o., por tanto ninguna especie se oxida ni se reduce. No hay ni oxidante ni reductor.

c) 1 1 2 1 1 1 5 2

33 2K Cl O K Cl K Cl O

Sí es una reacción re-dox ya que el el átomo Cl en el KClO pasa de n.o. = +1 a n.o. = +5 en el KClO3. Por otro lado, átomo de Cl pasa de n.o. = +1 en el KClO a n.o. = -1 en el KCl.

Por tanto el KClO se oxida y se reduce, es el agente reductor y el agente oxidante al mismo tiempo. Este tipo de procesos, en los que la misma especie se oxida se reduce, se llama

dismutación.

4. De los siguientes procesos, justifica si son de oxidación-reducción. Identifica el agente oxidante y el reductor donde proceda.

a) Fe2O3 + 3 H2 2 Fe + 3 H2O

b) 3 PbF2 + 2 PCl3 2 PF3 + 3 PbCl2

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c) Al2O3 + 2 NaOH 2 NaAlO2 + H2O

a) Cu + H2SO4 Cu2+ + SO42– + SO2 + H2O

d) Al2(SO4)3 + Na2CO3 + 3 H2O 2 Al(OH)3 + 3 Na2SO4 + 3 CO2

5. Indica cuál de las siguientes afirmaciones es cierta, en caso de no ser cierta, escríbela correctamente.

a) Un reductor se reduce oxidando a un oxidante.

b) Un oxidante se reduce oxidando a un reductor.

c) Un oxidante reduce a un reductor y él se oxida.

d) Un reductor se oxida oxidando a un reductor.

44.. MMééttooddooss ddee aajjuussttee ddee uunnaa rreeaacccciióónn rreeddooxx..

44..11.. MMééttooddoo ddeell nnúúmmeerroo ddee ooxxiiddaacciióónn:: Es un método general aunque se suele utilizar preferentemente para reacciones que no se producen en disolución acuosa.

Fe2O3 + CO Fe + CO2

1º - Asignar el número de oxidación a cada uno de los átomos de la ecuación:

23

Fe

32

O

+ 2

C 2

O

0

Fe + 4

C

22

O

2º - Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen:

El número de oxidación del carbono aumenta de +2 a +4, por tanto, se oxida.

El número de oxidación del hierro disminuye de +3 a 0, por tanto, se reduce.

3º - Se separan los pares redox, y se ajustan las cargas, sumando electrones, al miembro de mayor carga positiva.

Semireacción de oxidación: 2

C

4

C

+ e2 .

Semireacción de reducción: 3

Fe

+ e3 0

Fe

4º - Se multiplica cada semirreacción por el número de electrones que le hemos sumado a la otra semirreacción (si se puede se simplifican estos coeficientes).

Semireacción de oxidación: (2

C

4

C

+ 2e–) · 3

Semireacción de reducción: (3

Fe

+ 3e- 0

Fe ) · 2 5º - Se suman los pares redox:

Semireacción de oxidación: (2

C

4

C

+ 2e–) · 3

Semireacción de reducción: (3

Fe

+ 3e- 0

Fe ) · 2

32

C

+ 23

Fe

+ 6e- 34

C

+ 2 0

Fe + 6e–

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6º - Se ajusta la reacción original, a partir de los coeficientes que hemos obtenido:

Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2

E j e r c i c i o s

6. Ajusta las ecuaciones siguientes utilizando el método del número de oxidación

a) Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2S + H2O [Sol. 4 + 5 4 + 1 + 4]

b) NaIO3 + NaI + HCl NaCl + I2 + H2O [Sol. 2 + 10 + 12 12 + 6 + 6]

c) Ca3(PO4)2 (s) +SiO2 (s) +C (s) CaSiO3 (s) +CO (g) +P(s) [Sol. 1+ 3+ 5 3+ 5+ 2]

44..22.. MMééttooddoo ddeell iioonn––eelleeccttrróónn:: En muchas de las reacciones que se dan en disolución acuosa algunas de las especies implicadas se encuentran en forma iónica. Se pueden presentar dos casos: reacciones redox iónicas que transcurren en medio ácido y reacciones redox iónicas que transcurren en medio básico.

RReeaacccciioonneess qquuee ttrraannssccuurrrreenn eenn mmeeddiioo áácciiddoo..

I2 + HNO3 HIO3 + NO2 + H2O

1º - Escribir la ecuación en forma iónica.

Se disocian ionicamente las sustancias solubles en agua: ácidos, hidróxidos y sales.

I2 + H+ + NO3– H+ + IO3

– + NO2 + H2O

2º - Escribir, por separado, las semireacciones de oxidación y de reducción.

En esta reacción se oxida el yodo, el número de oxidación del cual aumenta de 0 a +5, y se reduce el nitrógeno, que pasa de +5 a +4.

Semireacción de oxidación: I2 IO3–

Semireacción de reducción: NO3– NO2

3º - Ajustar los átomos que no sean H ni O.

Ponemos un 2 delante del IO3- para ajustar los átomos de yodo.

Semireacción de oxidación: I2 2 IO3–

Semireacción de reducción: NO3– NO2

4º - Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de agua.

En la semireacción de oxidación hay 6 átomos de O en el lado derecho. Por tanto, habrá que añadir 6 moléculas de agua al lado izquierdo.

Semireacción de oxidación: I2 + 6 H2O 2 IO3–

En la semireacción de reducción hay 3 átomos de O en el lado izquierdo y 2 en el derecho. Así que, habrá que añadir 1 molécula de H2O a la derecha de la ecuación.

Semireacción de reducción: NO3– NO2 + H2O

5º - Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo iones H+.

En la semireacción de oxidación hay 12 átomos de H en el lado izquierdo. Por tanto, habrá que añadir 12 H+ al lado derecho.

Semireacción de oxidación: I2 + 6 H2O 2 IO3-– + 12 H+

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En la semireacción de reducción hay 2 átomos de H en el lado derecho. Por tanto, habrá que añadir 2 H+ al lado izquierdo.

Semireacción de reducción: NO3– + 2 H+ NO2 + H2O

6º - Ajustar las cargas eléctricas añadiendo electrones.

La semireacción de oxidación tiene carga neta 0 en el lado izquierdo, mientras que, en el lado derecho la carga neta es +10, [2 · (-1) + 12 (+1) = +10]. Por tanto, tenemos que añadir 10 e- en el lado derecho.

Semireacción de oxidación: I2 + 6 H2O 2 IO3– + 12 H+ + 10 e-

En la semireacción de reducción tiene en el lado izquierdo una carga neta +1, [-1 + 2 · (+1) = +1] y al lado derecho 0. Por tanto, tenemos que añadir 1 e- en el lado izquierdo.

Semireacción de reducción: NO3– + 2 H+ + 1e– NO2 + H2O

7º - Igualar los e- cedidos y ganados y, después, se suman las dos semireacciones.

En este caso habrá que multiplicar la semireacción de reducción por 10

Semireacción de oxidación: I2 + 6 H2O 2 IO3– + 12 H+ + 10 e-

Semireacción de reducción: (NO3– + 2 H+ + 1e- NO2 + H2O) · 10

I2 + 6 H2O + 10 NO3– + 20 H+ + 10 e- 2 IO3

– + 12 H+ + 10 e- + 10 NO2 + 10 H2O

8º - Simplificar las sustancias que se encuentran en los dos lados.

I2 + 6 H2O + 10 NO3– + 20 H+ + 10e- 2 IO3

– + 12 H+ + 10e- + 10 NO2 + 10 H2O 8 H+ 4 H2O 9º - Escribir la ecuación global en forma molecular.

I2 + 10 HNO3 2 HIO3 + 10 NO2 + 4 H2O

E j e r c i c i o s

7. Ajusta, por el método del ion-electrón las siguientes reacciones producidas en medio ácido:

a) MnO2 (s) + Cl– (aq) Mn2+ (aq) + Cl2 (g) [Sol. 1 + 2 + 4 H+ 1 + 2 + 2 H2O] b) I– (aq) + Br2 (l) IO3

– (aq) + Br– (aq) [Sol. 1 + 3 + 3 H2O 1 + 6 + 6 H+] c) MnO4

– (aq) + SO32– (aq) MnO2 (s) + SO4

2– (aq) [Sol. 2 + 3 + 2 H+ 2 + 3 + H2O] d) MnO2 (s) + PbO2 (s) + HNO3 (aq) Pb(NO3)2 (aq) + H+ (aq) + MnO4

– (aq) + H2O (l) [Sol. 2 + 3 + 6 3 + 2 + 2 + 2]

8. La reacción del permanganato de potasio [tetraoxomanganato (VII) de potasio] con sulfuro de hidrógeno en presencia de ácido sulfúrico [tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno], da como productos azufre elemental (S), sulfato de manganeso (II) [tetraoxosulfato (VI) de manganeso (II)], sulfato de potasio [tetraoxosulfato (VI) de postasio] y agua. Ajusta la reacción utilizando el método del ion-electrón. Indica el agente oxidante y el agente reductor. [Sol. 5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 5 S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O]

9. El ácido nítrico [trioxonitrato (V) de hidrógeno] concentrado oxida al sulfuro de cinc a sulfato de cinc [tetraoxosulfato (VI) de cinc], pasando él a óxido de nitrógeno (IV) y agua. Ajusta la reacción mediante el método del ion-electrón. [Sol. 8HNO3 + ZnS ZnSO4 + 8NO2 + 4H2

O]

10. En medio ácido el arsenito [trioxoarseniato (III)] es oxidado por el dicromato [heptaoxodicromato (VI)] a arseniato [tetraoxoarseniato (V)] pasando él a ion cromo (III) y agua. Ajusta la reacción por el método del ion-electrón. [Sol. 3AsO3

3- + Cr2O72- + 8H+

3AsO43- + 2Cr3+ + 4H2

O]

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RReeaacccciioonneess qquuee ttrraannssccuurrrreenn eenn mmeeddiioo bbáássiiccoo..

Los 8 primeros pasos también se emplean en medio básico. Una vez aplicados para este ejemplo: SO3

2– + MnO4- SO4

2– + MnO2

Obtenemos la ecuación iónica neta:

3 SO3 2– + 2 MnO4

– + 2 H+ 3 SO42– + 2 MnO2 + H2O

Ahora hay que añadir tres pasos más.

Sumar, a los dos lados, tantos OH– como H+ haya. Como hay 2 H+ (en la izquierda), se suman 2 OH- a los dos lados

3 SO32– + 2 MnO4

– + 2 H+ + 2 OH– 3 SO42– + 2 MnO2 + H2O + 2 OH–

Combinar los OH- con los H+ para formar H2O.

3 SO32– + 2 MnO4

– + 2 H2O 3 SO42– + 2 MnO2 + H2O + 2 OH–

Simplificar las moléculas de H2O.

3 SO32– + 2 MnO4

– + H2O 3 SO42– + 2 MnO2 + 2 OH–

E j e r c i c i o s

11. Ajusta, por el método del ion-electrón las siguientes reacciones producidas en medio básico:

a) MnO4– + I– MnO4

2– + IO3– [Sol. 6 + 1 + 6 OH- 6 + 1 + 3H2O]

b) KMnO4 + KI + H2O MnO2 + I2 + KOH [Sol. 2 + 6 + 4 2 + 3 + 8]

c) H2O2 + CrCl3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O [Sol. 3 + 2 + 10 2 + 6 + 8]

44..33.. EEsstteeqquuiioommeettrriiaa ddee llaass rreeaacccciioonneess rreeddooxx A partir de la ecuación ajustada, se puede estudiar la estequiometria de la reacción, ya que podemos establecer las relaciones entre los moles de reactivos y productos.

E j e r c i c i o s

12. El ácido sulfúrico [tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno] concentrado reacciona con yoduro de hidrógeno. En la reacción se forma yodo, sulfuro de hidrógeno y agua.

a) Escribe y ajusta la reacción red-ox por el método del ion-electrón.

b) Calcula la cantidad de yodo obtenido al reaccionar 15 mL de ácido sulfúrico [Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno] ( = 1,72 g/mL y riqueza del 92 %) con 200 g de yoduro de hidrógeno. [Sol. 197,96 g]

13. La reacción de ácido clorhídrico concentrado con óxido de manganeso (IV) genera cloruro de manganeso (II), cloro y agua.

a) Escribe y ajusta la reacción red-ox correspondiente, por el método del ion-electrón.

b) Calcula la cantidad de pirolusita, con una riqueza de un 72,6 % en MnO2, necesaria para obtener por reacción con un exceso de ácido clorhídrico concentrado 25 g de cloro. [Sol. 41,89 g]

14. En disolución acuosa y acidificada con ácido sulfúrico [tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno] el ion permanganato [tetraoxomanganato (VII)] oxida al ion hierro (II) a ion hierro (III), pasando él a ion manganeso (II).

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a) Ajusta la reacción iónica por el método del ion-electrón.

b) Calcula la concentración de una disolución de sulfato de hierro (II) [tetraoxosulfato (VI) de hierro (II)], expresada en mol/L, si 10 mL de esta disolución han consumido 22,3 mL de una disolución de permanganato de potasio [tetraoxomanganato (VII) de potasio] de concentración 0,02 mol/L. [Sol. 0,223 M]

15. El nitrato de potasio (s) [trioxonitrato (V) de potasio] reacciona, en caliente, con cloruro de amonio (s) dando lugar a cloruro de potasio (s), óxido de nitrógeno (I) (g) y agua (g).

a) Escribe y ajusta la reacción red-ox por el método del número de oxidación.

b) Se calientan 10 g de nitrato de potasio [trioxonitrato (V) de potasio] con 12 g de cloruro de amonio. ¿Cuál es el volumen de óxido de nitrógeno (I) gas recogido sobre agua, medido a 30 ºC y 1 atm? Pvapor de agua a 30 ºC = 31,82 mm de Hg. [Sol. 2,32 L]

16. En presencia de ácido sulfúrico, el dicromato de potasio oxida al sulfato de hierro (II), pasando éste a sulfato de hierro (III), mientras que el dicromato se reduce a sulfato de cromo (III) y formándose además sulfato de potasio y agua.

a) Ajusta la reacción utilizando el método del ion-electrón.

b) Una muestra de 3,12 g de un mineral que contiene FeSO4 se disuelve en agua y se acidula con ácido sulfúrico. Esta disolución se valora con 29,43 mL de K2Cr2O7 0,0842 M. ¿Cuál es el porcentaje de sulfato de hierro (II) en la muestra? [Sol. 72,4%]

55.. PPrroocceessooss eelleeccttrrooqquuíímmiiccooss

Los procesos electroquímicos se pueden agrupar en dos tipos:

Pilas electroquímicas (también llamadas pilas galvánicas o voltaicas). Son aquellas en la que a partir de los electrones intercambiados en una reacción redox, se produce una corriente eléctrica

Electrólisis. Es el proceso inverso al que tiene lugar en las pilas; A partir de la energía eléctrica se produce una reacción redox.

66.. PPiillaass eelleeccttrrooqquuíímmiiccaass,, ggaallvváánniiccaass oo vvoollttaaiiccaass Experimentalmente se comprueba que cuando se introduce una lámina de cinc en un recipiente que contiene una disolución de sulfato de cobre (II), se produce un deposito de cobre sobre la lamina de cinc, a la vez que el recipiente se calienta y parte de la lamina de cinc se disuelve.

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Se ha producido espontáneamente la siguiente reacción redox:

El Zn se oxida: Zn (s) Zn+2 (aq) + 2e– produce e–

El Cu2+ se reduce: Cu+2 (aq) + 2e– Cu (s) consume e–

Zn (s) + Cu2+ (aq) Cu (s) + Zn+2 (aq)

La energía térmica liberada se puede convertir en eléctrica si se obliga a los electrones de la reacción redox a pasar a través de un circuito exterior. Esto significa que es posible aprovechar una reacción redox para generar una corriente eléctrica y lo único que debemos hacer es separar las dos reacciones (oxidación y reducción).

Para ver los componentes y funcionamiento de una pila electroquímica vamos a utilizar la pila más sencilla, la pila de Daniel.

66..11.. CCoommppoonneenntteess yy ffuunncciioonnaammiieennttoo Un electrodo de cinc, es decir, una lámina de este metal. Sumergida en una disolución

acuosa de iones Zn2+ (ZnSO4). En este electrodo, que se denomina ánodo, tiene lugar la oxidación; durante el proceso el electrodo se disuelve, y por tanto disminuye su masa.

Un electrodo de cobre, constituido por una lámina de este metal que se sumerge en una disolución de Cu2+ (CuSO4). En este electrodo llamado cátodo tiene lugar la reducción, lo que se puede comprobar, ya que durante el proceso aumenta la masa de cobre.

Un conductor externo metálico que permite el flujo constante de los electrones desde el ánodo al cátodo.

Un voltímetro, intercalado en el conductor externo, mide la fuerza electromotriz de la pila, es decir, la diferencia de potencial entre los electrodos, a la que se debe el flujo de electrones. Esta fuerza electromotriz (f.e.m. o potencial de la pila), no sólo depende de la naturaleza de los electrodos, sino también de la concentración de las disoluciones electrolíticas y de su temperatura. Cuanto mayor es el potencial de la pila, mayor es su capacidad para producir un flujo constante de electrones.

Un puente salino, que es un tubo en forma de U invertida, que contiene una disolución de un electrolito inerte para los procesos de la pila, como es el KCl. Sus extremos están tapados con un material poroso, lo que permite el paso de los iones pero impide que se mezclen las disoluciones; su misión es cerrar el circuito y mantener constante la neutralidad eléctrica de las dos disoluciones, anódica y catódica.

La reacción redox global en la pila se puede descomponer en dos reacciones parciales:

ÁNODO (–): oxidación Zn (s) Zn+2 (aq) + 2e– Agente reductor: Zn

CÁTODO (+): Reducción Cu+2 (aq) + 2e– Cu (s) Agente oxidante: Cu2+

Reacción global de la pila: Zn (s) + Cu2+ (aq) Cu (s) + Zn+2 (aq)

Los átomos de Zn se oxidan y se transforman en iones Zn2+, los

electrones liberados pasan por el hilo conductor y se unen al ion Cu2+

formando el átomo Cu.

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66..22.. EEssqquueemmaa ddee uunnaa ppiillaa Las pilas suelen esquematizarse de la siguiente manera: se escribe el cátodo a la derecha y el ánodo a la izquierda, en los extremos del esquema se indican los electrodos, las distintas fases se separan mediante unas líneas sencillas y una doble línea separa las dos semipilas indicando el puente salino. Por tanto, la pila Daniell se esquematiza de la siguiente manera:

Disolución anódica Disolución catódica

Zn (s) / Zn2+ (aq , 1 M) // Cu2+ (aq , 1 M) / Cu (s)

ánodo puente salino cátodo

66..33.. PPootteenncciiaalleess ddee eelleeccttrrooddoo oo ppootteenncciiaalleess eessttáánnddaarr ddee rreedduucccciióónn.. En una pila electroquímica se puede medir la diferencia de potencial entre los dos electrodos que forman la pila, pero no podemos medir el potencial redox aislado de cada par.

El problema se resuelve midiendo la diferencia de potencial entre el electrodo en cuestión y otro elegido arbitrariamente como referencia y al que se le asigna por convenio el potencial cero. Este electrodo de referencia es el electrodo estándar de hidrógeno (1 atm, 298 K y [H+] = 1M) al cual se le asigna de forma arbitraria y por convenio el potencial estándar Eº = 0,00 V.

El electrodo de hidrógeno consiste en una lámina de platino (actúa como conductor y es resistente al ataque electroquímico), sumergida en una disolución de ácido clorhídrico 1,0 M a 298 K y 1 atmósfera por la que se burbujea H2 gas a presión de 1 atmósfera.

Pt (s), H2 (1 atm) / H+ (1 M)

Donde tiene lugar la siguiente reacción:

2 H+ (aq) + 2e– H2 (g) Eº = 0,0000 V

Una vez fijado este criterio, se puede determinar el potencial estándar de cualquier electrodo, sin más que hallar la fuerza electromotriz de la pila formada por el electrodo en cuestión sumergido en una disolución 1 M de sus iones y el electrodo normal de hidrógeno, efectuando la medición a la temperatura de 298 K.

Potencial estándar de un electrodo, Eº, es la diferencia de potencial, a 298 K, entre dicho electrodo, sumergido en una disolución 1 M de sus iones, y el electrodo de hidrógeno.

66..44.. FFuueerrzzaa rreellaattiivvaa ddee ooxxiiddaanntteess yy rreedduuccttoorreess.. Los valores de Eº sirven para comparar las fuerzas relativas de oxidantes y reductores.

Cuanto más positivo sea el Eº, mayor será la tendencia de la sustancia a reducirse, o lo que es lo mismo, tendrá mayor poder oxidante.

A mayor potencial de reducción, Eº

Mayor Tendencia a reducirse

Mayor poder oxidante

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Y por tanto

Cuanto más negativo sea el Eº, mayor será la tendencia de la sustancia a oxidarse, o lo que es lo mismo, tendrá mayor poder reductor.

Por ejemplo, el Eº(F2/F–) = 2,78 V, es el valor más alto de todos. Así que el F2 es el agente

oxidante más fuerte, porque es el que tiene más tendencia a reducirse. En el otro extremo, se encuentra Eº(Li+/Li) = -3,02 V, que tiene el valor más negativo. Por lo que el Li+ es el agente oxidante más débil, porque es la especie más difícil de reducir. Puesto de otro modo, se dice que el F– es el agente reductor más débil y el Li metálico es el agente reductor más fuerte.

Cuanto más fuerte es el carácter oxidante de una especie química, menos fuerza tiene como reductor su especie conjugada (el concepto es análogo al de los pares conjugados ácido/base). Y, al revés, cuanto menor sea el carácter oxidante de una especie química dada, mayor será el carácter reductor de su especie conjugada.

Agente Oxidante + Nº e-(forma oxidada)

Agente reductor (forma reducida) Eº (V)

Li+ + 1 e- Li -3,02 K+ + 1e- K -2,92 Ba2+ + 2e- Ba -2,90 Ca2+ + 2e- Ca -2,87 Mg2+ + 2e- Mg -2,34 Al3+ + 3e- Al -1,67 Mn2+ + 2e- Mn -1,05 Zn2+ + 2e- Zn -0,76 Cd2+ + 2e- Cd -0,40 2H+ + 2e- H2 0,00 Cu2+ + 2e- Cu +0,34 Ag+ + 1e- Ag +0,80 Cl2 + 2e- 2Cl– +1,36

Au3+ + 3e- Au +1,50 F2 + 2e- 2F– +2,87

66..55.. EEssppoonnttaanneeiiddaadd ddee llaass rreeaacccciioonneess rreeddooxx Los valores de Eº de dos pares cualquiera sirven para conocer la espontaneidad de una reacción redox.

Para ello calculamos la fem de la celda.

Eº = Eºoxidante – Eº reductor Eº = Eº cátodo – Eº ánodo.

Si la fem es positiva, la reacción es espontánea tal como se está escrita. Si la fem es negativa, la reacción es espontánea en el sentido contrario.

Eº > 0 reacción espontánea

Eº < 0 reacción no espontánea

Dicho de otra forma:

La forma oxidada del par de mayor potencial reacciona espontáneamente con la forma reducida del par de menor potencial.

+       Poder oxidante

     ‐‐ 

‐‐                            Poder re

ducto

r       + 

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148

E j e r c i c i o s

17. Considere las siguientes semirreacciones redox cuyos potenciales estándar se indican:

Semireacciones de reducción Eº (V) Cl2 (g) + 2 e- 2 Cl– (ac) +1,36 Br2 (l) + 2 e- 2 Br– (ac) + 1,07 Cd2+ (ac) + 2 e- 2 Cd (s) – 0,40 Al3+ (ac) + 3e- Al (s) –1,67

a) Identifique el agente oxidante y el agente reductor más fuerte.

b) Señale, justificando la respuesta, la(s) especie(s) que puede(n) ser reducida(s) por el Cd (s). Escriba la(s) ecuación(es) química(s) correspondiente(s).

Solución___________________________________________________________

a) En el par de mayor potencial encontramos la especie más oxidante ( n.o.) y la menos reductora ( n.o.)

Eº (Cl2 /Cl–) = +1,36 V. Es el par de mayor potencial de reducción; por tanto, la especie química más oxidante es el cloro, Cl2

En el par de menor potencial encontramos la especie menos oxidante ( n.o.) y la más reductora ( n.o.)

Eº (Al3+/Al) = –1,67 V. Es el par de menor potencial de reducción; por tanto, el reductor más fuerte es el Al.

b) La reacción espontánea se produce entre la forma oxidada del par de mayor potencial y la forma reducida del par de menor potencial. Dicho de otra forma:

La reacción espontanea se produce entre la especie con mayor n.o. del par de mayor Eº y la especie de menor n.o. del par de menor Eº.

Eº(Cl2 / Cl–) = +1,36 V

Eº(Cd2+/Cd) = –0,40 V Cl2 (g) + Cd (s) 2 Cl– (ac) + Cd2+ (ac)

El Cd (s) reduce al Cl2 a Cl–

Eº(Br2 / Br–) = + 1,07 V

Eº(Cd2+/Cd) = –0,40 V Br2 (g) + Cd (s) 2 Br– (ac) + Cd2+ (ac)

El Cd (s) reduce al Br2 a Br–

Eº(Cd2+/Cd) = - 0,40 V

Eº(Al3+/Al) = –1,37 V Cd2+ (ac) + Al (s) Cd (s) + Al3+ (ac)

El Cd (s) no reduce a otra especie. Es el Al (s) el que reduce al Cd2+

(s)

18. ¿Cuál de cada uno de los siguientes pares es mejor agente oxidante en condiciones estándar? a) Au3+ o Cl2; b) H2 o Ag+; c) Cd2+ o Zn2+.(busca los potenciales en los apuntes)

19. ¿Cuál de cada uno de los siguientes pares es mejor agente reductor en condiciones estándar? a) Ba o Li; b) H2 o Cl2; c) Ag o Zn. (busca los potenciales en los apuntes)

20. Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de platino sumergida en una disolución 1 M de Fe2+ 1 M de Fe3+. La otra semicelda consiste en un electrodo de talio sumergido en una disolución 1 M de Tl+.

a) Escribe las semirreacciones en el cátodo y en el ánodo y la reacción iónica global.

b) Escribe la notación de la pila y calcula la fem. Datos: Eº(Fe3+/ Fe2+) = +0,77 V; Eº(Tl+/Tl) = –0,34 V.

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Solución___________________________________________________________

a) La reacción espontánea se produce entre la forma oxidada del par de mayor potencial y la forma reducida del par de menor potencial.

La reacción espontanea se produce entre la especie con mayor n.o. del par de mayor Eº y la especie de menor n.o. del par de menor Eº.

Eº(Fe3+/ Fe2+) = +0,77 V ; Eº(Tl+/Tl) = –0,34 V

Reacción espontanea: Fe3+ + Tl Tl+ + Fe2+

Ahora escribimos las semireacciones que dan lugar a esa reacción:

CÁTODO (+) Fe3+ + e- Fe2+ (reducción)

ÁNODO (–) Tl Tl+ + e- (oxidación)

Fe3+ + Tl Tl+ + Fe2+

b) Notación de la pila: Tl (s) / Tl+ (1M) // Fe3+ (1M) / Fe2+ (1M) / Pt (s)

Fem de la pila: Eº = Eºcátodo/oxidante – Eºánodo/reductor = 0,77 – (–0,34) = +1,11 V

21. Dados los potenciales red-ox estándar: Eº(Mg2+ / Mg) = –2,36 V y Eº(Pb2+ / Pb) = –0,126 V, justifica en qué sentido se producirá la reacción: Mg2+ + Pb Mg + Pb2+. [Sol. Mg + Pb2+ Mg2+ + Pb; Eº = –0,126 – (–2,36) = 2,234 V]

22. Escribe las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo, así como la reacción global en la siguiente pila voltaica: Pt (s) / H2 (g, 1 atm) / H+ (aq, 1 M) // Ag+ (aq, 1 M) /Ag(s). Calcula la fem de la pila. Datos: Eº(Ag+ /Ag) = +0,80 V. [Sol. H2 + 2 Ag+ 2 Ag + 2 H+; Eº = 0,80 – 0,00 = +0,80 V]

23. Indica razonadamente si el Ni2+ tiene capacidad para oxidar al metal Cr al estado ion Cr3+, sabiendo que los potenciales red-ox estándar valen: Eº(Ni2+/Ni) = –0,25V y Eº(Cr3+/Cr) = +0,74 V. [Sol. 3 Ni + 2Cr3+ 3 Ni2+ + 2 Cr ; Eº = 0,74 –(–0,24) = +0,99 V; Esta es la reacción que se produce de forma espontánea, por lo que sería el Ni el que reduciría al Cr3+]

24. Suponiendo condiciones estándar, ¿reaccionarán el NO3– y el Zn en medio ácido, para dar

NH4+ y Zn2+? Razona la respuesta. En caso afirmativo, ajusta la reacción que tiene lugar

entre ellos. Datos: Eº (NO3– / NH4

+) = +0,89 V y Eº(Zn2+ / Zn) = -0,76 V. [Sol. 4 Zn + NO3- + 10 H+ 4 Zn2+ + NH4+ + 3 H2O ; Eº = 0,89 – (-0,76) = 1,65 V. Sí que reaccionan espontáneamente]

25. Una pila voltaica está formada por un electrodo de Zn en una disolución 1 M de sulfato de cinc (tetraoxosulfato (VI) de cinc) y un electrodo de cobre de una disolución de sulfato de cobre (II) (tetraoxosulfato(VI) de cobre(II)) a 25ºC. Teniendo en cuenta los potenciales Eº(Zn2+/Zn) = –0,76 V; Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 V. Se pide: La semirreacción que tiene lugar en cada electrodo, indicando el signo del electrodo; y la reacción global. ¿Cuáles son las especies oxidante y reductora?; ¿Qué diferencia de potencial proporcionará la pila? [Sol. Cátodo (+): Cu2+ + 2e- Cu; Ánodo (–): Zn Zn2+ + 2e- ; R. global: Zn + Cu2+ + 2e- Zn2+ + Cu + 2e-. El Zn es el reductor, y el Cu2+ es el oxidante; Eº = 1,1 V]

26. Predice qué sucederá si se añade bromo molecular a una disolución acuosa que contenga yoduro de sodio y cloruro de sodio a 25ºC y escribe la(s) reacción(es) química(s) espontánea(s). Datos: Eº (Cl2 /Cl–) = +1,36 V; Eº (Br2/Br–) = +1,07 V; Eº (I2 /I–) = +0,53 V.

27. Los potenciales estándar de reducción de los pares red-ox Zn2+/Zn y Fe2+/Fe son respectivamente –0,76 V y –0,44 V.

a) ¿Qué ocurrirá si a una disolución de sulfato de hierro (II) [tetraoxosulfato (VI) de hierro (II)], FeSO4, le añadimos trocitos de Zn?

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b) ¿Y si le añadimos, en cambio limaduras de Cu? Eº(Cu2+/Cu)= +0,34 V). Razone la respuesta.

28. Explica razonadamente si los metales cobre y manganeso reaccionarán con ácido clorhídrico 1,0 M. En caso afirmativo, escribe la correspondiente reacción red-ox. Datos: Eº (Mn2+/Mn) = –1,18 V ; Eº(Cu2+ / Cu) = +0,34 V.

29. Se dispone de dos disoluciones acuosas: una de cloruro de sódico 1 M y otra de yoduro sódico 1 M. Si a cada una de ellas se añade bromo elemental:

a) Señale y justifique si ocurrirá alguna reacción química y formúlela en su caso.

b) Calcule el potencial normal de la pila a que puede dar lugar dicha reacción.

Datos: Eº (I2/I–) = +0,54 V; Eº (Br2/Br–) = +1,06 V; Eº (Cl2/Cl–) = +1,36 V.

66..66.. LLaa ccoorrrroossiióónn ddee llooss mmeettaalleess Se denomina corrosión al deterioro de los metales, producido por el medio ambiente. Existen multitud de ejemplos de corrosión en nuestro entorno, como son: la oxidación del hierro, la pátina verde que se forma sobre el cobre y el latón, el oscurecimiento de la plata etc.

El problema de la corrosión es particularmente importante desde el punto de vista económico, ya que las pérdidas que ocasiona en los países industrializados son muy elevadas.

La corrosión es un fenómeno electroquímico, aunque de naturaleza muy compleja, que consiste en la oxidación de un metal en contacto con el oxígeno atmosférico y la humedad para formar un óxido metálico. En el caso del hierro el producto de la corrosión es un óxido hidratado, de color marrón-naranja, Fe2O3 · H2O, conocido como herrumbre u orín.

La formación de orín es consecuencia de que en la superficie del hierro se forma una pequeña pila electroquímica; el hierro actúa al mismo tiempo de cátodo, de ánodo y como circuito por donde circulan los electrones.

Una parte del hierro se oxida a Fe2+.

Ánodo: Fe (s) Fe2+ + 2e–

En otra parte de la superficie del metal, los electrones donados por el hierro reducen la oxígeno atmosférico a agua, donde el oxigeno atmosférico se reduce a agua.

Cátodo: O2 (g) + 4 H+ + 4e– 2 H2O ()

En una segunda etapa el oxígeno atmosférico en presencia de agua, oxida a los iones Fe2+, produciendo Fe2O2 · H2O, que es insoluble y precipita en forma de herrumbre.

El aluminio, debido a su potencial de reducción que es más negativo, debería oxidarse más rápidamente que el hierro. No obstante, esto no sucede porque la misma capa de oxido de aluminio insoluble (Al2O3), que se forma en la superficie del metal expuesto al aire, protege al aluminio que está debajo. Esto no ocurre con el hierro, ya que el oxido de hierro formado es demasiado poroso para protegerlo.

En condiciones atmosféricas normales, el cobre forma una capa de carbonato de cobre (CuCO3) de color verde, llamada pátina, que protege al metal de una corrosión posterior. Asimismo, en los utensilios de plata que entran en contacto con los alimentos se desarrolla una capa de sulfuro de plata (Ag2S).

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77.. EElleeccttrróólliissiiss

La electrólisis consiste en la realización, por medio del suministro de energía eléctrica, de una reacción redox imposible de verificar de forma espontánea.

Los procesos electrolíticos tienen gran importancia en la industria, ya que se utilizan para la obtención de productos químicos en grandes cantidades; como, Al, Mg, Na, Cl2 (g), F2 (g), etc.

77..11.. EElleeccttrróólliissiiss ddeell cclloorruurroo ddee ssooddiioo ffuunnddiiddoo:: El electrodo cargado negativamente (cátodo) atrae hacia su superficie a los iones positivos, donde cada ion Na+ recibe un electrón (se reduce) y se transforma en sodio metálico que, al ser menos denso, asciende a la superficie.

Cátodo (–) : Na+ + e– Na (Reducción)

El electrodo cargado positivamente (ánodo) atrae hacia su superficie los iones negativos, donde los iones cloruro Cl– ceden un electrón al ánodo y se transforman en átomos de cloro que se combinan para dar Cl2 (g), que asciende a la superficie en forma de burbujas.

Ánodo (+) : 2 Cl– Cl2 + 2 e– (Oxidación)

Cátodo (+) : (Na+ + e– Na) · 2

Ánodo (-) : 2 Cl– Cl2 + 2 e–

Reacción global: 2 Na+ + 2 Cl– 2 Na () + Cl2 (g)

77..22.. AAnnaallooggííaass yy ddiiffeerreenncciiaass eennttrree llaass ppiillaass yy llaass ccuubbaass eelleeccttrroollííttiiccaass

PILAS CUBAS ELECTROLÍTICAS

TRANSFORMACIÓN ENERGÉTICA

Energía química Energía eléctrica

Energía eléctrica Energía química

ELECTRODO POSITIVO Cátodo (reducción) Ánodo (oxidación)

ELECTRODO NEGATIVO Ánodo (oxidación) Cátodo (reducción)

 

77..33.. AAssppeeccttooss CCuuaannttiittaattiivvooss ddee llaa eelleeccttrróólliissiiss.. La cantidad de sustancia que se forma o se consume en un electrodo de la cuba electrolítica es directamente proporcional a la cantidad de electricidad, Q, que pasa por la celda.

Si la batería suministra una intensidad de corriente I (en amperios) durante un tiempo t (en segundos), la cantidad de electricidad, Q, será:

Q = I · t.

La carga de un electrón es 1,602·10-19 C y por tanto la carga de un mol de electrones es 96485 C/mol y se denomina faraday (F).

1 faraday (F) = 96485 C/mol 96500 C/mol

La reacción global que se produce en la cuba electrolítica es

precisamente la inversa de la que tiene lugar espontáneamente en la

naturaleza.

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E j e r c i c i o s

30. El cromado de una superficie metálica se puede realizar electrolizando una disolución acuosa ácida de dicromato de sodio, Na2Cr2O7. Escribir las reacciones que tienen lugar en la celda electrolítica, suponiendo que en el ánodo se forma oxígeno gaseoso a partir del agua.

31. ¿Cuántos faradays se requieren para reducir un mol de MnO4– a Mn2+ en medio ácido?

Calcula la cantidad de carga (culombios) necesaria.

Solución___________________________________________________________

Escribimos y ajustamos la reacción por la cual el MnO4- se reduce a Mn2+

MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O

Nos fijamos en los coeficientes, y vemos que para obtener 1 mol de Mn2+ necesitare 5 moles de e-

Como un faraday es la carga de un mol de electrones, se necesitaran 5 faradays.

1 faraday (F) 96500 C/mol

96.5005 4825001

Cfaraday Cfaraday

32. ¿Cuántos faradays son necesarios para reducir un mol de MnO4– a MnO2? Calcula la

cantidad de carga (culombios) necesaria. [Sol. 3 faradays; 289 500 C]

33. Calcular los gramos de plata que se depositan en el cátodo y la concentración de iones Ag+ que quedan en disolución, una vez finalizada la electrólisis de un litro de disolución acuosa de AgNO3 0,1 M si se ha hecho pasar a través de ella una corriente de 0,25 A durante una hora.

Solución:

La cantidad de plata que se deposita en el cátodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad, Q, que pasa a través de la celda Q = I · t

Sustituyendo los datos: I = 0,25 A y t = 1 h = 3 600 s

Obtenemos la cantidad de electricidad que necesitamos: Q = 0,25 A · 3 600 s = 900 C

Sabiendo que 1 faraday (F) 96500 C/mol

31 9,33 1096500 900

F x F FC C

Al pasar 900 C circulan 9,33· 10-3 moles de e- ¿Cuánta plata se formará?

Ag+ + 1 e- Ag

Fijándonos en los coeficientes vemos que con 9,33·10-3 F se formaran 9,33·10-3 moles de Ag

Finalmente calculamos los gramos de plata conociendo la masa molar de la plata 108 g/mol

-39,33 · 10 moles Ag 1081

g Agmol Ag

1,0 g de Ag

Inicialmente, en un litro de una disolución 0,1 M de Ag+, habrá0,1

1mol Ag

L

1 L 0,1 moles de Ag

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Si tenemos 0,1 moles de Ag+ y reaccionan 9,33·10-3 moles de Ag+ quedaran:

0,1 - 9,33 · 10-3 = 0,09 moles de Ag+ en un litro

[Ag+] = 0,09 M

34. El aluminio se obtiene por electrólisis de su óxido, Al2O3 fundido. El ánodo es un electrodo de carbón que se consume en la reacción. Las semirreacciones que tienen lugar son:

Ánodo: C (s) + 2 O2- CO2 (g) + 4e- Cátodo: Al3+ + 3e- Al (l)

a) ¿Qué cantidad de electricidad se necesita para obtener 1,0 kg de aluminio? [Sol. 10,72·106 C]

b) ¿Cuántos gramos de carbono se consumen en el ánodo durante el proceso?[Sol. 333,3 g]

35. Una corriente eléctrica continua pasa a través de una celda electrolítica que contiene una disolución acuosa de AgNO3 y al cabo de un cierto tiempo se depositan 2,0 g de plata. ¿Cuántos gramos de cobre se depositarán en una celda electrolítica que contiene una disolución acuosa de CuCl2 al pasar la misma carga eléctrica que en la celda anterior? [Sol. 0,59 g de cobre]

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A U T O E V A L U A C I Ó N 1

1. Ajustar por el método del ion-electrón las siguientes ecuaciones redox:

a) K2Cr2O7 + HI + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O

b) KI + H2SO4 K2SO4 + I2 + H2S + H2O

c) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

2. SEP 01 - Al tratar el dióxido de manganeso (MnO2) con ácido clorhídrico, se obtiene cloruro de manganeso (II), cloro gas y agua

a) Escriba e iguale la reacción molecular del proceso, indicando el agente oxidante y el reductor. [Sol. MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O]

b) Determine el volumen de ácido clorhídrico comercial de densidad 1,18 g/mL y riqueza del 36% necesario para obtener 500 mL de cloro gas a 5 atm de presión y 25 ºC. [Sol. 34,4 mL]

3. SEP 02 - Se dispone de Pb y Zn metálicos y de dos disoluciones A y b. La disolución A contienen Pb2+ 1 M y la disolución B contiene Zn2+ 1 M. Teniendo en cuenta estos materiales y los que considere necesarios:

a) Indique esquemáticamente cómo construiría una pila electroquímica.

b) Indique las reacciones que tienen lugar y calcule el potencial estándar de dicha pila.

Datos: Potenciales normales de reducción: Eº (Pb2+/Pb) = -0,13 V ; Eº (Zn2+/Zn) = -0,76 V.

4. Se hace pasar una corriente de 5 A durante 2 horas a través de una celda electrolítica que contiene cloruro de calcio fundido.

a) Escriba las reacciones que se producen en cada electrodo.

b) Calcule las cantidades, en gramos, del calcio que se deposita y del cloro que se desprende en cada uno de los electrodos. [Sol. 7,5 g Ca; 13,2 g Cl2]

DATOS: masas atómicas relativas. Cl: 35,45; Ca: 40,08. F = 96.485 C · mol-1.

A U T O E V A L U A C I Ó N 2

1. Ajustar por el método del ion-electrón las siguientes ecuaciones redox:

a) Cl2 + I– IO3– + Cl– + H+

b) KIO3 + Al + HCl I2 + AlCl3 + KCl + H2O

c) Cr(OH)3 + H2O2 + KOH K2CrO4 + H2O

2. JUN 04 - El dicromato de potasio en disolución acuosa, acidificada con ácido clorhídrico, reacciona con el cloruro de hierro (II) según la siguiente reacción (no ajustada):

FeCl2 (ac) + K2Cr2O7 (ac) + HCl (ac) FeCl3 (ac) + CrCl3 (ac) + KCl (ac) + H2O (l)

En un recipiente adecuado se colocan 3,172 g de cloruro de hierro (II), 80 mL de dicromato de potasio 0,06 M, y se añade ácido clorhídrico en cantidad suficiente para que tenga lugar la reacción.

a) Escriba la ecuación ajustada de esta reacción.

b) Calcule la masa (en gramos) de cloruro de hierro (III) que se obtendrá.

3. La fuerza electromotriz de la pila siguiente: Zn Zn2+ (1M) Sn2+ (1M) Sn, es 0,62 V. ¿Cuál será el potencial normal de reducción del electrodo (Sn2+/Sn), si el del Zn2+/Zn es –0,76 V. [Sol. –0,14 V]

4. JUN 02 - Sabiendo que los potenciales normales de reducción de los metales potasio, cadmio y plata valen: Eº (K+/K) = -2,92 voltios; Eº (Cd2+/Cd) = -0,40 voltios; Eº (Ag+/Ag) = +0,80 voltios. Se sedea saber si dichos metales reaccionan con una disolución 1 M de ácido clorhídrico, y en cada caso, qué potencial acompaña al proceso.

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A U T O E V A L U A C I Ó N 3

1. Ajustar por el método del ion-electrón las siguientes ecuaciones redox:

a) H2O2 + I– I2 + H2O

b) Br2 + OH– Br– + BrO3–

2. JUN 01 - En medio ácido, la reacción entre los iones permanganato, MnO4–, y los iones sulfito, SO3

2, produce iones Mn2+ e iones sulfato SO4

2-.

a) Identifique la especie que se reduce y la que se oxida.

b) Identifique la especie oxidante y la especie reductora.

c) Ajuste la reacción iónica global. [Sol. 5 SO32- + 2 MnO4

– + 6H+ 5 SO42- + 2Mn2+ + 3H2O]

d) En el laboratorio, se dispone de 150 mL de una disolución de SO32- de concentración

desconocida. Calcule la concentración de SO32- en dicha disolución si para conseguir la

transformación completa de los iones SO32- en SO4

2- fue necesario añadir 24,5 mL de una disolución 0,152 M de MnO4

–. [Sol. 0,062 M]

3. SEP 02 - Por acción de los iones permanganato, MnO4–, sobre los iones Fe2+, en medio ácido, se

producen iones Mn2+ e iones Fe3+.

a) Identifique la especie que se reduce y la que se oxida indicando los números de oxidación de cada una de las especies.

b) Ajuste la reacción iónica global. [Sol. MnO4–+ 8 H++5 Fe2+ Mn2+ +4 H2O +5 Fe3+]

c) Se dispone de 125 mL de una disolución de FeCl2 de concentración desconocida. Para conseguir la transformación todos los iones Fe2+ en Fe3+ fue necesario añadir 16,5 mL de una disolución 0,32 M de MnO4

–. ¿Cuál es la concentración de FeCl2 en la disolución valorada? [Sol. 0,21 mol/L]

4. SEP 04 - Una pila está formada por electrodos estándar de cinc y plata. Responda razonadamente:

a) ¿Qué electrodo será el ánodo y cuál el cátodo?

b) ¿Cuál será la reacción global de la pila y cuál es la f.e.m. que suministra?

Datos: Eº(Zn2+/Zn) = -0,76 V ; Eº (Ag+/Ag) = 0,80 V

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156

A U T O E V A L U A C I Ó N 4

1. Ajustar por el método del ion-electrón las siguientes ecuaciones redox:

a) Sn2+ + Cr2O72- + H+ Sn+4 + Cr3+

b) H2O2 + Br2 BrO3– + H2O + H+

2. SEP 04 - En presencia de ácido clorhídrico, el clorato de potasio oxida al cloruro de hierro )II), pasando éste a cloruro de hierro (III) y formándose además cloruro de potasio y agua de acuerdo a la reacción (no ajustada):

a) Escriba la ecuación ajustada de esta reacción.

b) Calcule los gramos de cloruro de potasio que se pueden obtener por reacción entre 25 mL de disolución 0,15 M de clorato de potasio con 1 gramo de cloruro de hierro (II) en medio ácido.

Masas atómicas: H: 1 ; O: 16 ; Cl: 35,5 ; K: 39,1 ; Fe: 55,8

3. JUN 02 - El metal zinc, reacciona con nitrato potásico en presencia del ácido sulfúrico, dando sulfato de amonio, sulfato de potasio, sulfato de zinc y agua, según la reacción:

Zn + KNO3 + H2SO4 (NH4)2SO4 + K2SO4 + ZnSO4 + H2O

a) Ajuste la reacción dada. [Sol. 8 + 2 + 10 1 + 1 + 8 + 6]

b) Cuántos gramos de zinc reaccionan con 45,5 gramos de nitrato potásico.[Sol. 117,5 g]

c) Indique qué compuesto actúa como reductor y cuál es la variación de electrones que se intercambian en el proceso.

4. JUN 04 - Se prepara una pila voltaica formada por electrodos estándar de Sn2+/Sn y Pb2+/Pb.

a) Escriba la semireacción que ocurre en cada electrodo, así como la reacción global ajustada.

b) Indique cuál actúa de ánodo y cuál de cátodo y calcule la diferencia de potencial que proporcionará la pila.

DATOS: Eº (Sn2+/Sn) = -0,137 V ; Eº (Pb2+/Pb) = -0,125 V

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[09] Química Descriptiva Inorgánica

11.. EEssttuuddiioo ddee llooss ggrruuppooss rreepprreesseennttaattiivvooss

Los elementos representativos son los que ocupan los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 del sistema periódico. Su electrón diferenciador se sitúa en un orbital s o p.

La electronegatividad y la energía de ionización, están íntimamente relacionadas y nos sirven para clasificar a los elementos en metales y no metales.

Los metales se caracterizan porque la fuerza de atracción que ejercen sus átomos sobre los electrones externos es pequeña, lo que trae consigo valores bajos de la energía de ionización y electronegatividad, es decir, tienden a formar iones positivos, o lo que es lo mismo, se comportan como agentes reductores.

En cambio, los átomos de los no metales atraen fuertemente a los electrones externos, y poseen valores elevados de energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad, es decir, forman fácilmente iones negativos y son oxidantes.

Los metales, cuando se combinan, reaccionan perdiendo electrones. Por tanto, los metales son más reactivos cuanto más pequeña es la energía de ionización.

Los elementos no metálicos reaccionan ganando electrones. La facilidad para ganar un electrón es más grande cuanto más grande sea su afinidad electrónica.

La reactividad de los metales aumenta hacia la

izquierda y hacia bajo.

La reactividad de los no metales aumenta hacia la

derecha y hacia arriba.

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11..11.. GGrruuppoo 11:: AAllccaalliinnooss A temperatura ambiente son sólidos cristalinos.

La estructura electrónica de su capa más externa es s1, es decir, un solo electrón de valencia. Al estar el electrón de valencia débilmente atraído por el núcleo ( E.I.), pueden formar con gran facilidad iones monovalentes positivos, M+, es decir, son muy reactivos y tienen carácter marcadamente metálico. Son potentes reductores (se oxidan fácilmente).

Los metales alcalinos, en contra de lo que sucede a la mayoría de los metales, son blandos, tienen bajas densidades y bajos puntos de fusión y ebullición.

11..22.. GGrruuppoo 22 :: AAllccaalliinnoottéérrrreeooss A temperatura ambiente son sólidos cristalinos.

Poseen una configuración electrónica externa s2, es decir, dos electrones de valencia, por lo que forman fácilmente iones con dos cargas positivas, M2+. No obstante, la energía requerida para perder dichos electrones ya no es tan pequeña y, como consecuencia, los metales alcalinotérreos son menos reactivos que los alcalinos de su mismo periodo.

En la naturaleza se encuentran formando compuestos de tipo iónico, excepto el berilio que forma enlaces con un notable porcentaje covalente.

11..33.. GGrruuppoo 1133:: TTéérrrreeooss oo bboorrooiiddeeooss La configuración electrónica de su último nivel es s2p1. Generalmente forman iones trivalentes, M3+.

En éste y en los demás grupos del bloque p, se da una gran diferencia de comportamiento entre los elementos de un mismo grupo. Esto se debe a que en los periodos 4º y 5º van precedidos por los elementos de transición, y en el 6º periodo, además, se intercalan los lántanidos.

Todos son metales excepto el boro que tienen propiedades de semimetal y forma compuestos similares a los de los no metales.

11..44.. GGrruuppoo 1144:: CCaarrbboonnooiiddeeooss Está constituido por los elementos carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn) y plomo (Pb).

La configuración electrónica de su última capa es s2p2. Esta estructura sugiere estados de oxidación +2 y +4 para estos elementos; excepto el silicio que sólo presenta el +4 y el carbono que puede presentar todos los números de oxidación desde, +4 a –4.

El carbono y el silicio presentan enlace covalente en sus combinaciones. Los restantes del grupo también tienen características predominantemente covalentes cuando actúan con valencia +4, pero con la valencia +2 presenta carácter iónico.

El carbono es un no metal típico, el silicio y el germanio son semimetales (aunque químicamente el silicio se comporta como no metal), y el estaño y el plomo son metales.

El carácter metálico, la reactividad y el poder reductor aumentan al bajar el grupo: Li < Na < K < Rb < Cs.

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11..55.. GGrruuppoo 1155:: NNiittrrooggeennooiiddeeooss Este grupo está formado por los elementos nitrógeno (N), fósforo (P), arsénico (As), antimonio (Sb) y bismuto (Bi).

La configuración electrónica de su capa más externa es s2p3. Como puede deducirse de ella, los números de oxidación que predominan son +3 y +5. En los hidruros pueden presentar el –3. El nitrógeno presenta todos los estados, de –3 a +5.

El nitrógeno y el fósforo son no metales. El arsénico y el antimonio son semimetales, y el bismuto es un metal.

El nitrógeno es gas a temperatura ambiente, constituye aproximadamente el 79 % en volumen del aire, y se presenta en forma de molécula diatómica N2 con dos átomos unidos por un triple enlace (uno tipo y dos tipo ), cuya estructura de Lewis es | N N |

11..66.. GGrruuppoo 1166:: AAnnffííggeennooss Este grupo está formado por los elementos oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), teluro (Te) y polonio (Po).

Su configuración electrónica de valencia es s2p4. El estado de oxidación del oxígeno es de –2, mientras que los demás elementos tienen además los estados +2, +4, +6. El oxígeno presenta también el estado –1 en los compuestos llamados peróxidos (contienen el ion O2-) y el +2 en combinaciones con el flúor.

El oxígeno, el azufre y el selenio son no metales, mientras que el teluro y el polonio son semimetales.

El oxígeno es gas a temperatura ambiente, constituye el 21 % en volumen del aire y presenta dos variedades alotrópicas el ozono (O3) y en forma de molécula diatómica, O2, con dos

átomos unidos por un enlace doble (uno tipo y uno tipo ), cuya estructura de Lewis es

CC

.

11..77.. GGrruuppoo 1177:: HHaallóóggeennooss Este grupo está formado por los elementos flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I) y ástato (At).

Su configuración electrónica de valencia es s2p5. Su estado de oxidación habitual será por tanto -1, aunque cloro, bromo y yodo pueden actuar con +1, +3, +5 y +7.

Los halógenos son elementos no metálicos. El flúor es el elemento más oxidante que existe, disminuyendo este poder con el número atómico (el poder oxidante disminuye al descender en el grupo).

11..88.. HHiiddrróóggeennoo El hidrógeno es el elemento más simple –su isótopo más abundante sólo consta de un protón y un electrón- y su configuración electrónica es 1s1. No tienen una ubicación clara en el sistema periódico, y habitualmente se le coloca en la parte superior del grupo de los alcalinos por poseer la misma estructura electrónica, aunque sus propiedades son completamente diferentes.

Las propiedades físicas del hidrógeno son como las de los no metales, pero químicamente se comporta unas veces como metal y otras como no metal. Su estado de oxidación habitual es el +1, pero también puede tener el –1 en sus combinaciones con los metales.

Se presenta en tres variedades isotópicas: el protio (sin neutrones), el deuterio (con un neutrón) y el tritio (con dos neutrones).

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En la naturaleza se presenta como molécula diatómica, H2 (dos átomos unidos por enlace ) y en estado gaseoso.

El H2 es un buen agente reductor.

22.. HHiiddrruurrooss

Son combinaciones binarias del hidrógeno con otros elementos. Pueden ser de dos tipos:

Hidruros metálicos: resultan al combinarse el hidrógeno con los metales, y su enlace es predominantemente iónico.

Hidruros no metálicos: son combinaciones binarias del hidrógeno con un no metal, y su enlace es predominantemente covalente y polar.

22..11.. AAmmoonniiaaccoo

Propiedades

- El amoniaco es un gas incoloro, de olor picante y desagradable.

- La molécula de amoniaco es una pirámide trigonal, polar y presenta enlaces por puentes de hidrógeno, por lo que tiene puntos de fusión y ebullición más elevados que los de los restantes hidruros del grupo del nitrógeno.

- Es casi tan buen disolvente polar de sustancias iónicas y de moléculas polares como el agua.

- Es muy soluble en agua, uniéndose las moléculas de agua y amoniaco por enlaces de hidrogeno.

- Es una base débil (Kb = 1,8 · 10–5 ).

NH3 (aq) + H2O () NH4+ (aq) + OH– (aq)

Síntesis industrial

El amoniaco se obtiene por una combinación de H2 y N2 según la reacción:

N2 (g) + 3H2 (g) 2 NH3 (g) Hº = – 92,12 kJ

Influencia de la presión:

De acuerdo con el principio de Le Chatelier un incremento de la presión favorece la formación de amoniaco al producirse una reducción en el número de moles gaseosos. Pero tampoco se puede elevar demasiado la presión ya que esto supondría un elevado coste en la construcción de la planta.

Influencia de la temperatura:

Al disminuir la temperatura, y ser un proceso exotérmico, según el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplaza hacia la derecha ( K), por lo que deberíamos obtener un elevado rendimiento en la producción de amoniaco. Pero a bajas temperaturas, como sabemos por cinética química, la velocidad de reacción es tan lenta que el proceso no resulta rentable.

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Las condiciones óptimas fueron puestas en práctica en el proceso Haber-Bosch: temperatura alrededor de 500 ºC y presiones de 200-700 atm, además de utilizar catalizadores metálicos y eliminar parte del amoniaco formado.

Aplicaciones.

Como materia prima en la obtención del ácido nítrico, HNO3, fabricación de plásticos, productos de limpieza, refrigerante de maquinas frigoríficas y sobre todo en la elaboración de abonos, como el sulfato de amonio, (NH4)2SO4, y el nitrato de amonio, NH4NO3.

33.. ÓÓxxiiddooss

Son combinaciones binarias del oxígeno con los demás elementos. En ellas, el oxígeno tiene estado de oxidación –2 y los otros elementos actúan con sus números de oxidación positivos. Pueden ser de tres tipos:

Óxidos básicos: Son los óxidos de los metales generalmente alcalinos y alcalinotérreos. Son sólidos iónicos.

Óxidos ácidos: son los óxidos de los no metales. Sus enlaces son de tipo covalente, por lo que forman moléculas que se presentan como gases o líquidos a temperatura ambiente.

Óxidos anfóteros: son los formados con los semimetales. Su carácter ácido o básico depende de la especie frente a la cual actúen.

E j e r c i c i o s

1. La reacción N2 (g) + 3H2 (g) 2 NH3 (g) es exotérmica, de manera que la Kc disminuye cuando sube la temperatura. ¿Por qué en el proceso de Bosch-Haber se utilizan temperaturas altas y no bajas?

2. La síntesis del amoníaco es un proceso exotérmico. Explica cómo afecta al número de moles de amoníaco formados:

a) Un aumento de la temperatura.

b) La disminución del volumen del reactor.

c) Adición de nitrógeno.

d) Disminución de la presión total del reactor

3. Justifica que la molécula del amoníaco presenta analogías con la del agua, como su polaridad y formación de enlaces de hidrógeno.

4. Justifica por qué el amoníaco presenta puntos de ebullición y de fusión, anormalmente elevados, respecto a su masa molar.

5. Justifica la elevada solubilidad del amoníaco en el agua.

6. Se hace reaccionar amoniaco con oxígeno según el siguiente proceso:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (g)

Calcula las moléculas de agua que se formarán si se parte de 15 litros de amoniaco y 15 litros de oxigeno en c.n. [Sol. 4,8 · 1023 moléculas]

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44.. ÁÁcciiddooss

44..11.. ÁÁcciiddoo nnííttrriiccoo,, HHNNOO33..

Propiedades.

- Es un ácido fuerte (100% ionizado):

HNO3 (aq) + H2O () NO3– (aq) + H3O+ (aq)

- Es un agente oxidante enérgico:

3 Cu (s) + 8 HNO3 (aq) 3 Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O ()

- Es un agente nitrante:

CH3 + 3 HNO3

NO2

O2N

NO2

CH3 3 H2O+

Síntesis industrial del ácido nítrico.

En la actualidad se obtiene por el método Ostwald, que consta de tres etapas:

I) Oxidación del amoniaco.

Cº1000a)g(OH6)g(NO4)g(O5)g(NH4 2rcatalizado

23

II) Oxidación del NO a NO2.

2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)

III) Disolución en agua: Se produce la dismutación del NO2 en HNO3 y en NO.

3 NO2 (g) + H2O () 2 HNO3 (aq) + NO (g)

Aplicaciones del ácido nítrico.

El ácido nítrico, junto con el ácido sulfúrico y clorhídrico, es una de las sustancias más importantes en la industria química, utilizándose fundamentalmente para:

- Fabricación de abonos como el nitrato de amonio, nitrato de potasio, nitrato de sodio, etc.

- Como agente nitrante en la fabricación de explosivos: Nitrocelulosa, nitroglicerina, TNT, etc. Y también en la fabricación de plásticos, fibras, colorantes, perfumes, productos farmacéuticos, etc.

- Reactivo de laboratorio: Se utiliza mucho en la industria química como oxidante activo y como ácido fuerte.

H O N

O

O

H O N

O

O

El NO obtenido se recicla a la segunda etapa.

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44..22.. ÁÁcciiddoo ssuullffúúrriiccoo,, HH22SSOO44.. Es el compuesto químico de mayor importancia industrial.

Propiedades químicas.

- Ácido fuerte (en su primera ionización): Presenta las reacciones características de los ácidos: desprende hidrogeno con los metales activos (reductores) y neutraliza a los hidróxidos y a los óxidos básicos para dar sales.

H2 SO4 (aq) + Zn (s ) ZnSO4 (aq ) + H2 (g)

H2 SO4 (aq) + 2 NaOH (aq) Na2SO4 (aq) + 2 H2O ()

E j e r c i c i o s

7. Escribe las reacciones de obtención del ácido nítrico a partir de amoníaco, ajustándolas por el número de oxidación,

a) Oxidación del amoníaco dando óxido de nitrógeno (II)

b) Oxidación del óxido de nitrógeno (II) a dióxido de nitrógeno.

c) Disolución del dióxido de nitrógeno en agua para obtener ácido nítrico y óxido de nitrógeno (II).

8. Al oxidar 204 gramos de amoniaco, según la reacción: NH3 (g) + 2 O2 (g) HNO3 (aq) + H2O (ℓ), ¿qué volumen de disolución 0,4 M de ácido nítrico se puede obtener? [Sol. 30 L de HNO3 0,4 M]

9. ¿Qué volumen de aire (20% de oxígeno), medido a 600 ºC y 1,2 atmósferas, se requiere para oxidar completamente 50 litros de amoniaco (c.n.) a ácido nítrico, según la reacción: NH3 (g) + 2 O2 (g) HNO3 (aq) + H2O (ℓ)? [Sol. 1332 L aire]

10. Formula las reacciones, ajustándolas por el ion-electrón:

a) Ácido nítrico (trioxonitrato (V) de hidrógeno) concentrado que oxida al cobre a ion cobre (II), pasando él a óxido de nitrógeno (IV)

b) Ácido nítrico (trioxonitrato (V) de hidrógeno) diluido que oxida al cobre a ion cobre (II), pasando él óxido de nitrógeno (II).

11. Muchos compuestos químicos derivados del ácido nítrico o del amoniaco se utilizan como fertilizantes agrícolas. Si un agricultor consume anualmente 320 kg de nitrato de sodio (Trioxonitrato de sodio) para abonar sus tierras:

a) Cuantos moles y cuantos átomos se aportan por año en estas tierras. [Sol. 3,76·103 mol de N; 2,27·1027 átomos de N]

b) Un año decide cambiar este abono por nitrato de amonio (Trioxonitrato de amonio). ¿Cuántos kilogramos de este último tendrá que utilizar para que no varíe la aportación de nitrógeno? [Sol. 150,4 kg NH4NO3]

12. Se tiene una disolución del 70 % de riqueza en ácido nítrico y densidad 1,42 g/mL. ¿Qué volumen de la disolución hay que tomar para tener 0,50 moles de ácido? [Sol. 31,7 mL]

13. Calcula el volumen de un ácido nítrico comercial de riqueza 84 % y densidad 1,47 g/cm3, necesario para preparar 100 cm3 de disolución 0,1 M de dicho ácido. [Sol. 0,5 cm3]

14. Se mezclan 250 mL de ácido nitrito, del 62 % de riqueza y densidad 1,37 g/mL, con 500 mL de otro ácido nítrico de densidad 1,13 g/mL y 22,4 % de riqueza. Halla la molaridad del ácido resultante. (se supone que los volúmenes son aditivos) [Sol. 7,2 M]

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- Como agente oxidante lo es mucho menos que el ácido nítrico: El ácido sulfúrico diluido no es un agente oxidante, pero si lo es en caliente y concentrado.

2 H2SO4 (aq) + Cu (s) CuSO4 (aq) + SO2 (g) + 2 H2O ()

- Agente deshidratante: El ácido sulfúrico concentrado presenta una gran avidez por el agua y su disolución es un proceso muy exotérmico. Tal es su avidez que es incluso capaz de extraer agua de sustancias orgánicas, llegando a carbonizarlas:

C12H22O11 (sacarosa) + 11 H2SO4 12 C + 11 HSO4 · H2O

Síntesis industrial del ácido sulfúrico.

En la actualidad se obtiene por el método de contacto:

I) El proceso se inicia con la obtención de SO2, bien, por combustión de azufre, o bien, por tostación de pirita de hierro.

S + O2 SO2

4 FeS2 + 11 SO2 2 Fe2O3 + 8 SO2

II) Oxidación, en presencia de catalizador, del SO2 previamente purificado a fin de obtener SO3.

)g(SO2)g(O)g(SO2 3Platino

22

III) Disolución del SO3 en ácido sulfúrico al 98 %, con el que forma ácido pirosulfúrico, H2S2O7, añadiendo después agua para obtener el ácido sulfúrico.

SO3 + H2SO4 H2S2O7

H2S2O7 + H2O 2 H2SO4

Aplicaciones del ácido sulfúrico.

- Fabricación de fertilizantes: sulfato de amonio, superfosfatos, etc.

- Refinado de petróleo: en la eliminación de impurezas de productos varios del petróleo, tales como gasolina, queroseno, disolventes, etc.

- Fabricación de productos químicos: en la obtención de ácido clorhídrico, ácido nítrico, sulfatos metálicos, carbonato de sodio y éteres.

- Decapado de acero: La superficie del acero se limpia de herrumbre sumergiéndolo en un baño de este ácido, antes de recubrirlo de esmalte, estaño, cinc, etc.

- Aplicaciones diversas: El ácido sulfúrico se emplea en la fabricación de explosivos, tejidos, plásticos, acumuladores y otros productos.

E j e r c i c i o s

15. Escribe las reacciones que se producen en la obtención industrial del ácido sulfúrico [tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno].

16. En la obtención del ácido sulfúrico [tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno], una etapa importante es la correspondiente a la oxidación del óxido de azufre (IV) gaseoso para formar el óxido de azufre (VI) según la reacción: SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g); Hº = – 88'6 kJ.

a) ¿Cómo se modificará el equilibrio al elevar la temperatura? ¿Cambiará la constante de

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equilibrio? Justifica la respuesta.

b) ¿Qué sucederá si se duplica el volumen de la vasija de la reacción?

c) Explica si las respuestas de los apartados (a) y (b) justifican el método de obtención del ácido sulfúrico.

17. Ilustra mediante la formulación de las correspondientes reacciones químicas, tres formas características de actuación del ácido sulfúrico [tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno], explicándolas.

18. El ácido sulfúrico posee un comportamiento diferente según su concentración:

a) Diluido disuelve a un trozo de hierro produciendo sulfato de hierro (II) [tetraoxosulfato (VI) de hierro (II)], que queda disuelto, desprendiéndose hidrógeno.

b) Concentrado y caliente también disuelve al trozo de hierro dando sulfato de hierro (II) [tetraoxosulfato (VI) de hierro (II)], pero se deposita azufre elemental.

Formula y ajusta ambas reacciones de oxidación-reducción.

19. ¿Qué cantidad de pirita (FeS2), del 80 % de riqueza, se necesita para obtener 100 kg de ácido sulfúrico por el método de las cámaras de plomo? [Sol. 76 kg]

20. El ácido sulfúrico concentrado y caliente actúa como agente oxidante, y su transformación depende de la fuerza del agente reductor. Ajusta las siguientes reacciones:

a) Cu (s) + H2SO4 () CuSO4 (aq) + SO2 (g) + H2O ()

b) Zn (s) + H2SO4 () ZnSO4 (aq) + H2S (g) + H2O ()

21. a) Calcula la cantidad, en moles, de ácido sulfúrico [tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno] presente en 50 mL de una disolución del 98 % de riqueza y densidad 1,835 g/cm3 y de cloruro sódico presente en 100 g de una muestra del 87 % de pureza. [Sol. 0,9175 mol H2SO4 ; 1,48 mol NaCl]

b) Calcula la masa de sulfato sódico [tetraoxosulfato (VI) de sodio] que puede obtenerse al reaccionar entre sí las dos muestras mencionadas en el apartado anterior, si el rendimiento del proceso de obtención es del 85 %. Nota: el otro producto de la reacción es ácido clorhídrico. [Sol. 89,31 mol de sulfato]

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[10] Química Y Medio Ambiente

11.. EEssttrruuccttuurraa yy ccoommppoossiicciióónn ddee llaa aattmmóóssffeerraa

La atmósfera terrestre es la capa gaseosa que rodea la Tierra hasta una altura de unos 10.000 Km y que está unida al planeta por atracción gravitatoria. Desde el punto de vista del medio ambiente nos interesan fundamentalmente las dos primeras capas:

- La capa inferior o troposfera se extiende hasta una media de 12 Km de altitud, y contiene aproximadamente, el 75% de la masa total de la atmósfera y es aquí donde tiene lugar la mayor parte de los fenómenos de contaminación debidos a la actividad humana.

- La siguiente capa, la estratosfera, se extiende hasta una altitud de unos 50 Km, conteniendo tan solo el 15% de la masa total de la atmósfera. Aquí, entre los 15 y 35 Km, se genera la mayor parte del ozono atmosférico.

22.. CCoonnttaammiinnaanntteess aattmmoossfféérriiccooss

22..11.. ÓÓxxiiddooss ddee nniittrróóggeennoo De todos los óxidos del nitrógeno, los más contaminantes son:

- Óxido nítrico, NO, es un gas incoloro, no inflamable, inodoro y tóxico, que se oxida fácilmente a NO2.

- Dióxido de nitrógeno, NO2, es un gas pardo rojizo, no inflamable, olor asfixiante y es tóxico.

FFuueenntteess ddee NNOO yy NNOO22..

- Fuentes naturales

Las bacterias presentes en el suelo producen óxido nítrico, NO, a partir de los compuestos nitrogenados. Estos procesos se ven incrementados por el uso excesivo de abonos nitrogenados.

- Fuentes antropogénicas

A temperatura ambiente, el N2 y O2, que son los principales componentes del aire, no reaccionan entre ellos. Pero al alcanzar el aire temperaturas muy elevadas, lo que ocurre en los motores de los coches, aviones, lanzamiento de cohetes, hornos de centrales eléctricas, incendios forestales, explosiones nucleares, etc., el nitrógeno y el oxígeno reaccionan para dar fundamentalmente NO.

N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g)

Una vez en la atmósfera y con temperaturas más bajas, se produce la oxidación del NO a NO2

2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)

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CCoonnsseeccuueenncciiaass ddee llaa ccoonnttaammiinnaacciióónn aattmmoossfféérriiccaa ppoorr óóxxiiddooss ddee nniittrróóggeennoo..

De ambos óxidos el dióxido de nitrógeno, NO2, es el más peligroso.

- En las personas puede producir irritaciones en el aparato respiratorio.

- Sobre los vegetales produce caída de las hojas, necrosis y reducción de la fotosíntesis.

- Contribuye a la destrucción de la capa de ozono, formación de la lluvia ácida y del “smog” fotoquímico.

CCoonnttrrooll ddee llaa ccoonnttaammiinnaacciióónn ppoorr óóxxiiddooss ddee nniittrróóggeennoo..

Para reducir la formación de óxidos de nitrógeno en los motores de combustión se coloca un catalizador en el tubo de escape, de forma que el CO se convierte en CO2 y el NO en N2, y los hidrocarburos no quemados en CO2 y H2O.

CO (g) + NO (g) CO2 (g) + 21 N2 (g)

22..22.. ÓÓxxiiddooss ddee aazzuuffrree De todos los óxidos del azufre, con gran diferencia el más contaminante es el dióxido de azufre, SO2. Es un gas incoloro, de olor sofocante y característico, y muy tóxico.

FFuueenntteess ddee SSOO22..

- Fuentes naturales

Oxidación del H2S procedente de la descomposición de la materia orgánica o de emanaciones volcánicas.

2 H2S (g) + 3 O2 (g) 2 SO2 (g) + 2 H2O ()

- Fuentes antropogénicas

La fuente más importante de SO2 se debe a la quema de carbón y derivados del petróleo, que contienen componentes azufrados, por las industrias y, sobre todo, por las centrales térmicas y las calefacciones.

También se producen cantidades apreciables de SO2 en la industria metalúrgica por la tostación de minerales, por ejemplo la blenda (ZnS):

2 ZnS (s) + 3 O2 (g) 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g)

CCoonnsseeccuueenncciiaass ddee llaa ccoonnttaammiinnaacciióónn aattmmoossfféérriiccaa ppoorr SSOO22

- Puede dar lugar a daños en ojos y vías respiratorias, en especial para niños, ancianos y asmáticos.

- Es dañino para muchas plantas, reduciendo su crecimiento y rendimiento.

- Sin embargo, la mayor preocupación es que se oxida fácilmente a SO3, posteriormente este gas reacciona con el agua formando ácido sulfúrico con lo que contribuye de forma muy importante a la lluvia ácida.

2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)

SO3 (g) + H2O () H2SO4 (aq)

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CCoonnttrrooll ddee llaa ccoonnttaammiinnaacciióónn ppoorr SSOO22

Como no se puede prescindir de las centrales térmicas por razones económicas, al menos por ahora, se han adoptado diferentes estrategias.

- La utilización de carbón con bajo contenido en azufre.

- La eliminación de parte del azufre lavando el carbón con una disolución concentrada de cloruro de calcio.

- Pasando los gases resultantes de la combustión, a través de una disolución acuosa de hidróxido de calcio para retener los óxidos de azufre en forma de sulfatos.

Ca(OH)2 (aq) + SO2 (g) + ½ O2 (g) CaSO4 (s) + 2 H2O (g)

22..33.. EEll oozzoonnoo ttrrooppoossfféérriiccoo El ozono, O3, es una variedad alotrópica del oxígeno, formado por moléculas triatómicas no lineales. Es un gas de olor característico y de gran poder oxidante.

El ozono a niveles próximos a la Tierra se considera un importante contaminante, mientras que en la estratosfera es beneficioso.

OOrriiggeenn yy ffoorrmmaacciióónn ddeell oozzoonnoo eenn llaa ttrrooppoossffeerraa..

- Fuentes naturales

La acción de las tormentas eléctricas sobre oxígeno molecular, O2, puede dar lugar a la formación de ozono.

- Fuentes antropogénicas

En atmósferas urbanas industrializadas aparece el ozono como contaminante secundario cuando se produce el “smog” fotoquímico. En estas situaciones, y dada su potente acción oxidante, puede llegar a alcanzar concentraciones perjudiciales para los animales, vegetales y los materiales

CCoonnsseeccuueenncciiaass ddee llaa ccoonnttaammiinnaacciióónn ttrrooppoossfféérriiccaa ppoorr OO33

- Efectos sobre los seres humanos: afecta a las vías respiratorias. No obstante, debido a su poder oxidante, en concentraciones adecuadas, se utiliza como agente antimicrobiano y purificador del ambiente.

- Entre los efectos en la vegetación podemos señalar las lesiones en las hojas, la aparición de clorosis, etc. Se sabe que el ozono penetra a través de los estomas, los cierra y así se reduce la fotosíntesis. En atmósferas contaminadas se produce una reducción drástica de la producción vegetal.

- Sobre su efecto en los materiales cabe destacar su ataque a las fibras textiles, tanto naturales como sintéticas y, el deterioro de los polímeros orgánicos, en particular del caucho (neumáticos de los vehículos).

33.. IImmppaaccttoo ddee llooss ccoonnttaammiinnaanntteess aattmmoossfféérriiccooss..

33..11.. LLaa lllluuvviiaa áácciiddaa El agua de lluvia no contaminada tiene un pH de 5,6 como consecuencia del CO2 que hay de forma natural en la atmósfera. Sin embargo el agua de lluvia contaminada ofrece un pH entre 4 y 3,6, aunque puede llegar a valores más bajos.

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AAggeenntteess ccaauussaanntteess..

Esta acidez de la lluvia es consecuencia de las emisiones de SO2 y NO2, que interactúan con la luz del sol, humedad y oxidantes atmosféricos produciendo ácido sulfúrico y ácido nítrico.

2 SO2 (aq) + 2 H2O () + O2 2 H2SO4 (aq)

3 NO2 (g) + H2O () 2 HNO3 (aq) + NO (g)

Lluvia ácida es toda precipitación de partículas que se han acidificado con H2SO4 y/o HNO3, por efecto de la contaminación del aire.

En función del pH del agua de lluvia se puede definir a la Lluvia ácida como toda precipitación con un pH inferior a 5,6.

CCoonnsseeccuueenncciiaass ddee llaa lllluuvviiaa áácciiddaa..

- Daña los bosques, especialmente de confieras.

- Acidificación de ríos y lagos provocando gran mortandad de peces.

- Corroe los metales y ataca a la piedra de monumentos y edificios como la caliza y el mármol (carbonato de calcio), transformando los carbonatos en sulfatos, que son solubles en agua, además el sulfato de calcio formado es más voluminoso que el carbonato de calcio del cual se ha formado.

33..22.. EEll ““SSmmoogg”” AAggeenntteess ccaauussaanntteess..

En las primeras horas de la mañana, al comenzar la actividad humana (encendido de calefacciones y tráfico intenso), se produce una intensa emisión de hidrocarburos y óxidos de nitrógeno, que junto con el oxigeno e inducidos por la luz solar dan lugar a un complejo sistema de reacciones que originan contaminantes secundarios como O3, PAN, aldehídos, cetonas, etc.

Se entiende por “smog fotoquímico” a la mezcla de contaminantes de origen primario (NOx e hidrocarburos volátiles) y contaminantes secundarios (O3, PAN , aldehídos, cetonas, etc).

CCoonnsseeccuueenncciiaass::

Estas sustancias, en conjunto, irritan los ojos y las vías respiratorias, además de producir importantes daños en las plantas.

33..33.. LLaa ddeessttrruucccciióónn ddee llaa ccaappaa ddee oozzoonnoo.. EEll oozzoonnoo eenn llaa eessttrraattoossffeerraa.. EEll ppaappeell bbeenneeffiicciioossoo ddeell oozzoonnoo eessttrraattoossfféérriiccoo

El ozono es uno de los principales componentes de la estratosfera, donde puede alcanzar concentraciones muy elevadas comparadas con las existentes en la troposfera.

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En la estratosfera, el ozono juega un papel beneficioso por ser un potente filtro de la peligrosa radiación ultravioleta. Por ello, consideraremos agentes contaminantes a las sustancias que reduzcan la cantidad de ozono estratosférico.

El mecanismo de formación/descomposición de la molécula de ozono es el que nos protege de las perjudiciales radiaciones ultravioleta.

FFoorrmmaacciióónn ddeell oozzoonnoo..

El ozono se genera en la estratosfera mediante un mecanismo que comprende dos etapas:

1.- Descomposición de las moléculas de oxigeno (O2) en los correspondientes átomos (O) gracias a la energía de la radiación ultravioleta de onda corta (120-200 nm) procedentes de la radiación solar.

O2 (g) h O (g) + O (g)

2.- Los átomos de oxigeno obtenidos son muy reactivos y se combinan con moléculas de oxígeno para formar moléculas de ozono.

O (g) + O2 (g) O3 (g) + calor

DDeessccoommppoossiicciióónn ddeell oozzoonnoo..

Por a la acción de radiación ultravioleta de mayor longitud de onda (200-290 nm) y menor energía:

O3 (g) h O (g) + O2 (g)

El proceso continua cuando el O y el O2 vuelven a combinarse para formar O3.

AAggeenntteess ccaauussaanntteess ddee llaa ddeessttrruucccciióónn ddee llaa ccaappaa ddee oozzoonnoo..

La formación/destrucción del ozono por procesos naturales mantiene constante la concentración en la estratosfera. Sin embargo, algunas sustancias actúan de catalizadores acelerando el proceso de destrucción del ozono, y como el catalizador se recupera al final del proceso, una sola molécula del catalizador puede destruir muchas moléculas de ozono. Por ello, aunque las cantidades de las sustancias que destruyen el ozono sean pequeñas, sus efectos pueden ser considerables. Siendo especialmente efectivos en la destrucción del ozono en NO y el Cl.

Mecanismo de descomposición del ozono catalizado por una molécula de NO.

NO + O3 NO2 + O2 NO2 + O NO + O2

O3 + O 2 O2

Mecanismo de descomposición del ozono catalizado por un átomo de Cl.

Cl + O3 ClO + O2 ClO + O Cl + O2

O3 + O 2 O2

El cloro atómico procede de la descomposición fotoquímica de los clorofluorocarbonos (C.F.C.), como el freón–11 (CFCl3) y el freón–12 (CF2Cl2), utilizados como gases refrigerantes y

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propelentes de aerosoles. Estos compuestos son muy estables en la troposfera, pero al llegar a la estratosfera se descomponen por la acción de la luz solar ultravioleta de longitud de onda corta.

CFCl3 h CFCl2 + Cl

CF2Cl2 h CF2Cl + Cl

CCoonnsseeccuueenncciiaass ddee llaa rreedduucccciióónn ddee llaa ccaappaa ddee oozzoonnoo

Una ligera disminución del contenido de ozono en la atmósfera determinaría, principalmente, un aumento de la intensidad de la radiación ultravioleta que llega a la superficie de la Tierra, lo que puede provocar:

- Desde ligeras quemaduras hasta cáncer de piel ya que el ADN, es muy sensible a las radiaciones ultravioletas. Estas radiaciones afectan también al sistema inmunológico y producen lesiones oculares.

- Destrucción del fitoplancton, esencial en el comienzo de la cadena trófica de las especies marinas, que afectaría a los organismos acuáticos. Asimismo, la calidad y la cantidad de los cultivos pueden disminuir apreciablemente.

- Deterioro de materiales, tales como los polímeros.

Para evitar la destrucción de la capa de ozono, se logró un acuerdo internacional en 1987 (Protocolo de Montreal), que conlleva la eliminación de los C.F.C.

33..44.. AAuummeennttoo ddeell eeffeeccttoo iinnvveerrnnaaddeerroo Se aplica el término efecto invernadero al papel que desempeña la atmósfera en el calentamiento de la superficie terrestre.

La luz visible e infrarroja de onda corta procedente del sol atraviesa la atmósfera y llega hasta la superficie de la Tierra, una parte se consume y el resto es devuelta en forma de radiación infrarroja de onda larga. Esta radiación es captada por algunos gases de la atmósfera y es transformada en calor. Es decir, estos gases actúan como una manta que impide que la Tierra pierda demasiada energía. Sin este efecto invernadero natural la temperatura media de la superficie terrestre seria unos 30 ºC más fría.

AAggeenntteess ccaauussaanntteess

El gas de mayor influencia en el efecto invernadero es el dióxido de carbono, CO2. No se considera un contaminante, pues forma parte natural del aire, el problema estriba en que debido a la actividad humana (quema de combustibles fósiles y madera) se vierte a la atmósfera demasiado CO2 que no puede ser absorbido por las plantas, este aumento en la concentración de CO2 provoca un aumento de la temperatura global de la Tierra.

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El segundo gas en importancia es el metano, CH4. Se genera por fermentación bacteriana de materia orgánica en anaerobiosis, en arrozales, pantanos y el aparato digestivo de rumiantes, fugas de oleoductos, combustión de biomasa.

CCoonnsseeccuueenncciiaass ddeell eeffeeccttoo iinnvveerrnnaaddeerroo..

Calentamiento global significativo de la atmósfera terrestre. Al ritmo actual 0,3 ºC cada 10 años lo que provocara el deshielo de los casquetes y un aumento del nivel del mar. Esto se podría solucionar:

- Reduciendo las emisiones de CO2 utilizando energías renovables.

- Frenando la deforestación y la desertización.

E j e r c i c i o s

El ozono.

1. Comenta el proceso de formación y descomposición del ozono en la estratosfera y la importancia biológica que tiene.

2. ¿Por qué los freones (clorofluorocarbonos) representan un peligro para la capa de ozono?

3. SEP 04 - Explique los efectos nocivos y beneficiosos del ozono para la vida en la Tierra.

4. SEP 00 – a) Explique brevemente qué papel juega el ozono en las capas aftas de la atmósfera y qué riesgos entraña el fenómeno denominado "agujero de la capa de ozono". ¿Existe alguna relación entre el "efecto invernadero" y el "agujero de la capa de ozono?

b) Uno de los contaminantes atmosféricos que pueden contribuir a la destrucción del ozono es el monóxido de nitrógeno. NO(g) + 03 (g) NO2 (g) + O2 (g). ¿Puede esta reacción clasificarse como redox? Si es así indique qué especie es el oxidante y cuál el reductor e indique los cambios de los estados de oxidación de los átomos.

c) Indique qué otro tipo de compuestos pueden también contribuir a la destrucción de la capa de ozono. Explique brevemente y de forma simplificada el mecanismo químico por el cual actúan (la reacción con el ozono). Sugiera alguna acción que se pueda emprender o haya sido ya emprendida para evitar el efecto destructivo de estos compuestos.

5. SEP 01 - b) Explique brevemente los efectos nocivos de la progresiva disminución de la capa de ozono. Identifique al menos un compuesto químico cuya liberación a la atmósfera produce la desaparición del ozono atmosférico.

Óxidos de nitrógeno.

6. Origen de los óxidos de nitrógeno en la atmósfera. ¿Qué efectos producen sobre el medio ambiente? Y cómo se puede disminuir la contaminación por los óxidos de nitrógeno.

7. Explica de qué manera contribuyen los gases de los tubos de escape de los automóviles a la contaminación atmosférica.

Óxidos del azufre.

8. Fuentes de óxidos de azufre en la atmósfera.

9. ¿Cómo puede controlarse la contaminación por SO2 procedente de las centrales térmicas?

10. Para eliminar el SO2 de los gases que emiten las chimeneas de las centrales térmicas, se ha propuesto un proceso basado en las reacciones siguientes

MgCO3 (s) MgO (s) + CO2 (s) MgO (s) + SO2 (g) + ½ O2 (g) MgSO4

Halla cuantas toneladas de MgCO3 necesitamos para eliminar 20 millones de toneladas de SO2. [Sol. 26·106 t de MgCO3]

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La lluvia ácida.

11. SEP 04 – a) Explique por qué la lluvia sólo se considera ácida cuando su pH es igual o menor de 5. b) ¿Cuáles son los contaminantes químicos implicados en la lluvia ácida y cuáles sus fuentes emisoras?

12. JUN 01 - Uno de los problemas ambientales de los países industrializados es el de la lluvia ácida.

a) Explique a qué se debe este fenómeno.

b) Escriba al menos dos de las reacciones químicas que tienen lugar en la atmósfera para que produzca este fenómeno.

13. Una central térmica de producción de energía eléctrica libera 5 toneladas métricas de dióxido de azufre por hora a la atmósfera. En días húmedos, el dióxido de azufre liberado reacciona con el oxígeno atmosférico y con el agua produciendo ácido sulfúrico [tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno]. A cierta distancia de la central térmica existe una laguna con un volumen de 5 hm3. Un 1 % de todo el SO2 producido durante el día precipita en forma de ácido sulfúrico sobre la laguna. Halla el pH de la disolución después de producirse la lluvia ácida. Debe considerarse sólo la primera ionización del ácido sulfúrico.

Efecto invernadero.

14. SEP 01 - a) Explique brevemente lo que entendemos por "efecto invernadero". Indique una reacción química que sea responsable de la intensificación de dicho efecto.

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174

[11] La Química Del Carbono

11.. CCaarráácctteerr ssiinngguullaarr ddeell ááttoommoo ddee ccaarrbboonnoo.. Tetravalencia del átomo de carbono: La configuración electrónica del carbono, 1s2 2s2 2p2, nos indica que solo tiene dos orbitales semiocupados en su capa de valencia; sin embargo, mediante la promoción de un electrón 2s a un orbital 2p vacío adquiere la capacidad de formar cuatro enlaces covalentes.

La tetravalencia del átomo de carbono, junto con su pequeño tamaño le permite formar además de enlaces sencillos (C – C), enlaces múltiples (C = C, C C) con otros átomos de carbono y también con otros elementos como el oxígeno, nitrógeno, etc. Gracias a esto puede formar largas cadenas lineales o cíclicas mediante enlaces que son bastante estables.

Todas estas posibilidades de enlace explican el elevado número de compuestos orgánicos conocidos, alrededor de siete millones. El estudio de tan gran cantidad de compuestos orgánicos se simplifica si consideramos que están formados por una cadena hidrocarbonada y un átomo o grupo de átomos que determinan la reactividad de la molécula (grupo funcional).

El ácido cítrico contiene tres grupos carboxilo ( -COOH) y un grupo hidroxilo (-OH)

C

CH2 C

OH

CH2 CCHOO OOH

OOH

Nombre de la función

Grupo funcional

Nombre del grupo

Nomenclatura principal/sustituyente Ejemplo

HID

RO

CA

RB

UR

OS

Hidrocarburo saturado

Alcano -ano / -il CH3 – CH2 – CH3 propano

Hidrocarburo etilénico C = C Alqueno -eno / -enil

CH3 – CH = CH2

propeno

Hidrocarburo acetilénico – C C – Alquino -ino / -inil

CH3 – C CH

propino

Hidrocarburo aromático

Fenilo -benceno / Fenil benceno

Halogenuros de alquilo

– X X = F,Cl, Br, I Haluro Nombre del halógeno CH3 – CH2Cl – CH3

2-cloropropano

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175

Nombre de la función

Grupo funcional

Nombre del grupo

Nomenclatura principal/sustituyente Ejemplo

CO

MP

UES

TOS

OX

IGEN

AD

OS

Alcohol – OH Hidroxilo -ol / hidroxi CH3 – CH2 –

CH2OH

1-propanol

Éter – O – oxi éter / oxi CH3–CH2–O–CH3

etilmetiléter

Aldehído

Carbonilo -al / formil CH3 – CH2 – CHO

propanal

Cetona

Carbonilo -ona / oxo CH3–CH2–CO–CH3

butanona

Ácido carboxílico

Carboxilo -oico CH3 – COOH

Ácido etanoico

Éster

Éster -ato de ...ilo / carboxilato

CH3–CH2–COO–CH3

propanoato de metilo

CO

MP

UES

TOS

N

ITR

OG

ENA

DO

S

Amina

Amino -amino 2-aminopropano

Amida

Amido -amida / carbamoil CH3 – CO – NH2

Etanamida

Nitrito – C N Nitrilo -nitrilo / ciano CH3 – CH2 – CN

Propanonitrilo

Nitrocompuesto – NO2 Nitro -nitro CH3 – CH2 – NO2

Nitroetano

22.. IIssoommeerrííaa

En química orgánica podemos encontrar compuestos que tienen la misma fórmula molecular y sin embargo poseen propiedades diferentes

Isómeros son aquellos compuestos de igual fórmula molecular y distinta fórmula estructural.

La explicación de que varios compuestos teniendo la misma fórmula molecular tengan propiedades diferentes habría que buscarla en la distinta distribución de los átomos dentro de la molécula.

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Isomería de cadena: se diferencian en la distinta disposición de los átomos de carbono dentro

de la molécula.

El n-pentano, el metilbutano y el dimetilpropano son isómeros de cadena que responden a la fórmula C5H12.

CH2CH3 CH2CH2 CH3CHCH3 CH3CH2

CH3

CCH3 CH3

CH3

CH3

n -Pentano Metilbutano Dimetilpropano

Isomería de posición: se diferencian en la distinta colocación del grupo funcional dentro de la molécula.

El 1-propanol y el 2-propanol responden a la fórmula C3H8O, se diferencian en la posición del grupo –OH.

CH3 – CH2 – CH2OH CH3 – CHOH – CH3 1-propanol 2-propanol

El 1-butino y el 2-butino, ambos de fórmula molecular C4H10, únicamente se diferencian en la posición del triple enlace

CH C – CH2 – CH3 CH3 – C C – CH3 1-butino 2-butino

Isomería de función: se diferencian en la función química que poseen. Por ejemplo, la función aldehído y la función cetona o ña función alcohol y la función éter.

El propanal y la propanona son isómeros de función que responden a la formula C3H6O.

CH3 – CH2 – CHO CH3 – CO – CH3 propanal (aldehído) propanona (cetona)

El 1-propanol y metoximetano son isómeros de función que responden a la formula C3H8O.

CH3 – CH2 – CH2OH CH3 – O – CH2 – CH3 1-propanol (alcohol) metoxietano (éter)

Isomería geométrica (cis-trans): Se presenta en todos los alquenos excepto en aquellos en los que uno de los átomos que forman parte del doble enlace esté unido a dos grupos idénticos.

El propeno (CH2 = CH – CH3) no presenta isomería cis-trans

CH

HC

H

CH3

Isomería

Plana

De Cadena De posición De función

Espacial

Geométrica Óptica

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El 2-buteno (CH3 - CH = CH – CH3) si presenta isomería cis-trans

CH

CH

CH3CH3

CH3

CCH

HCH3

Cis-2-buteno Trans-2-buteno En el isómero cis los dos CH3 están en el mismo lado, mientras que en el isómero trans tienen

posiciones opuestas.

Isomería óptica: La poseen los compuestos orgánicos que poseen, al menos, un átomo de carbono asimétrico o carbono quiral, que es que tiene los cuatro sustituyentes diferentes. Por ejemplo el ácido 2-hidroxipropanoico (ácido láctico).

C

C OH

CH3

H

OOHC

COH

CH3

H

OOH

Ácido L (+) láctico Ácido D (-) láctico

E j e r c i c i o s

1. ¿Qué tipo de isomería existe en cada uno de las siguientes parejas de compuestos?

a) Pentanal y 2-pentanona. b) 2-pentanona y 3-pentanona.

c) 1-butanol y etoxietano. d) Etilamina y dimetilamina.

e) Ácido butanoico y ácido metilpropanoico. f) 2-propen-1-ol y propanona

2. Existen tres compuestos distintos que responden a la formula molecular C2H2Cl2. Escribe la fórmula desarrollada de cada uno de ellos ¿Qué clase de isomería poseen? [Sol. 1,1-dicloroeteno; Cis-1,2-dicloroeteno; Trans-1,2-dicloroeteno]

3. 0,4356 gramos de un compuesto orgánico, de masa molecular 60, originan por combustión 0,958 gramos de dióxido de carbono y 0,5218 gramos de agua. Hallar la fórmula molecular del compuesto y las fórmulas desarrolladas correspondientes a sus posibles isómeros, nombrándolos correctamente. [Sol. C3H8O; 1-propanol; 2-propanol; metoxietano

33.. HHiiddrrooccaarrbbuurrooss ssaattuurraaddooss

Son hidrocarburos que contienen únicamente enlaces sencillos, C–C.

33..11.. PPrrooppiieeddaaddeess ffííssiiccaass Los hidrocarburos son moléculas muy apolares

-- SSoolluubbiilliiddaadd. Los alcanos son prácticamente insolubles en agua debido a su baja polaridad y a su incapacidad para formar enlaces con el hidrógeno, pero si son solubles en disolventes orgánicos como el benceno, tetracloruro de carbono, cloroformo y otros alcanos.

- PPuunnttooss ddee ffuussiióónn yy eebbuulllliicciióónn.. Las cadenas de alcanos permanecen unidas entre si por fuerzas de London. Por lo tanto, a mayor tamaño de la molécula las fuerzas serán más intensas.

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Los puntos de fusión y ebullición aumentan con la masa molar del hidrocarburo. Los cuatro primeros son gases (metano, etano, propano y butano), del pentano hasta el hexadecano son líquidos y los restantes sólidos.

Los hidrocarburos ramificados presentan puntos de fusión y ebullición menores que los correspondientes hidrocarburos lineales.

33..22.. RReeaaccttiivviiddaadd ddee aallccaannooss Los hidrocarburos saturados son poco reactivos (parafinas) debido a la elevada energía de activación necesaria para la ruptura de los enlaces C – C y C – H. Por lo tanto, cabe esperar que las reacciones de estos hidrocarburos sean, en general, lentas y por ello es frecuente trabajar a temperatura y presiones elevadas y con ayuda de catalizadores.

RReeaacccciioonneess ddee ooxxiiddaacciióónn

-- CCoommbbuussttiióónn:: Todos los alcanos son combustibles, reaccionando con el oxígeno para producir dióxido de carbono, agua y energía, (a mayor nº de C más energía se desprende).

Combustión del butano: C4H10 + 213 O2 4 CO2 + 5 H2O + calor

RReeaacccciioonneess ddee ssuussttiittuucciióónn:: Un átomo del reactivo sustituye a un átomo del sustrato.

-- HHaallooggeennaacciióónn: sustitución de átomos de H por otros tantos del halógeno, en especial con el cloro.

H

C HH

H

ClHCl Cl

H

CH

H

Cl+ +calor

hv

No se produce una única sustitución, así que junto con el clorometano (CH3Cl), se obtienen otros productos como diclorometano, CH2Cl2, triclorometano (cloroformo), CHCl3, y tetraclorometano (tetracloruro de carbono), CCl4.

- NNiittrraacciióónn:: sustitución de un átomo de hidrógeno del alcano por un grupo nitro (–NO2).

R – H + HNO3 Cº400 R – NO2 + H2O

44.. HHiiddrrooccaarrbbuurrooss iinnssaattuurraaddooss

Son hidrocarburos que contienen en su molécula enlaces múltiples, es decir, enlaces dobles (alquenos, C = C) y enlaces triples (alquinos, C C).

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179

44..11.. PPrrooppiieeddaaddeess qquuíímmiiccaass ((RReeaaccttiivviiddaadd)) Los hidrocarburos no saturados son más reactivos que los saturados debido a la existencia de enlaces múltiples. En este tipo de enlace, C=C y CC, hay una acumulación de densidad electrónica que favorece el ataque de diferentes reactivos.

RReeaacccciioonneess ddee aaddiicciióónn.. En las que se obtiene un compuesto saturado.

C C

E

C C

X

+ EX

Alqueno Alcano

- HHiiddrrooggeennaacciióónn (H2): Reducción de un alqueno para dar un alcano.

CH3 CH CH2 CH3 CH CH2

HH

H H+Ni o Pt

-- HHaallooggeennaacciióónn (en especial Cl y Br):

CH3 CH CH CH3+ Cl Cl

CCl4

Cl

CH3 CH CH CH3

Cl

2-buteno 2,3-diclorobutano

CH3 C CH CH3 C CH

Br Br

CH3 C CH

Br Br

Br Br1,2-dibromopropenopropino 1,1,2,2-tetrabromopropano

+ Br2+ Br2

Si la molécula que se añade es asimétrica (tipo H–Cl y H–OH) y el doble o triple enlace también es asimétrico, se aplica la Regla de Markownikov:

El hidrogeno se une al C que tienen más átomos de H.

- HHiiddrroohhaallooggeennaacciióónn (HI,HBr,HCl):

CH2 CH2 H Br

H

CH2 CH2

Br

+Eteno (etileno)

CH2 CH CH3CH2 CH CH3

H IIH+

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- HHiiddrraattaacciióónn ((HH22OO)):: adición de agua a dobles enlaces para obtener alcoholes.

CH2 CH CH2CH3 OHH

OH

CH2 CH CH2CH3

H

+H2SO4

RReeaacccciioonneess ddee ooxxiiddaacciióónn.. En ellas se produce la ruptura total de doble enlace.

- CCoommbbuussttiióónn: reaccionan con el oxígeno para producir dióxido de carbono, agua y energía

2 CH3 – CH = CH2 + 9 O2 6 CO2 + 6 H2O

-- OOxxiiddaacciióónn ccoonn ppeerrmmaannggaannaattoo ddee ppoottaassiioo,, KKMMnnOO44..

Átomo de carbono que soporta el doble enlace Primario Secundario Terciario

Producto de oxidación CO2 y H2O Ácido carboxílico Cetona

RReeaacccciioonneess ddee ppoolliimmeerriizzaacciióónn..

Los alquenos presentan gran tendencia a polimerizarse; es decir, a combinarse entre sí varias moléculas simples para formar otras de masa molecular múltiple, donde ya no existen los dobles enlaces.

Así, el etileno (eteno) se polimeriza para dar polietileno: n CH2 = CH2 (- CH2 – CH2 -)n

E j e r c i c i o s

4. Ordena justificándolo, el punto de fusión del metano, decano y butano.

5. Escribe las fórmulas de todos los alquenos no cíclicos de fórmula molecular C4H8. Nómbralos. Para cada uno de ellos, formula una reacción de adición y nombra el producto obtenido.

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6. Completa las siguientes reacciones químicas:

a) CH4 + Cl2 b) CH2 = CH – CH2 – CH3 + HCl c) CH CH + HBr (exc)

7. Escribe una reacción para obtener etileno (eteno).

8. Cada uno de los siguientes compuestos: 2-propanol, 1,2-dibromoetano, butano, puede prepararse a partir de un alqueno. Da el nombre del alqueno elegido y escribe las reacciones correspondientes para la preparación de los compuestos citados.

9. ¿De qué tipo es la reacción que se producirá entre el cloruro de hidrógeno y el 2-metil-1-buteno? Nombra el producto resultante de la reacción.

10. Disponiendo de una disolución de Br2, explica cómo podría averiguarse en el laboratorio si un hidrocarburo es o no saturado.

11. Escribe las reacciones del 1-butino con:

a) Cloro en exceso b) yoduro de hidrógeno en exceso c) hidrógeno

12. Escribe dos reacciones características del benceno.

13. Completa las siguientes reacciones químicas:

15. a) CH2 = CH2 + H2O b) CH3 – CH = CH2 + H2 c) C6H6 + HNO3

55.. DDeerriivvaaddooss hhaallooggeennaaddooss

55..11.. PPrrooppiieeddaaddeess ffííssiiccaass La presencia del átomo de halógeno en la molécula hace que su masa molar sea mayor que la de los hidrocarburos del mismo número de átomos de carbono, por lo que tienen puntos de ebullición superiores

55..22.. PPrrooppiieeddaaddeess qquuíímmiiccaass ((RReeaaccttiivviiddaadd))

RReeaacccciioonneess ddee ssuussttiittuucciióónn..

- Transformación de un derivado halogenado en un alcohol.

CH3–CH2–CH2Cl + NaOH OH2 CH3– CH2–CH2OH + NaCl 1-cloropropano 1–propanol

- La reacción con amoniaco permite obtener aminas.

CH3–CH2–CH2Cl + 2NH3 CH3–CH2– CH2– NH2 + NH4Cl 1-cloropropano propilamina

RReeaacccciioonneess ddee eelliimmiinnaacciióónn..

Pérdida de un hidrógeno y el halógeno, dando lugar a alquenos.

CH3–CH2Cl + NaOH oltane CH2=CH2 + H2O + NaCl Cloroeteno eteno

Un derivado halogenado con una base fuerte puede dar reacciones de eliminación o

de sustitución.

El proceso de sustitución

se ve favorecido por la utilización de disolventes

muy polares como el agua

El proceso de eliminación

se ve favorecido por temperatura elevada y

disolventes poco polares como los alcoholes.

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66.. AAllccoohhoolleess..

66..11.. OObbtteenncciióónn..

HHiiddrróólliissiiss ddee llooss hhaallooggeennuurrooss ddee aallqquuiilloo..

CH3 – CHBr – CH3 + NaOH OH2 CH3 – CHOH – CH3 + NaBr

HHiiddrraattaacciióónn ddee aallqquueennooss..

CH3 – CH = CH2 + H2O 42SOH CH3 – CHOH – CH3

HHiiddrrooggeennaacciióónn ddee ccoommppuueessttooss ccaarrbboonníílliiccooss..

CR

O

H + H2 rcatalizado CHR

OH

H Alcohol primario

CR

O

R, + H2 rcatalizado CHR

OH

R, Alcohol secundario

66..22.. PPrrooppiieeddaaddeess ffííssiiccaass La polaridad del grupo – OH, en los alcoholes posibilita la formación de enlaces por puentes de hidrogeno, y esto determina en gran medida sus propiedades:

- En general, los puntos de fusión y ebullición de los alcoholes aumentan con el número de átomos de carbono de la cadena, siendo más elevados que los correspondientes a los alcanos de parecida masa molecular. Ello se debe a que en estado sólido y líquido las moléculas de los alcoholes se encuentran enlazadas mediante puentes de hidrógeno.

- Solubilidad. A medida que crece la cadena hidrocarbonada, la influencia del grupo polar – OH disminuye. Por esta razón los alcoholes más pequeños son muy solubles en agua pero a partir de cuatro o más átomos de carbono la solubilidad decrece considerablemente.

66..33.. PPrrooppiieeddaaddeess qquuíímmiiccaass ((RReeaaccttiivviiddaadd))

RReeaacccciioonneess ddee ooxxiiddaacciióónn..

Los agentes oxidantes típicos utilizados tanto en la oxidación de alcoholes primarios como secundarios son el KMnO4 y el K2Cr2O7.

- Alcoholes primarios .Ag OxidanteMedio ácido Aldehídos .Ag Oxidante

Medio ácido Ácido carboxílico

CH3 – CH2OH 2

2 7Cr O H CH3 – CHO 2

2 7Cr O H CH3 – COOH

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- Alcoholes secundarios .Ag OxidanteMedio ácido Cetonas .Ag Oxidante

Medio ácido

CH3 – CHOH – CH3 2

2 7Cr O H CH3 – CO – CH3

- Los alcoholes terciarios, al igual que las cetonas, son difíciles de oxidar, puesto que su oxidación hay que romper la molécula, lo que supone la ruptura de enlaces carbono-carbono.

RReeaacccciioonneess ddee eelliimmiinnaacciióónn.. Eliminación de una molécula de agua en medio ácido (Deshidratación de alcoholes).

-- EElliimmiinnaacciióónn iinnttrraammoolleeccuullaarr (altas temperaturas, 180ºC):

1 alcohol alqueno

CH3 – CH2 – CH2OH 42SOH CH3 – CH = CH2 + H2O

-- EElliimmiinnaacciióónn iinntteerrmmoolleeccuullaarr (temperaturas moderadamente altas, 130ºC):

2 alcoholes éter

CH3 – CH2OH + CH3 – CH2OH 42SOH CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3 + H2O

77.. AAllddeehhííddooss yy cceettoonnaass..

77..11.. OObbtteenncciióónn

RReeaacccciioonneess ddee ooxxiiddaacciióónn

- La oxidación de alcoholes primarios da lugar a aldehídos.

CH3 – CH2OH HOCr 2

72 CH3 – CHO

- La oxidación de alcoholes secundarios da lugar a cetonas.

CH3 – CHOH – CH3 HOCr 2

72 CH3 – CO – CH3

77..22.. PPrrooppiieeddaaddeess qquuíímmiiccaass ((RReeaaccttiivviiddaadd))

RReeaacccciioonneess ddee ooxxiiddaacciióónn

- Los Aldehídos por oxidación dan ácidos carboxílicos del mismo número de átomos de carbono.

CH3 – CHO HOCr 2

72 CH3 – COOH

Las cetonas no se oxidan fácilmente.

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- Las cetonas son resistentes a la oxidación, puesto que su oxidación supone la ruptura de enlaces carbono-carbono.

Cuando se oxidan lo hacen en presencia de oxidantes muy fuertes y en medio ácido, dando lugar dos ácidos carboxílicos cuyos átomos de carbono suman los de la cetona.

CH3 – CO – CH3 CH3 – COOH + H – COOH

RReeaacccciioonneess ddee aaddiicciióónn::

- Por reducción de aldehídos se obtienen alcoholes primarios.

H H CH3 CH2 C

OH

H

HHCH3 CH2 C

O

+Ni o Pt

- Por reducción de cetonas se obtienen alcoholes secundarios.

CH3 CH2 C CH3

O

H H CH3 CH2 CH CH3

OH

H+Ni o Pt

88.. ÁÁcciiddooss ccaarrbbooxxíílliiccooss..

88..11.. OObbtteenncciióónn..

SSíínntteessiiss IInndduussttrriiaall ddeell áácciiddoo aaccééttiiccoo aa ppaarrttiirr ddeell aacceettiilleennoo::

CH = CH + H2O CH3 – CHO 3CrO CH3 – COOH Hidratación del acetileno oxidación del acetaldehído obtención del ácido acético

SSíínntteessiiss eenn eell llaabboorraattoorriioo ppoorr ooxxiiddaacciióónn ddee aallccoohhoolleess pprriimmaarriiooss yy aallddeehhííddooss::

CH3–CH2OH 3CrO CH3–CHO 3CrO CH3–COOH

HHiiddrróólliissiiss ddee llooss éésstteerreess..

CH3–CH2–CH2–COO–CH3 + H-OH Hcalor

CH3–CH2–CH2–COOH + CH3OH

Una forma de diferenciar un aldehído de una cetona, es utilizar el reactivo de Tollens (disolución amoniacal de nitrato de plata). Donde Ag+ (oxidante suave) se reduce a Ag.

R-CHO + Ag+ Ag + R-COOH

Los aldehídos forman un espejo de plata mientras que las cetonas no.

La reducción puede realizarse o bien con H2 en presencia de catalizadores o

bien empleando como reductor Tetrahidruro de aluminio y litio (LiAlH4)

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88..22.. PPrrooppiieeddaaddeess ffííssiiccaass Son moléculas polares y pueden formar enlaces por puente de hidrógeno, por lo que

- tienen puntos de fusión y ebullición más altos que otros compuestos de parecida masa molecular.

- Son solubles en agua al formar enlaces de hidrogeno entre el ácido y el agua.

88..33.. PPrrooppiieeddaaddeess qquuíímmiiccaass ((RReeaaccttiivviiddaadd))

NNeeuuttrraalliizzaacciióónn: Ácido carboxílico + base sal + agua

CH3 – COOH + NaOH CH3 – COONa + H2O

RReedduucccciióónn:: Ácido carboxílico aldheido alcohol

CH3 – COOH 4LiAlH CH3 – CHO 4LiAlH CH3 – CH2OH

EEsstteerriiffiiccaacciióónn:: ácido carboxílico + alcohol éster + agua

CH3 C

O

OH CH3CH2OH CH3 C

O

O CH2 CH3+

H +

calor+ H2O

99.. ÉÉsstteerreess..

99..11.. OObbtteenncciióónn..

EEsstteerriiffiiccaacciióónn:: ácido carboxílico + alcohol éster + agua

CH3 – COOH + HO – CH2 – CH3 HCalor

CH3 – COO – CH2 – CH3 + H2O

99..22.. PPrrooppiieeddaaddeess qquuíímmiiccaass ((RReeaaccttiivviiddaadd))

HHiiddrróólliissiiss:: éster + agua ácido carboxílico + alcohol

CH3 – COO – CH2 – CH3 + H2O HCalor

CH3 – COOH + CH3 – CH2 – OH

SSaappoonniiffiiccaacciióónn: éster + base sal + alcohol

CH3 – COO – CH2 – CH3 + NaOH Calor CH3 – COONa + CH3 – CH2OH

E j e r c i c i o s

14. Explica brevemente por qué el alcohol etílico es más soluble en agua que el etano.

15. Para los siguientes compuestos: CH3CH3, CH2=CH2 y CH3CH2OH.

Se establece un equilibrio entre la esterificación y la hidrólisis. El equilibrio se desplaza hacia la

formación del éster con un exceso de alcohol. Por el contrario con un

exceso de agua se favorece la hidrólisis del éster.

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a) Indica cuál o cuáles son hidrocarburos.

b) Razona cuál será más soluble en agua.

c) Explica cuál sería el compuesto con mayor punto de ebullición.

16. Los puntos de ebullición del propano y del etanol son respectivamente: –42ºC y 78ºC. Explica brevemente estas diferencias. Explica cómo serían los puntos de ebullición del butanol y butanal.

17. Indica dos métodos diferentes de obtención de etanol. Nombra todos los compuestos que uses.

18. ¿En qué se transforma un alcohol primario al oxidarse y uno secundario? Pon un ejemplo de cada uno y escribe las reacciones de oxidación.

19. Escribe la fórmula estructural desarrollada de todos los alcoholes de fórmula molecular C3H8O. Indica cuáles son los productos de oxidación de estos alcoholes.

20. ¿Cuáles de los siguientes compuestos tienen la misma fórmula molecular (isómeros estructurales): propano, 1-propanol, propanal y propanona? ¿Qué clase de compuestos obtendrías de la reducción de estos isómeros? Escribe las reacciones.

21. Dados los siguientes alcoholes: I) (CH3)3 COH II) CH3 – CH2 – CH2OH III) (CH3)2 CHOH. Nómbralos, e indica cuál de ellos se utilizaría para obtener: I) propanal. II) dimetilcetona. Escribir las reacciones correspondientes y proponer una reacción mediante la cual se pueda diferenciar el propanal de la dimetilcetona.

22. En una práctica de laboratorio se estudian algunas reacciones de compuestos orgánicos oxigenados.

a) Explica la oxidación del etanol con dicromato de potasio en medio ácido y explica cómo se reconocen los productos intermedios y final de reacción.

b) Escribe la reacción de esterificación del alcohol etílico (etanol) con ácido acético (ac. etanoico) en presencia de ácido sulfúrico.

23. ¿Cómo podrías diferenciar una cetona de un alcohol, sí se hubieran despegado las etiquetas de los frascos que los contenían?

24. Escribe la fórmula del 2-propanol y del 1-butanol. Explica el distinto comportamiento de ambos compuestos frente a oxidantes.

25. Diferenciar el acetaldehído de la acetona según su comportamiento químico.

26. Describe dos ensayos o reacciones que permitan diferenciar el butanal de la butanona.

27. Se tienen tres compuestos A, B y C. Se sabe que uno de ellos es ácido acético (ácido etanoico), otro es acetaldehído (etanal) y el tercero, alcohol etílico (etanol).

a) Se observa que A reacciona con B para dar un éster; por otra parte, en disolución acuosa, B tiene carácter ácido. Identifica A, B y C.

b) Formula los tres compuestos y la reacción de formación del éster.

28. Escribe las reacciones correspondientes a la transformación de alcohol etílico (etanol) en: 1) Eteno 2) Etanal 3) Éter etílico (dietileter).

29. Escribe la reacción que se produce entre etanol y ácido acético glaciar (ácido etanoico) en medio ácido. ¿Qué tipo de reacción es?

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1100.. PPoollíímmeerrooss..

La polimerización consiste en la combinación química de un gran número de moléculas, iguales o diferentes, llamadas monómeros, para formar una molécula de gran tamaño denominada polímero.

En consecuencia podemos hablar de:

Homopolímeros: formados por monómeros idénticos.

Copolímeros: formados por cadenas compuestas por dos o más monómeros diferentes.

Básicamente existen dos procedimientos para la preparación de polímeros:

Polímeros por adición

Polímeros por condensación

1100..11.. PPoolliimmeerriizzaacciióónn ppoorr aaddiicciióónn Los polímeros de adición, también llamados poliolefinas, se forman por la unión sucesiva de varias unidades de monómero, reorganizando los enlaces.

PPoolliieettiilleennoo..

Es un material translucido muy resistente al ataque de los productos químicos; es blando, de baja resistencia mecánica y poca resistencia a la degradación ambiental. Es muy utilizado en la fabricación de envases, juguetes, recubrimiento de invernaderos y filmes para envoltorios.

CH2 CH2 n CH2 CH2n

Eteno (etileno) Polietileno

CClloorruurroo ddee vviinniilloo ((PPVVCC))

Es un material duro y fuerte. Se utiliza en la fabricación de discos de microsurco, recubrimiento de cables, tubos y cañerías, perfiles de puertas y ventanas, cortinas de baño, cubos, impermeables, etc.

CHCH2

Cl

n

CHCH2

Cln

Cloruro de vinilo Policloruro de vinilo (PVC)

CCaauucchhoo

Químicamente, el caucho natural es un polímero del isopreno o metil-1,3-butadieno:

CH2 CH2

CCH3

CH

n

CH2CHCH3

CH2 C

Metil-1,3-butadieno(Isopreno)

caucho natural(Poli-cis-isopreno)

El caucho natural es una sustancia gomosa que se extrae del árbol Hevea

brasiliensis. Su cualidad más significativa es la elasticidad, sin

embargo, es frágil y cuando se calienta se ablanda.

En 1839, Charles Goodyear descubrió que, calentando el caucho con azufre, se generaban entrecruzamientos por

puentes disulfuro, con lo que ya no se ablanda con el calor y adquiere resistencia al desgaste y mayor elasticidad. A este proceso se le

denomina vulcanización.

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A partir de la primera Guerra mundial se empezaron a fabricar los cauchos sintéticos (elastómeros) entre los que destaca el buna-S (SBR), que se utiliza para la fabricación de neumáticos para automóviles, y el neopreno, que se utiliza en accesorios de automóviles, revestimientos de cables, trajes de submarinismo, etc.

TTeefflloonn

Se utiliza como capa antiadherente en sartenes y bases de planchas.

CF2 = CF2 (CF2CF2)n Tetrafluoreteno teflón

1100..22.. PPoolliimmeerriizzaacciióónn ppoorr ccoonnddeennssaacciióónn Los monómeros se unen mediante una reacción de condensación en la que se libera una molécula de pequeña masa molecualr, como puede ser H2O, alcohol, etc.).

Entre los polímeros que se obtienen por condensación destacan las fibras textiles sintéticas, que se pueden tejer en hilos muy resistentes como los poliésteres y poliamidas.

PPoolliiéésstteerreess::

Son fibras obtenidas por esterificación (ácido + alcohol éster).

CC OOHHOO

CH2 CH2OHOH

CH2 CH2OCCO

O

O

n

+n n

+ (2n-1) H2O

(ácido 1,4-bencenodicarboxilico)ácido tereftálico 1,2-etanodiol

polietilentereftalato (PET)

PPoolliiaammiiddaass::

Se forman por reacción de un ácido dicarboxílico y una diamina.

C

OC

O

NH NH

n

COOH - (CH2)4-COOH + NH2-(CH2)6-NH2

(CH2)4 (CH2)6

1,6-hexanodiaminaácido hexanodioico

nailon

+ (2n-1) H2O

n

La constitución del nailon recuerda a la de la seda natural. Se utiliza para la

fabricación de telas de paracaídas, redes de pesca, medias, hilo de coser en

cirugía.

El polietilentereftalato (PET) es una fibra poliéster que mezclado con otro tipo de fibras, se comercializa con el nombre de tergal, también se utiliza para fabricar

botellas.

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E j e r c i c i o s

30. El ácido adípico (hexanodioico), es una de las materias primas que se utilizan en la fabricación del nylon, se obtiene comercialmente oxidando el ciclohexano con oxigeno, formándose también agua.

a) Formule y ajuste la reacción correspondiente. [Sol. 2C6H12 + 5O2 HOOC-(CH2)4-COOH + 2H2O]

b) Si se utilizan 50,0 g de ciclohexano, ¿qué cantidad teórica de ácido adípico debería obtenerse? [Sol. 86,14 g de ácido]

c) Si en la reacción anterior se obtienen 67,0 g de ácido atípico ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? [Sol. 77,78 %]

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A U T O E V A L U A C I Ó N 1

1. JUN 00 - Escriba la fórmula desarrollada, indique la función orgánica y el nombre sistemático de dos isómeros de función, cuya fórmula molecular sea:

a) C4H10O. b) C4H8O c) C4H8O2

2. JUN 01 - Las fórmulas empíricas orgánicas siguientes: C2H6O, C3H6O y C4H10 corresponden en cada caso a dos compuestos orgánicos diferentes. Se desea saber:

a) La formula desarrollada de cada uno de los compuestos.

b) A qué grupo funcional pertenece cada uno de ellos.

c) Nombre cada uno de estos compuestos.

3. SEP 02 - Complete las siguientes reacciones, nombrando todos los compuestos que intervienen:

a) CH2=CH2 + energía c) CH2=CH2 + HCl

b) b) CH2=CH2 + H2O d) CH2=CH2 + Cl2

4. SEP 04 - Complete las siguientes reacciones, nombrando todos los compuestos que intervienen.

a) CH2 = CH2 + HCl d) CH3 – CH2OH rcatalizado,calor

b) CH3 – CH2OH + NaOH e) CH3 – CH2OH oxidante

c) CH3 – CH2OH + HCOOH

5. Considera el siguiente compuesto orgánico:

CH2 CH CHCH3

CH2 CH2 OH

a) Escribe su nombre sistemático.

b) Plantea y formula una posible reacción de eliminación donde intervenga este compuesto.

c) Plantea y formula una reacción de adición a su doble enlace.

d) Plantea y formula una reacción de sustitución en donde intervenga este compuesto.

A U T O E V A L U A C I Ó N 2

1. JUN 02 – a) Formule los siguientes compuestos.

Sulfato de sodio; óxido de aluminio; ácido hipoyodoso ; 2-pentanol ; etil-metil-amina

b) Nombre los siguientes compuestos.

NaH2PO4 ; PbO2 ; BeCl2 ; CH3-CONH2 ; CH3-CH=CH-CH2-CH3

2. SEP 01 – a) Escriba y nombre todos los alcoholes que tienen como fórmula empírica C4H10O.

b) Los alcoholes reaccionan con los ácidos orgánicos formando ésteres. Escriba las reacciones de esterificación correspondientes a los alcoholes del apartado anterior con el ácido acético (etanoico).

c) Nombre los ésteres formados.

3. De los siguientes compuestos, indica los que presentan isomería geométrica y representa sus isómeros:

a) CH3CCl = CClCH3 b) CH3CH = C (CH3)CH2OH c) CH CCH2CH3

4. Completa las siguientes reacciones y ajusta la que corresponda a una combustión:

a) CH3CH =CHCH3 + H2 b) CH3CH3 + O2 c) CH4 + Cl2 h

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A U T O E V A L U A C I Ó N 3

1. JUN 04 - Complete y ajuste las siguientes reacciones nombrando todos los compuestos que intervienen en cada una de ellas.

a) CH3 - COOH + NaOH c) CH2 = CH2 + H2O

b) CH3 – CH2I + NH3 d) CH3 – CH = CH2 + Br2

2. Escribe y nombra tres isómeros de cadena abierta de fórmula molecular C5H12 e indica el tipo de isomería que presentan.

3. Formula y nombra un ejemplo de cada uno de los siguientes tipos de compuestos que tengan tres átomos de carbono:

a) cetona b) éster c) alcohol d) alquino e) alcano

4. JUN 00 - El poliestireno es un polímero muy utilizado para fabricar recipientes, embalajes, aislamientos térmicos, etc. Se obtiene por adición de moléculas del monómero estireno, cuyo nombre sistemático es fenil-eteno o etenilbenceno.

a) Escriba la fórmula desarrollada del estireno.

b) Explique cómo se produce la polimerización del estireno y dibuje una porción de cadena del poliestireno.

c) Calcule la composición porcentual en masa de carbono e hidrógeno en el estireno.

d) CH2 = CH2 + H2

5. Nombrando los reactivos, escribe una reacción en la que se obtenga:

a) Butanona b) Ácido acético (etanoico) c) Acetato de propilo d) 2-bromopropano

A U T O E V A L U A C I Ó N 4

1. Formula y nombra todas las cetonas no cíclicas posibles de cinco átomos de carbono.

2. JUN 05 –

a) Nombre o formule, en su caso, los siguientes compuestos: a1) 4-5 dimetil-1-hexeno a2) ácido 2-cloro propanoico a3) C6H5 – NH2 a4) CH3 – CH2 – ONa

b) Complete las siguientes reacciones orgánicas indicando el nombre de todos los compuestos que en ellas aparecen.

b1) CH3 – CH2 = CH – CH3 + Cl2 b2) CH2 = CH2 + CH2 = CH2

b3) CH CH + HCl b4) CH3 – COOH + NaOH

3. Completa las siguientes reacciones (nombra reactivos y productos):

a) CH2 = CH – CH3 + HI d) CH3 – CH2OH 42SOH

b) (CH3)2 – CHOH + HBr e) CH3 – CH2 – CHO HOCr 2

72

c) CH3 – COOH + CH3OH f) CH3 – CH2 – CHOH – CH3 HOCr 2

72

4. SEP 00 - A y B son dos hidrocarburos de fórmula molecular C6H12. Con objeto determinar su estructura, los oxidamos y comprobamos que el A origina butanona y ácido acético, mientras que el B da lugar a ácido metilbutanoico y a un desprendimiento gaseoso de dióxido de carbono. Establezca la fórmula y el nombre IUPAC de A y B.

5. SEP 05 – Considere el compuesto de fórmula molecular C3H6O:

a) Indique cuatro posibles fórmulas estructurales compatibles con la fórmula molecular dada y nombre sólo dos de los compuestos.

b) La reducción de uno de los compuestos anteriores da lugar a un alcohol, mientras que su oxidación da lugar a un ácido. Formule y nombre el compuesto reaccionante, así como el alcohol y el ácido formados.

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