QUÍMICA INORGÁNICA - ecaths1.s3. · PDF file2 INFORMACION ACADEMICA: ... NUMERO DE EXAMENES PARCIALES: 3 (TRES), con su respectivo recuperatorio y ... TERCER PARCIAL:

Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste

Avenida Libertad 5450- 3400. Corrientes TE: (03783)457996- Int. 105

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CARRERAS: • Bioquímica • Licenciatura en Ciencias Químicas • Profesorado en Ciencias Químicas y del Ambiente

2011

Química Inorgánica . Seminar ios de Prob lemas

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INFORMACION ACADEMICA: La asignatura Química Inorgánica pertenece al primer año, segundo cuatrimestre de las carreras de: BIOQUIMICA- LICENCIATURA EN CIENCIAS QUIMICAS Y PROFESORADO EN CIENCIAS QUIMICAS Y DEL AMBIENTE. Reúne las siguientes característ icas: � Régimen: CUATRIMESTRAL CON EXAMEN FINAL HORAS SEMANALES DE CLASES TEORICAS: 4(CUATRO)HORAS SEMANALES DE CLASES DE SEMINARIOS DE PROBLEMAS Y DE LABORATORIO: 6 (SEIS). Dos (2) clases semanales de 3 h de duración de acuerdo al cronograma que se adjunta. NUMERO DE EXAMENES PARCIALES: 3 (TRES), con su respectivo recuperatorio y un examen parcial extraordinario. � Condición de alumno regular: Se consideran regulares a los alumnos que

cumplen con: a) aprobación del 100% de los exámenes parciales B) aprobación del 80% de los trabajos prácticos de laboratorio C) asistencia al 75% de los seminarios de problemas. � Examen final: Para poder rendir examen final el alumno deberá primero cursar

la asignatura y adquirir la condición de ALUMNO REGULAR.Para cursar y/ o rendir debe reunir las siguientes condiciones (Extraído del Plan de estudios)

ASIGNATURA PARA CURSAR PARA RENDIR

Química Inorgánica Química General (Regular) Química General (Aprobada)

Dra. GRACIELA MABEL MONTIEL Profesor Responsable

Nota aclaratoria: LEER

Los alumnos en condiciones de cursar se distr ibuyen en GRUPOS DE PRACTICOS que son UNICOS, las Clases de Problemas y de Laboratorio siguen un CRONOGRAMA

asignados a cada uno de los Grupos. El Cronograma de Clases de Teoría y de Práct icos estará contenido en este cuadernil lo de

SERIES DE PROBLEMAS.

TEORIA: Lunes: 11 a 13. M iércoles: 11:30 a 13:30 - AULA 6 – Edi f ic io F ís ica


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BLOQUE 1: Fundamentos

Agosto 10 y 15 Mont ie l

UNIDAD I TABLA PERIODICA. Clas i f i cac ión per iód ica . T ipos de e lementos . Prop iedades per iód icas más impor tantes que ayuden a comprender , exp l i car y predec i r e l compor tam iento quím ico de los e lementos : rad ios a tóm icos e ión icos ; energía de ion izac ión; energ ía de a f in idad e lec t rón ica ; e lec t ronegat iv idad; dens idad de carga cat ión ica.

Agosto 17, 24 y 29 Mont ie l

UNIDAD I I CRISTALES IÓNICOS. Energía re t i cu lar . C ic lo de Born-Haber . P rocesos e lec t roquím icos . Potenc ia les normales de reducc ión. Fac tores que determ inan su magni tud. Tendenc ias per iód icas en los potenc ia les de reducc ión. Ap l i cac ión de los potenc ia les de reducc ión. In f luenc ia de l pH y cá lcu lo de cons tantes de equ i l ib r io .

BLOQUE 2: Química de los e lementos representat ivos Agosto 31 Sept iembre 05 Mont ie l

UNIDAD I I I HIDRÓGENO. Cons iderac iones genera les . Carac ter ís t i cas en lazantes de l h idrógeno. H idruros . C las i f i cac ión. I só topos de l h idrógeno. Métodos de preparac ión de l e lemento : d iscus ión de los m ismos . OXIGENO. Es tados a lo t róp icos . Preparac ión. Oxidos , peróxidos y superóxidos . Es t ruc turas . AGUA: e l agua como so lvente ; prop iedades ác ido-base y óxido- reduc toras . AGUA OXIGENADA: métodos de obtenc ión; prop iedades óxido- reduc toras .

PRIMER PARCIAL: VIERNES 09 SEPTIEMBRE - HORA 17 A 20- Aula: 1 y Laboratorio 32

RECUPERATORIO PRIMER PARCIAL: VIERNES 16 SEPTIEMBRE - HORA 17 A 20- Aula: 1 y Laboratorio 32 Sept iembre 12, 14 y 19 Acevedo

UNIDAD IV HALÓGENOS. Prop iedades genera les , es tud io comparat ivo . Es tado de oxidac ión más impor tantes . Métodos de preparac ión. Ha luros de h idrógeno: métodos de obtenc ión. Prop iedades . Óxidos , oxoác idos y sus sa les . Fuerza de los oxoác idos en d iso luc ión acuosa. Reacc ión de los ha lógenos con H2 O y so luc iones a lca l inas . Ha luros . C las i f i cac ión. Prop iedades . In terha lógenos . Carac ter ís t i cas . Pseudohalógenos .

Sept iembre 26 y 28 Mont ie l

UNIDAD V CALCÓGENOS. Prop iedades genera les . D iscus ión comparat iva . Ocurrenc ia y obtenc ión. Es tados de oxidac ión más impor tantes . Compues tos b inar ios : h idruros ; ca lcón idos metá l i cos ; ha logenuros . Óxidos más impor tantes de l azuf re . Es t ruc turas . Oxoác idos . C las i f i cac ión.

Octubre 03 y 05 Mont ie l

UNIDAD VI GRUPO DE NITRÓGENO. Prop iedades genera les . Es tud io comparat ivo . Ocurrenc ia y obtenc ión. NITRÓGENO. Es tados de oxidac ión. Compues tos b inar ios . H idruros , en espec ia l amoníaco. Óxidos . Es t ruc turas . Oxoác idos . Carac ter ís t i cas . FÓSFORO, ARSÉNICO Y B ISMUTO. Formas e lementa les . Reacc iones de los e lementos . H idruros . Ha luros . Óxidos y oxoác idos , en espec ia l de l fós foro .

Octubre 12 y 17 Mont ie l

UNIDAD VI I GRUPO DEL CARBONO. Prop iedades genera les . Es tud io comparat ivo . CARBONO. Formas a lo t róp icas . Ocurrenc ia . Carburos . C las i f i cac ión y prop iedades . Óxidos . Carac ter ís t i cas . Ac ido carbón ico: prop iedades . S IL ICIO. Compues tos oxigenados de l s i l i c io . Óxidos y s i l i ca tos . Es t ruc turas . Compues tos más impor tantes . GERMANIO, ESTAÑO Y PLOMO. Ocurrenc ia y obtenc ión. Formas a lo t róp icas . Es tados de oxidac ión. H idruros . Ha luros . Compues tos oxigenados de l germanio , es taño y p lomo. Carac ter ís t i cas .

SEGUNDO PARCIAL: VIERNES 07 OCTUBRE - HORA 17 A 20- Aula: 1 y Laboratorio 32

RECUPERATORIO SEGUNDO PARCIAL: VIERNES 14 OCTUBRE - HORA 17 A 20- Aula: 1 y Laboratorio 32 Octubre 19 Mont ie l

UNIDAD VI I I GRUPO DEL BORO. Prop iedades genera les de los e lementos de l g rupo. Es tud io comparat i vo . BORO. Es t ruc tura e lec t rón ica y t ipo de un ión. Es tado natura l y obtenc ión. H idruros . Oxo compues tos . ALUMINIO, GALIO, INDIO Y TALIO. Es tado natura l . Obtenc ión y prop iedades . Meta lurg ia de l a lum in io . Quím ica en medio acuoso. Compues tos oxigenados . Ha luros . Ot ros compues tos .

Octubre 24 y 26Acevedo

UNIDAD IX METALES ALCALINOS Y METALES ALCALINOTERREOS.. Propiedades generales. Estudio comparativo. Química de los elementos. Óxidos e hidróxidos. Basicidad. Sales más importantes. Descomposición térmica de carbonatos.

BLOQUE 3: Química de los metales de t ransic ión y de t ransic ión interna. Química nuclear Noviembre 14 UNIDAD X ELEMENTOS DE TRANSICIÓN. Prop iedades genera les . Carac ter ís t i cas , en espec ia l los

de la pr imera ser ie . ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA. Prop iedades genera les . Es tud io comparat i vo de las dos ser ies . LANTÁNIDOS. Es tado natura l . Quím ica de los e lementos . ACTÍNIDOS. Quím ica de los e lementos .

Octubre 31 Noviembre 07 y 09

UNIDAD XI COMPUESTOS DE COORDINACION. Nomenc la tura . E l en lace de coord inacón. Teor ía de l en lace de va lenc ia . Teor ía de l campo c r is ta l ino . I somer ía geomét r i ca y ópt ica . Cons iderac iones genera les . Conf igurac ión e lec t rón ica; es tados de oxidac ión; co lor ; p rop iedades magnét icas . INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA BIOINORGÁNICA. Prop iedades de los iones metá l i cos y de sus l igandos en los s is temas b io lóg icos .

Noviembre 16 UNIDAD XI I QUIMICA NUCLEAR. Conceptos pre l im inares . E l núc leo a tóm ico: nuc leones , número a tóm ico, número más ico, i só topos . La es tab i l idad de los núc leos a tóm icos . Rad iac t i v idad. Ser ies Radiac t i vas . Ve loc idad de des in tegrac ión. E fec tos b io lóg icos de la rad iac t i v idad. Nuc leos ín tes is . F is ión nuc lear . Fus ión nuc lear . Ap l i cac iones : t razadores rad iac t i vos y datac ión.

TERCER PARCIAL: 11 NOVIEMBRE - HORA 17 A 20- Aula: 1 y Laboratorio 32

RECUPERATORIO TERCER PARCIAL: VIERNES 19 NOVIEMBRE-HORA 17 A 20-Aula: 2 y Laboratorio 32 RECUPERATORIO EXTRAORDINARIO: VIERNES 25 NOVIEMBRE- HORA 17 A 20- Aula: 1 y Laboratorio 32

FIN DEL SEGUNDO CUATRIMESTRE: 19/11/2010


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CRONOGRAMA SEMINARIO DE PROBLEMAS Y TP LABORATORIO SERIE/TP LAB GRUPO 1

Lunes y Miércoles 14 a 17

MONZON

GRUPO 2 Lunes y

Miércoles 17 a 20

BARRIONUEVO

GRUPO 3 Miércoles 8 a

11 Viernes 14 a 17

TONUTTI

GRUPO 4 Martes y Viernes 17 a 20

GIMENEZ

SERIE 1 Agosto 01 y 03- Lu y Mi

Agosto 01 y 03- Lu y Mi

Agosto 03 y 05- Mi y Vi

Agosto 02 y 05- Ma y Vi

SERIE 2 Agosto 08 y 10- Lu y Mi

Agosto 08 y 10- Lu y Mi

Agosto 10 y 12- Mi y Vi

Agosto 09 y 12- Ma y Vi

SERIE 3 Agosto 15 Lu

Agosto 15 Lu

Agosto 19 Vi

Agosto 16 Ma

SERIE 4 Agosto 24 Mi

Agosto 24 Mi

Agosto 26 Vi

Agosto 26 Vi

LAB 1: PILAS ELECTROQUIMICAS

Agosto 31 Mi

Agosto 31 Mi

Septiembre 02 Vi

Septiembre 02 Vi

LAB 2: HIDROGENO Septiembre 07 Mi

Septiembre 07 Mi

Septiembre 07 Mi

Septiembre 06 Ma

CONSULTAS PRIMER PARCIAL: 01, 02 y 08 de septiembre PRIMER PARCIAL: VIERNES 09 SEPTIEMBRE - HORA 17 A 20- Aula: 1 y Laboratorio 32

RECUPERATORIO PRIMER PARCIAL: VIERNES 16 SEPTIEMBRE - HORA 17 A 20- Aula: 1 y Laboratorio 32

SERIE 5 Septiembre 12 Lu

Septiembre 12 Lu

Septiembre 14 Mi

Septiembre 13 Ma

LAB 3: HALOGENOS Septiembre 19 Lu

Septiembre 19 Lu

Septiembre 23 Vi

Septiembre 23 Vi

SERIE 6 Septiembre 26 Lu

Septiembre 26 Lu

Septiembre 28 Mi

Septiembre 28 Ma

LAB 4: CALCOGENOS Septiembre 29 Mi

Septiembre 29 Mi

Septiembre 30 Vi

Septiembre 30 Vi

CONSULTAS PARA EL SEGUNDO PARCIAL: 03, 04 y 06 octubre

SEGUNDO PARCIAL: VIERNES 07 OCTUBRE - HORA 17 A 20- Aula: 1 y Laboratorio 32

RECUPERATORIO SEGUNDO PARCIAL: VIERNES 14 OCTUBRE - HORA 17 A 20- Aula: 1 y Laboratorio 32

LAB 5: NITROGENO-

FOSFORO

Octubre 12 Mi

Octubre 12 Mi

Octubre 14 Vi

Octubre 14 Vi

SERIE 7 Octubre 17 Lu

Octubre 17 Lu

Octubre 19 Mi

Octubre 18 Ma

LAB 6: CARBONO-BORO-ALUMINIO

Octubre 19 Mi

Octubre 19 Mi

Octubre 21 Vi

Octubre 21 Vi

SERIE 8 Octubre 24 Lu

Octubre 24 Lu

Octubre 26 Mi

Octubre 25 Mi

LAB 7: METALES ALCALINOS

Octubre 26 Mi

Octubre 26 Mi

Octubre 28 Vi

Octubre 28 Vi

SERIE 9 Noviembre 07 Lu

Noviembre 07 Lu

Noviembre 09 Mi

Noviembre 08 Ma

CONSULTAS PARA EL TERCER PARCIAL 01, 04, 09 y 10 noviembre TERCER PARCIAL: 11 NOVIEMBRE - HORA 17 A 20- Aula: 1 y Laboratorio 32

LAB 8: COMPUESTOS DE COORDINACION

Noviembre 14 Lu

Noviembre 14 Lu

Noviembre 16 Mi

Noviembre 15 Ma

RECUPERATORIO TERCER PARCIAL: VIERNES 19 NOVIEMBRE-HORA 17 A 20-Aula: 2 y Laboratorio 32

RECUPERATORIO EXTRAORDINARIO: VIERNES 25 NOVIEMBRE- HORA 17 A 20- Aula: 1 y Laboratorio 32


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QUÍMICA INORGÁNICA SERIE N° 1: DISOLUCIONES

1. Una masa de 24 g de sulfato de sodio se hallan disueltos en 81,3 ml de solución, siendo la densidad de la solución resultante 1,25 g/ml. Calcule la concentración en: a) g/l, b) ppm; c)%P/P; d) %P/V; e) M; f) N ; g) m.

2. ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 36 % (δ:1,18 g/ml) se deberá tomar para preparar: a) 500 ml de ácido clorhídrico (1+1), b) 300 ml de ácido clorhídrico (1+2), c) 200 ml de ácido clorhídrico(1:6)? Considere aditividad de volúmenes.

3. Se quiere preparar un volumen de 8L de una disolución de KNO3 al 20% P/P y una densidad de 1,1326 g/mL a 20°C. a) ¿Qué volumen de agua (densidad del agua para este problema es de 1 g/mL) y qué masa de nitrato de potasio se debe mezclar? b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución preparada? c) ¿En cuántos mL de la disolución hay 0.0025 mol de nitrato de potasio? 4. Una solución se preparó disolviendo 16 g de cloruro de calcio, CaCl2 en 72 g de agua, y tiene una densidad de 1.180 g/mL a 20°C. ¿Cuál es la concentración M y N de la disolución? 5. Se tomaron 5 mL de H2SO4 cuya densidad es de 1.7 g/mL y 90% de pureza (≡ %P/P), y se llevo hasta un volumen final de 500 mL, calcula la concentración de la disolución en molaridad y normalidad.

6. Se tiene la siguiente reacción de oxidorreducción. K2Cr207 + 14 HCl � 2 KCl + 2 CrCl3 + 7 H2O + 3 Cl2

a) Indica el valor del factor X eq gmol−

para el dicromato de potasio y el ácido clorhídrico.

b) Como prepararías un litro de disolución 0.1N de dicromato de potasio?

7. ¿Cuál es la normalidad y la molaridad del agua oxigenada de 20 volúmenes? 8. Calcula la concentración molar y en volúmenes de una disolución de agua oxigenada, si se requieren 36,44 mL de una disolución de permanganato de potasio 0.01652 M para oxidar completamente 25 mL de agua oxigenada. 9. Transcribe a tu cuaderno y completa la siguiente tabla:

Soluto Moles soluto mol

Factor X eq gmol−

Volumen de solución mL

Molaridad molL

Normalidad eq g

L−

H2SO4 2 0,2 Ca(OH)2 1,5.10-5 100 KMnO4

24MnO Mn− +→

8 0,1

H2O2

2 2 2H O H O→2.10-5 0,2

10. a) ¿Cuál es el pH de 50 mL de una disolución de H2SO4 0,5M. b) Si añadimos agua a los 50 mL de la disolución anterior hasta alcanzar un volumen de 500 mL ¿cuál sera en nuevo pH?

11. Calcula: a) el pH de una solución de acido clorhídr ico 0,03M y el de una disolución de hidróxido de calcio 0,05M. b) el pH que resulta al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones anteriores (suponga que los volúmenes son aditivos). 12. Se mezclan 60 ml de HCl 0,03 M con 30 ml de NaOH 0,05 M. Calcula el pH de la mezcla. 13. Se mezclan 0,14 g de hidróxido potásico y 0,1 g de hidróxido sódico. La mezcla se disuelve en agua y se diluye hasta 100 mL. Calcula el pH de la disolución.


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EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS1. Transcribe a tu cuaderno y completa la siguiente tabla para disoluciones acuosas de ácido sulfúrico.

Densidad

gmL

Molaridad molL

Normalidad eq gL−

%P/P

1,24 4,08 8.16 32,24 1,3 5,20 10,40 39,19 1,8 18 36 98

4. ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 98%(δ:1,84 g/ml) se deberá tomar para preparar 200 ml de solución N/5 ? Rta: 1.09 mL

5. ¿Cuántos gramos de permanganato de potasio deberá pesar para preparar 100 ml de una solución 0,5N?( MnO4

- → Mn2+ ) b) ¿Cuántos de permanganato de calcio? Rta: a) 1.58 g; b) 1.39 g.

6. 50 ml de ácido nítrico 65%(δ:1,41 g/ml) se llevan a un volumen final de 250 ml. Calcule la normalidad: a) como ácido, b) según la siguiente reacción: NO3

-→ NO. Rta: a) 2.9N; b) 8.6N.

7. Si se mezclan 50 ml de solución de ácido sulfúrico 53% P/P (d:1,42 g/ml) con 70 ml del mismo ácido 98% (δ:1,84 g/ml), y se diluyen a 1,5 litros, ¿cuál será la normalidad final? Rta: 2.23N

8. Con ácido clorhídrico 0,1280 N se tituló una solución de hidróxido de bario. Si 26,25 ml del ácido neutralizaron 25,00 ml de la base. ¿Cuál es la normalidad y la molaridad de la base?

Rta: 0.134N y 0.067M.

9. a) Escriba la ecuación de la reacción y calcule el volumen de ácido nítrico al 20% (δ:1,115g/ml) necesario para neutralizar 25 ml de hidróxido de sodio 5% P/V, b) la normalidad de la sal, c) el pH de la solución resultante. Rta: a) 8.83 mL; b) 0.92N; c) pH= 7. 10. Se disuelven en agua hasta un volumen f inal de 250 mL, 5 g de hidróxido de sodio impuro. La t i tulación de esta solución dio un valor de 0,47 N. Determine el porcentaje de pureza del sól ido. Rta: 94%

11. Un volumen de 2 ml de un ácido concentrado se llevan con agua hasta un volumen final de 500 ml .Si 10 ml de esta solución gastan 8 ml de solución de un hidróxido 0,0510 N ¿Cuál es la normalidad del ácido concentrado? Rta: 10.2N

12. Se tratan 50 ml de ácido clorhídrico 0,20 N con 30 ml de hidróxido de calcio 0,075 N. Escriba la ecuación química de la reacción y calcule: a) la normalidad de la sal resultante, b) el pH de la solución resultante. Rta: 0.028N; b) pH= 1.01

13. Diga si el pH es ácido, básico o neutro cuando se hacen reaccionar 10 ml de ácido clorhídrico 0,10 N con: a) 5 ml, b) 20 ml , c) 25 ml , de hidróxido de sodio 0,05 N. Rta: a) acido; b) neutro; c) básico.


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QUÍMICA INORGÁNICA SERIE N° 2: BALANCEO DE ECUACIONES REACCIONES REDOX- METODO DEL ION ELECTRÓN-

ESTEQUIOMETRIA

BALANCEO DE ECUACIONES REACCIONES REDOX- METODO DEL ION ELECTRÓN El balance de las ecuaciones de reacciones de óxido-reducción deberán seguir estrictamente los pasos indicados en el anexo que continua a la presente serie. 1. nitrato de manganeso (II) (ac) +carbonato de potasio (ac) → nitrato de potasio (ac) + permanganato de potasio (ac) + monóxido de nitrógeno(g)+anhídrido carbónico (g) 2. Hidróxido de cromo(III) (s) + hipoclorito de sodio (ac) + carbonato de sodio (ac) →cromato de sodio (ac) + cloruro de sodio (ac) + agua (l) + dióxido de carbono (g) 3. Oxido de manganeso(IV) (s) + nitrato de sodio (ac) + carbonato de sodio (ac) → manganato de sodio (ac) + nitrito de sodio (ac) + dióxido de carbono (g) 4. Zinc (s) + nitrito de sodio(ac) +hidróxido de sodio (ac) + agua (l)→ tetrahidroxozincato (II) de sodio (ac) + amoníaco (g) 5. Nitrato de sodio (ac) + zinc (s) +hidróxido de sodio (ac) → amoníaco (g) + dioxozincato(II) de sodio (ac) + agua (l)

ESTEQUIOMETRIA

1. Al hacer reaccionar aluminio con yodo se obtiene triyoduro de aluminio. Calcula la masa de este producto que se obtendrá a partir de 25 g de yodo.

2. Al tratar una muestra de dióxido de manganeso con 20 g de ácido clorhídrico, se obtiene cloruro de manganeso(II), gas cloro y agua. Calcula la masa de cloruro de manganeso(II) que se obtendrá.

3. El clorato de potasio se descompone por acción del calor en cloruro de potasio y oxígeno. Si partimos de 23 g de clorato de potasio, calcula la masa de cloruro de potasio y el volumen de oxígeno en CN que se obtendrá.

4. Calentamos en una cápsula de porcelana 16 g de azufre y 8 g de carbono. Determina la cantidad de disulfuro de carbono que se formará.

5. Hacemos pasar 500 cm3 de sulfuro de hidrógeno, medidos en CNTP, por una disolución que contiene 25 g de cloruro de cobre(II). Determina la masa de sulfuro cúprico que se formará.

6. El ácido clorhídrico reacciona con el aluminio y se produce cloruro de aluminio e hidrógeno gas. Si queremos obtener 70 L de hidrógeno, medidos a 20º C y 740 mm de presión, calcula: a) ¿Qué masa de aluminio se necesitará?; b) ¿Qué masa de cloruro de aluminio se obtendrá?

7. El nitrato de sodio y el ácido sulfúrico reaccionan formando ácido nítrico e hidrogeno sulfato de sodio. Si hacemos reaccionar 20 g de nitrato de sodio con 19,6 g de ácido sulfúrico. ¿Qué masa de ácido nítrico podremos obtener?

8. Añadimos 150 ml de disolución 2 M de hidróxido de sodio a 70mL de disolución 1,5N de sulfato de magnesio. Averigua la masa de hidróxido de magnesio que se formará. En la reacción se forma también sulfato sódico.

9. El clorato de potasio se usa en el laboratorio para obtener oxígeno, ya que se descompone al calentarlo en esta sustancia y cloruro de potasio. De una muestra de 20 g de clorato de potasio impuro se obtuvieron 5,42 litros de Oxígeno medidos a 755 mmHg y 25º C. Determina la pureza de la muestra.

10. a)¿Cuántos litros de oxígeno, medidos a 25º C y 740 mm, se obtienen en la descomposición de 80 g de clorato de potasio del 47,5% de pureza? b) ¿Qué masa de cloruro de potasio se obtendrá?

11. Averigua la masa de sulfuro de estaño(II) que se obtendrá al añadir un exceso de sulfuro sódico a una disolución que contiene 20 g de cloruro de estaño(II). En la reacción también se produce cloruro de sodio. El rendimiento es del 45%.

12. A 100 mL de una disolución de cloruro sódico 0,1M añadimos AgNO3 en cantidad suficiente para que se forme cloruro de plata. Determina la masa de este producto que obtendremos si el rendimiento de la reacción es del 42,5%.


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EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS1. Balancee por el método del ion-electrón las siguientes ecuaciones de reacciones redox en medio ácido:a) Dióxido de manganeso(s) + cloruro de sodio (ac) + ácido sulfúrico (ac) →sulfato de manganeso(II) (ac)+sulfato de

sodio (ac) + cloro molecular (g) + agua (l). Rta: 1:2:2 →→→→ 1:1:1:2 b) Trióxido de diarsénico (s) + ácido nítrico (ac) + agua (l) → ácido arsénico (ac)+dióxido de nitrógeno (g)

Rta: 1:4:1 →→→→ 2:4 c) Dicromato de potasio (ac) + ácido clorhídrico(ac) →cloruro de cromo(III) (ac) + cloro molecular (g) + cloruro de

potasio (ac) + agua(l). Rta: 1:14 →→→→ 2:3:2:7 d) Sulfuro de cobre (II) (s) + ácido nítrico(ac) → sulfato de cobre (II) (ac) + monóxido de nitrógeno (g) + agua (l)

Rta: 3:8 →→→→ 3:8:4 e) Oxido de plomo (IV) (s) + ácido yodhídrico (ac) →yodo molecular (s)+yoduro de plomo(II)(s)+agua (l)

Rta: 1:4 →→→→ 1:1:2 f) Cinc (s) + ácido nítrico(ac) → nitrato de cinc (ac) + nitrato de amonio (ac) + agua (l). Rta: 4:10 →→→→ 4:1:3 g) Dicromato de potasio (ac) + sulfato de estaño(II) (ac) + ácido sulfúrico (ac) → sulfato de potasio (ac) + sulfato de cromo (III) (ac) + sulfato de estaño (IV) (ac) + agua (l).Cinc (s) + ácido nítrico(ac) → nitrato de cinc (ac) + nitrato de amonio (ac) + agua (l). Rta: 1:3:7 →→→→ 1:1:3:7 h) Sulfuro de cinc (s) + ácido nítrico (ac) → azufre (s) + monóxido de nitrógeno (g) + nitrato de cinc (ac) + agua (l)Rta: 3:8 →→→→ 3:2:3:4 i) Manganato de potasio (ac) + ácido clorhídrico (ac) → óxido de manganeso(IV) (s) + permanganato de potasio (ac) + cloruro de potasio (ac) + agua (l). Rta: 3:4 →→→→ 1:2:4:2 j) Nitrato de amonio (ac) → monóxido de dinitrógeno (g) + agua (l).Rta: 1 →→→→ 1:2

2. Balancee por el método del ion-electrón las siguientes ecuaciones de reacciones redox en medio básico:a) Yodo (s) + hidróxido de potasio(ac) → yoduro de potasio (ac) + yodato de potasio + agua (l)Rta: 6:12 →→→→ 10:2:6 b) Hidróxido de cromo (III)(s) + hidróxido de sodio (ac) + agua oxigenada (l) → cromato de sodio (ac) + agua (l)Rta: 2:4:3 →→→→ 2:8 c) Hidróxido de cobalto (II) (s) + agua oxigenada (l) → hidróxido de cobalto (III)(s) . Rta: 2:1→→→→ 2d) Hidróxido de manganeso(II)(s) + agua oxigenada (l) → dióxido de manganeso (s) + agua (l). Rta: 1:1→→→→ 1:2 e) Silicio (s) + hidróxido de potasio (ac) + agua (l) → metasilicato de potasio(s) + hidrógeno molecular(g) Rta: 1:2:1 →→→→ 1:2 f) Hidróxido de hierro (II) (s) + oxígeno (g) + agua (l) → hidróxido de hierro (III)(s) . Rta: 4:1:2 →→→→ 43. Calcule el volumen de solución de ácido clorhídrico 0,5N requerido para reaccionar completamente con: a) 2,12 g de carbonato de sodio; b) 2,12 g de hidrogenocarbonato de sodio. Rta: a) 80 mL; b) 50.47 mL.

4. Se desea obtener 0,5 L de H2 a - 10°C y 1 atm en el laboratorio a partir de la reacción entre hierro y ácido sulfúrico. Calcule: a)la masa necesaria de un material de hierro al 90% de pureza; b) el volumen de solución de H2SO4 2N que se necesita ; c) el número de moléculas y de átomos de hidrógeno que se obtienen ; d) la masa de sulfato de hierro(II) que se forma.

Rta: a) 1.436 g; b) 23 mL; c) 1.39 . 1022 moléculas y 2.789.1022 átomos; d)3.516 g.

5. Se hacen reaccionar 1,5 g de una muestra de carbonato de sodio al 80% de pureza con 1 g de ácido clorhídrico. Calcule: a) la masa de cloruro de sodio que se formará; b) el volumen de dióxido de carbono liberado en CNTP; c) la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar.

Rta: a) 1.323 g; b) 0.253L; c) 0.174 g

6. Calcule la masa de yodo que se forma cuando se tratan 10 ml de solución de peróxido de hidrógeno de 20 volúmenes con 4 g de ácido yodhídrico. Rta: 3.97 g

7. Una muestra de 2 g contiene Mg mezclado con otras sustancias no reactivas. Tratándola con HCl al 5% en exceso obtienen 950 ml de hidrógeno en CNTP. Calcule el % de Mg en la muestra. Rta: 51.55%

8. Calcule: a) la masa de peróxido de bario al 90% de pureza; b) el volumen de ácido sulfúrico al 98% p/p (δ = 1,84 g/ml) necesarios para preparar 50 ml de agua oxigenada de 10 volúmenes, con el agregado de la cantidad necesaria de agua. Rta: a) 8.39 g; b) 2.42 mL

9. Calcule qué masa de solución de peróxido de hidrógeno al 5% es necesaria para oxidar 2 g de sulfuro de plomo (II) a sulfato de plomo (II) en presencia de ácido sulfúrico. Rta: 22.74 g

10. Un volumen de 25 ml de una solución de H2O2 reaccionan exactamente con 20 ml de solución 0,04N de permanganato de potasio en medio ácido. Calcule la concentración de la solución de agua oxigenada en molaridad y en volúmenes. (MnO4

- Mn2+, H+). Rta: 0.16 m y 0.18 vol.


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ANEXO DE LA SERIE 2 REACCIONES REDOX. METODO DEL ION ELECTRON

A. ASIGNACIÓN DE ESTADO DE OXIDACIÓN: 1) El hidrógeno combinado tiene siempre número de oxidación +I, excepto en los hidruros donde actúa

con número de oxidación –I. 2) El oxígeno combinado tiene siempre número de oxidación –II, excepto en los peróxidos donde actúa

con –I, y en los superóxidos donde actúa con -½. 3) En una sustancia simple, los elementos tienen estado de oxidación cero, ejemplo: H2 , O2, N2 , F2, Cl2

, Br2 , I2.4) En una sustancia compuesta, la suma de los estados de oxidación debe dar cero. Ejemplo: H2SO4 ,

2(+I) + VI + 4 (-II) = 0

5) En un ion, la suma de los estados de oxidación debe ser igual a la carga del ion. Ejemplo: −24SO ,

+VI + 4 (-II) = 2- ; Na+, el estado de oxidación como ion será la carga, 1+ = +I.

B. METODO DEL ION-ELECTRON. REACCIONES REDOX: son aquellas reacciones químicas que ocurren con transferencia de electrones. Una especie reactivo pierde electrones, SE OXIDA, y otra especie rectivo gana electrones, SE REDUCE.

� EN MEDIO ACIDO : 1) Plantear la ecuación de la reacción incompleta (E T I), tal como se presenta en el enunciado. Se

denomina E T I porque no contiene los coeficientes estequiométricos . Ejemplo: Permanganato de potasio + ácido sulfúrico + agua oxigenada = sulfato de manganeso (II) + oxígeno + sulfato de potasio + agua.

KMnO4 (ac) + H2SO4 (ac) + H2O2(llll) →→→→ MnSO4 (ac) + O2 (g)+ K2SO4 (ac) + H2 O(llll)

2) Plantear la ecuación iónica incompleta (E I I ) , separando en especies químicas iones y moléculas, atendiendo al medio en que se encuentran, es decir si es un ácido fuerte, una base fuerte o una sal, en medio acuoso se disocian en iones; si es un gas, como el oxígeno, tienen estado de oxidación cero; si es un sólido, no se disocia en iones.

K+(ac)+MnO4- (ac)+2 H+(ac)+SO4

2-(ac) +H2O2(llll) →→→→Mn2+(ac)+SO42- (ac)+O2(g)+2K+(ac)+SO4

2-(ac) +H2O(llll)

3) En cada especie química resultante analizar el estado de oxidación de cada elemento que lo constituye, para así identificar a aquel que sufre modificación en su estado de oxidación al pasar de reactivo a producto. Se denominarán iones espectadores aquellos que no sufren modificación de su estado de oxidación, ejemplo: K+, H+ , SO4

2- .En cambio el ion MnO4

- contiene al elemento manganeso con estado de oxidación +VII , y como producto encontramos al elemento manganeso como Mn2+ con estado de oxidación +II (igual a su carga). Ha sufrido una variación en su estado de oxidación, de +VII pasó a +II, ganó electrones,decimos que ha sufrido un proceso de REDUCCIÓN . Identificamos así a la especie que sufre el proceso de reducción, especie que se reduce, agente oxidante.A la especie química que sufre el proceso de REDUCCIÓN en una reacción redox se denomina agente oxidante.Siguiendo el análisis nos encontramos con el peróxido de hidrógeno, sustancia que contiene al elemento oxígeno actuando con estado de oxidación –I , y como producto encontramos al oxígeno al estado de molécula, O2 , por lo tanto con estado de oxidación cero, perdió electrones, decimos que ha sufrido un proceso de OXIDACIÓN. Identificamos así a la especie que sufre el proceso de oxidación, especie que se oxida, agente reductor.A la especie química que sufre el proceso de OXIDACION en una reacción redox se denomina agente reductor.

4) Plantear las hemirreacciones de reducción y de oxidación : MnO4

- →→→→ Mn2+ REDUCCIÓN

H2O2 →→→→ O2 OXIDACION

5) Balancear las masas, es decir el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en el miembro de los reactivos como en los de productos.


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El orden de control para cada elemento es: primero el metal, o no metal, luego el oxígeno, luego el hidrógeno. Para el metal o no metal, se balancea colocando coeficientes. En cuanto al balance de oxígeno y de hidrógeno depende del medio, si es ácido, es decir que está presente un ácido en la ecuación incompleta, o si se indica; o si es básico, es decir que está presente una base en la ecuación incompleta , o si se indica. Balance de oxígenos e hidrógenosSe suman tantas moléculas de agua como oxígenos faltan en el miembro deficiente de dicho elemento.

MnO4- →→→→ Mn2+ + 4 H2O REDUCCIÓN

Se produce un desbalance de hidrógeno, que por ser el medio ácido, el que se satisface sumando iones hidrógeno en el miembro deficiente de este elemento.

MnO4- + 8 H+ →→→→ Mn2+ + 4 H2O REDUCCIÓN

Para la hemirreacción de oxidación, simplemente debemos balancear el elemento hidrógeno, sumando iones hidrógeno en el miembro deficiente de este elemento.

H2O2 →→→→ O2 + 2 H+ OXIDACIÓN

6) Balancear las cargas, es decir para que una ecuación química esté bien formulada, debe verificarse el balance de masas y el balance de cargas. Balancear las cargas significa que la carga neta en el miembro de los reactivos debe ser igual a la carga neta en el miembro de los productos .

Se analiza para ello cada hemirreacción, colocando los electrones intercambiados en la reducción y en la oxidación, se iguala la cantidad de electrones intercambiados en ambos procesos colocando factores que afectan a todas las especies de la hemirreacción, y se suma miembro a miembro para obtener la ecuación ionica neta (EIN) , ecuación que contiene a las especies químicas que sufren el proceso redox. 2 (MnO4

- + 8 H+ + 5 e- →→→→ Mn2+ + 4 H2O ) REDUCCIÓN

5 (H2O2 →→→→ O2 + 2 H+ + 2 e- ) OXIDACIÓN

2 MnO4- + 16 H+ +5 H2O2 →→→→ 2Mn2+ + 8 H2O + 5 O2 + 10 H+

La ecuación iónica neta será la que resulta de “simplificar” las especies químicas presentes en ambos miembros. 2 MnO4

- + 6 H+ +5 H2O2 →→→→ 2Mn2+ + 8 H2O + 5 O2 EIN

7) Sumar los iones espectadores necesarios para obtener los reactivos y productos indicados en la ecuación total incompleta, debe sumarse la misma cantidad en ambos miembros para no romper el balance de masas y de carga ya alcanzados.

2 MnO4- + 6 H+ +5 H2O2 →→→→ 2Mn2+ + 8 H2O + O2

2 K+ + 3 SO42- →→→→ 2 K+ + 3 SO4

2- .

2 KMnO4 (ac) + 3 H2SO4 (ac) + 5 H2O2(llll) →→→→ 2 MnSO4 (ac) + 5 O2 (g)+ K2SO4 (ac) +8 H2 O(llll)

� EN MEDIO BASICO : (con hidróxidos o carbonatos en algún miembro)

Ajuste de reacciones redox en medio básico con presencia de iones hidróxidos

1) Plantear la ecuación de la reacción incompleta (E T I), tal como se presenta en el enunciado. Se denomina E T I porque no contiene los coeficientes estequiométricos .

Ejemplo: Oxido de manganeso(IV) + nitrato de sodio + carbonato de sodio → manganato de sodio + nitrito de sodio + dióxido de carbono.

MnO2 + NaNO3 + NaOH →→→→ Na2MnO4 + NaNO2 + H2O

2) Plantear la ecuación iónica incompleta (E I I ) , separando en especies químicas iones y moléculas, atendiendo al medio en que se encuentran, es decir si es un ácido fuerte, una base fuerte o una sal , en medio acuoso se disocian en iones; si es un gas, como el oxígeno, tienen estado de oxidación cero; si es un sólido, no se disocia en iones.

MnO2 + Na+ + NO3- + Na+ + OH- →→→→ 2Na+ + MnO4

2- + Na+ + NO2- + H2O


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3) Se identifica a la especie química que sufre el proceso de REDUCCIÓN , agente oxidante, a la especie química que sufre el proceso de OXIDACION , agente reductor, y a los iones espectadores.

4) Plantear las hemirreacciones de reducción y de oxidación :

MnO2 →→→→ MnO42- OXIDACION

NO3- →→→→ NO2

- REDUCCION


El orden de control para cada elemento es: primero el metal, o no metal, luego el oxígeno, luego el hidrógeno. Para el metal o no metal, se balancea colocando coeficientes. Balance de oxígeno y de hidrógeno : EN MEDIO BASICO :

o Se suman dos iones hidróxido por cada átomo de oxígeno faltante en el miembro deficiente de dicho elemento. Se produce un desbalance de hidrógeno el que se satisface sumando una molécula de agua por cada par de iones hidróxido agregados en el otro miembro.

o Por cada hidrógeno que falta se suma una molécula de agua en el miembro deficiente de dicho elemento. En el otro miembro, para satisfacer el principio de conservación de la materia, se suma un ión hidróxido.

MnO2 + 4 OH- →→→→ MnO4

2- + 2 H2O OXIDACION

NO3- + H2O →→→→ NO2

- + 2 OH- REDUCCION


MnO2 + 4 OH- →→→→ MnO42- + 2 H2O + 2 e- OXIDACION

NO3- + H2O + 2 e- →→→→ NO2

- + 2 OH- REDUCCION

Se analiza para ello cada hemirreacción, colocando los electrones intercambiados en la reducción y en la oxidación, se iguala la cantidad de electrones intercambiados en ambos procesos colocando factores si es necesario, que afectan a todas las especies de la hemirreacción, y se suma miembro a miembro para obtener la ecuación ionica neta (EIN) , ecuación que contiene a las especies químicas que sufren el proceso redox. Se simplifican las especies químicas que aparecen en ambos miembros (OH- y agua).


NO3- + H2O + 2 e- →→→→ NO2

- + 2 OH- REDUCCION

MnO2 + 2 OH- + NO3- →→→→ MnO4

2- + H2O + NO2- EIN

7) Sumar los iones espectadores necesarios para obtener los reactivos y productos indicados en la

ecuación total incompleta, debe sumarse la misma cantidad en ambos miembros para no romper el balance de masas y de carga ya alcanzados.

MnO2 + 2 OH- + NO3- →→→→ MnO4

2- + H2O + NO2-

3 Na+ →→→→ 3 Na+ .

MnO2 + NaNO3 + 2NaOH →→→→ Na2MnO4 + NaNO2 + H2O


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Ajuste de reacciones redox en medio básico con presencia de iones carbonatos

1) Plantear la ecuación de la reacción incompleta (E T I), tal como se presenta en el enunciado. Se denomina E T I porque no contiene los coeficientes estequiométricos .

Ejemplo: Oxido de manganeso(IV) + nitrato de sodio + carbonato de sodio → manganato de sodio + nitrito de sodio + dióxido de carbono.

MnO2 (s) + NaNO3 (ac)+ Na2 CO3 (ac) →→→→ Na2MnO4 (ac) + NaNO2 (ac) + CO2 (g)

2) Plantear la ecuación iónica incompleta (E I I ) , separando en especies químicas iones y moléculas, atendiendo al medio en que se encuentran, es decir si es un ácido fuerte, una base fuerte o una sal , en medio acuoso se disocian en iones; si es un gas, como el oxígeno, tienen estado de oxidación cero; si es un sólido, no se disocia en iones.

MnO2 (s)+Na+(ac)+NO3-(ac) +2Na+(ac)+ CO3

2-(ac) →→→→ 2Na+(ac)+ MnO42-(ac)+ Na+(ac) + NO2

-(ac) +CO2 (g)

3) Se identifica a la especie química que sufre el proceso de REDUCCIÓN , agente oxidante, a la especie química que sufre el proceso de OXIDACION , agente reductor, y a los iones espectadores.

4) Plantear las hemirreacciones de reducción y de oxidación :

MnO2 →→→→ MnO42- OXIDACION

NO3- →→→→ NO2

- REDUCCION


El orden de control para cada elemento es: primero el metal, o no metal, luego el oxígeno, luego el hidrógeno. Para el metal o no metal, se balancea colocando coeficientes. Balance de oxígenos e hidrógenoso Se suman dos iones hidróxido por cada átomo de oxígeno faltante en el miembro deficiente de dicho

elemento. Se produce un desbalance de hidrógeno el que se satisface sumando una molécula de agua por cada par de iones hidróxido agregados en el otro miembro.

o Por cada hidrógeno que falta se suma una molécula de agua en el miembro deficiente de dicho elemento. En el otro miembro, para satisfacer el principio de conservación de la materia, se suma un ión hidróxido.

MnO2 + 4 OH- →→→→ MnO4

2- + 2 H2O OXIDACION

NO3- + H2O →→→→ NO2

- + 2 OH- REDUCCION



NO3- + H2O + 2 e- →→→→ NO2

- + 2 OH- REDUCCION

Se analiza para ello cada hemirreacción, colocando los electrones intercambiados en la reducción y en la oxidación, se iguala la cantidad de electrones intercambiados en ambos procesos colocando factores si es necesario, que afectan a todas las especies de la hemirreacción, y se suma miembro a miembro para obtener la ecuación ionica neta (EIN) , ecuación que contiene a las especies químicas que sufren el proceso redox. Se simplifican las especies químicas que aparecen en ambos miembros (OH- y agua).


NO3- + H2O + 2 e- →→→→ NO2

- + 2 OH- REDUCCION

MnO2 + 2 OH- + NO3- →→→→ MnO4

2- + H2O + NO2- EIN


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La ecuación iónica neta contiene iones hidróxido en el miembro de los reactivos, los que no aparecen en la ecuación iónica incompleta, si aparece el ion carbonato. Se logra el balance de masas sumando la siguiente hemireacción (ecuación de la reacción de hidrólisis del ion carbonato):

CO32- + H2O →→→→ 2 OH- + CO2

La EIN correcta , luego de simplificar los iones hidróxido y la molécula de agua, será:

MnO2 + CO32- + NO3

- →→→→ MnO42- + CO2 + NO2

- EIN

7) Sumar los iones espectadores necesarios para obtener los reactivos y productos indicados en la ecuación total incompleta, debe sumarse la misma cantidad en ambos miembros para no romper el balance de masas y de carga ya alcanzados.

MnO2 + CO32- + NO3

- →→→→ MnO42- + CO2 + NO2

-

3 Na+ →→→→ 3 Na+ .

MnO2 (s) + NaNO3 (ac)+ Na2 CO3 (ac) →→→→ Na2MnO4 (ac) + NaNO2 (ac) + CO2 (g)


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QUÍMICA INORGÁNICA SERIE N° 3:

TIPOS DE RADIOS - MÉTODO SEMITEORICO DE PAULING- PROPIEDADES PERIODICAS 1. Calcule haciendo uso de las reglas de Slater, la carga nuclear efect iva de un electrón de valencia de los s iguientes elementos: a) Li y N; b) K, Cr, Cu y As. 2. a) Escr iba los s ímbolos de tres cat iones isoelectrónicos que forman elementos pertenecientes al tercer periodo; b) escr iba los s ímbolos de tres aniones isoelectrónicos que forman elementos pertenecientes al segundo periodo; c) escr iba la fórmula y el nombre de tres compuestos formados por los cat iones y aniones isoelectrónicos, provenientes de elementos del segundo y tercer periodo. 3. A part ir del valor experimental de las distancia ínter iónica del CsI, l = 3,85 Å , calcule el radio de los iones Cs+ y I¯ apl icando el método semiteorico de Paul ing. 4. a) Para los iones isoelectrónicos: S2- , Cl¯ y K+ , determine el valor de la carga nuclear efect iva de cada uno de el los; b) a part ir de la distancia ínter iónica del KCl, l = 3,14 Å, calcule el valor de la constante Cn; c) en base al valor hal lado de Cn, calcule el radio univalente del ion S2-; d) determine el radio cr ista l ino del ion S2- .

5. Calcule el radio univalente y cr ista l ino del Al3+ a part ir de la distancia inter ionica del NaF: 2,31 Å. 6. Calcule el radio cr ista l ino de los s iguientes iones: a) O2-; b)Be2+; c) Si4+ ; d) P3-;e)V5+; f) Cl7+, s iendo los valores de los radios univalentes respect ivos: 176 pm; 35 pm; 65 pm; 279 pm; 88 pm y 49 pm. 7. En el par Ni2+ y Ni3+ indique que ion t iene mayor radio. Just i f ique en su respuesta.

8. Haga una l ista de los s iguientes enlaces en orden creciente de carácter iónico (calcule en cada caso ∆χ): a) C Cl; b) Na Cl; c) Al Cl; d) Br Cl. 9. En base a las reglas de Fajans, ordene los cat iones Rb+, Be2+ y Sr2+ en orden creciente de capacidad de polar izabi l idad. Dé una expl icación a su respuesta. 10. En base a las reglas de Fajans, ordene los aniones Cl¯ , Br¯ , S2¯ y O2¯en orden creciente de capacidad de polar izabi l idad. Dé una expl icación a su respuesta.

Reglas de Fajans:El químico Casimir Fajans resumió las siguientes reglas que resumen los factores favorables a la polarización de un enlace iónico, y por tanto, al incremento de la covalencia:

1. Un catión es más polarizante si es pequeño y tiene una carga positiva grande. 2. Un anión se polariza con más facilidad si es grande y tiene una carga negativa grande. 3. Los cationes que no tienen una configuración de gas noble favorecen la polarización.


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EJERCICOS COMPLEMENTARIOS

1. Calcule haciendo uso de las Reglas de Slater, la constante del efecto de pantalla y determine la carga nuclear efectiva de un electrón de valencia de las siguientes especies químicas: a) Be , b) C , c) Na , d) S , e) Ti , f) Ti2+ , g) Li+ , h) Li Rta: a) 1,95 ; b) 3,25; c) 2,2; d) 5,45 ; e) 3,15; f) 3,65 ; g) 2,7, h) 1,3 2. Utilizando las reglas de Slater calcular la carga nuclear efectiva para los siguientes electrones: a) Un electrón de valencia del Ca. b) Un electrón 4s del Mn. c) Un electrón 3d del Mn. d) un electrón de valencia del Br e) un electrón de valencia del ion Fe2+

Rta ( en Å): a) 2,85 ; b) 3,6; c) 5,6; d) 7,6 ; e) 6,25 3. Calcula el valor de la carga nuclear efectiva para una electrón 4s del Ga y Se. Compara los resultados obtenidos para un electrón 4s para el Ca y Mn del punto anterior con los del Ga y Se. Rta: 31Ga:5 ; 34Se: 6,95 ; 20Ca: 2,85 ; 25Mn 3,6 . A medida que avanzamos en un periodo aumenta la carga nuclear efectiva 4. Calcular los radios de Pauling para los iones Cl-, K+, Rb+ y Br- en los compuestos de KCl y RbBr cuyas distancias interatómicas son 3,14 Å y 3,43 Å respectivamente. Rta ( en Å): 1,35, 0,96; 2,16; 1,69

5. A partir de los resultados obtenidos en el ejercicio anterior, calcular los radios iónicos de S2- y Sr2+.Rta ( en Å): 1,83, 1,16. Comparando con los radios de los iones univalentes isoelectrónicos se observa que el radio de un ion polivalente es menor que su correspondiente ion univalente isoelectrónico. 6. Calcule el radio univalente y cristalino del Zr4+ a partir de la distancia interionica del RbBr: 3,43 Å . Rta ( en Å): 1,14 y 0,84

7. Calcular los radios cristalinos de los iones O2- y Mg2+ en el compuesto MgO, sabiendo la distancia interionica del NaF = 2,31 Å.

Rta ( en Å): 1,40 y 0,66 8 . Determine: a) el radio del ion Br¯ , b) e l radio del ion Li+ , con los siguientes datos: Distancias inter iónicas(Å) : a) KCl: 3,14 ; KBr: 3,28 b) NaF: 2,31 ; LiF: 1,96 Rta ( en Å): a)1,94 ; b) 0,61 9. En el s iguiente par de iones, indique que ion t iene mayor radio. Just i f ique su respuesta: Te2- y Cs+


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QUÍMICA INORGÁNICA SERIE N° 4:

DETERMINACION DE FACTORES ENERGETICOS DE SÓLIDOS IONICOS 1. Calcule la energía reticular, en kJ/mol de los siguientes compuestos empleando la ecuación de Born-Lande: a) NaCl ; M= 1,7475 b) CsI ; tiene la estructura del CsCl , M= 1,7627 c) MgF2; tiene la estructura del rutilo (TiO2) , M= 2,408 2. Calcule el calor de formación del LiI (s) a 25°C a partir de los siguientes datos y un ciclo adecuado de Born-Haber: LiI cristaliza igual que el NaCl Valores termodinámicos en kJ/mol: Calor de sublimación del I2(s) = 59 Calor de disociación del I2(g) = 151 Afinidad electrónica del yodo= -295 Calor de sublimación del litio= 161 Energía de ionización del litio= 519 Use la ecuación de Born-Lande para calcular la energía reticular. 3. Utilice el ciclo de Born-Haber para calcular la energia reticular del CaCl2(s) a partir de los siguientes datos termodinámicos en condiciones normales: Valores termodinámicos en kJ/mol: Calor de disociación del Cl2(g) = 244 Afinidad electrónica del cloro= -349 Calor de formación del CaCl2(s)= -796 Calor de sublimación del calcio= 178 Primera energía de ionización del calcio= 590 Segunda energía de ionización del calcio= 1146 4. Compare los valores de energía reticular del cloruro de bario calculadas a) a través del ciclo de Born-Haber; b) empleando la ecuación de Born-Lande. BaCl2 cristaliza igual que la fluorita de M=2,5194 Valores termodinámicos en kJ/mol: Calor de disociación del Cl2(g) = 244 Afinidad electrónica del cloro= -349 Calor de formación del BaCl2(s)= -859 Calor de sublimación del bario= 176 Primera energía de ionización del bario= 503 Segunda energía de ionización del bario= 965 5. Calcule la energia reticular y la constante de Madelung del oxido de aluminio usando un ciclo de Born-Haber Valores termodinámicos en kJ/mol: Calor de disociación del O2(g) = 494 Primera afinidad electrónica del oxigeno= -141 Segunda afinidad electrónica del oxigeno= 780 Calor de formación del Al2O3(s)= -1676 Calor de sublimación del aluminio= 330 Primera energía de ionización del aluminio= 578 Segunda energía de ionización del aluminio = 1817 Tercera energía de ionización del aluminio = 2745


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EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS

1. Halle la energía reticular en kJ/mol del LiF, con los siguientes valores:

Proceso ∆H (kcal . mol-1)

Li (g)� Li+ (g) + e- 124,28 Li (s) � Li (g) 38,48

F2 (g) � 2F (g) 36,81

F (g)+ 1 e- � F- (g) -78,39

½F2 (g)+ Li(s) � LiF (s) -147,68 Dato: 1 kcal = 4,184 kJ Rta: -1047,69 kJ/mol

2. Haciendo uso de la fórmula:

−−−−

−−−−

nrN.M.e.z.z

-=Uo

+ 112

Donde: Z+ , Z- : carga de los iones e : carga del electrón, 4,80 . 10 -10 ues M : constante de Madelung

N: número de Avogadro n: exponente de Born ro = r+ + r¯ [m]

Determine la energía reticular del CaF2 (M= 5,04). Rta: -5206 kJ/mol

3. ¿ La formación del KF a partir de sus elementos es un proceso exotérmico? Haga un ciclo de Born-Haber correspondiente. SK = 89,96 kJ/mol ; IK = 418,82 kJ/mol ; M = 1,75. Rta: -532 kJ/mol- Proceso exotermico

5. Haga el ciclo de Born-Haber para el hidruro de calcio y calcule la electroafinidad en kcal/mol del hidrógeno a partir de los siguientes datos: ∆Hf (CaH2) = -36,6 kcal/mol ; M= 3,02 Para el hidrógeno: D = 104,2 kcal/mol Para el calcio: S = 42,2 kcal/mol ; I1 = 140,9 kcal/mol; I2 = 273,8 kcal/mol Rta: -19,215 kJ/mol

6. Haga el ciclo de Born-Haber para el cloruro de calcio y halle el valor de la energía de disociación del cloro en kJ/mol, a partir de los siguientes datos: ∆Hf (CaCl2) = -183,3 kcal/mol M= 2,52 Electroafinidad del cloro: -83,4 kcal/mol Rta: -530,58 kJ/mol 7. Calcule la segunda afinidad electrónica del oxigeno, en kJ/mol, a partir de los siguientes datos correspondientes al oxido de aluminio sólido Valores termodinámicos en kJ/mol: Calor de disociación del O2(g) = 494 Primera afinidad electrónica del oxigeno= -141 Calor de formación del Al2O3(s)= -1676 Calor de sublimación del aluminio= 330 Primera energía de ionización del aluminio= 578 Segunda energía de ionización del aluminio = 1817 Tercera energía de ionización del aluminio = 2745 Use la ecuación de Born-Lande para calcular la energia reticular del Al2O3(s) r(Al3+)= 50 pm r(O2-¯)= 140 pm M= 4,05 Rta: -779 kJ/mol


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QUÍMICA INORGÁNICA SERIE N°5:

CALCULO DE LOS POTENCIALES DE ELECTRODO ESTANDAR DE ELEMENTOS METALICOS Y NO METALICOS

1. Determine mediante un ciclo de Born-Haber de que factores energéticos depende el calor normal de formación de los siguientes procesos: a) ½ X2 (g) + n e- → X- (ac) b) ½ H2 (g) → H+ (ac) + 1 e-

c) M(s) → Mn+ (ac) + n e-

2. a) Calcule los valores de los potenciales normales de reducción de los halógenos. Haga en cada caso el correspondiente ciclo de Born- Haber. b)Ordene los halógenos de acuerdo con su poder oxidante. c) Ordene los iones haluro según su poder reductor. 3. Determine los valores de los potenciales normales de reducción de los siguientes metales:

Li ; Na ; Cs ;Mg Haga un ciclo de Born-Haber para el Li y Mg . 4. Explique por qué : a) En fase gaseosa el cesio es mejor agente reductor que el litio. b) El litio es el mejor agente reductor de todos los metales alcalinos en disolución acuosa. 5. a) Determine si el proceso es endotérmico o exotérmico cuando se forma 1 mol de iones K+ acuoso a partir de potasio sólido. b) ¿Cómo explica que experimentalmente en la reducción del agua por el potasio la reacción sea exotérmica?

Energía de ( KJ/mol) F2 Cl2 Br2 I2 H2

DISOCIACION 158,15 239,32 189,95 148,53 435,97 ELECTROAFINIDAD -332,63 -348,95 -323,42 -294,97

HIDRATACION -514,63 -372,38 -338,90 -301,25 -1083,66

VAPORIZACION - - 29,99 -

SUBLIMACION - - - 35,98

IONIZACION 1311,68

Energía de : (KJ/mol) Li Na K Cs Mg

SUBLIMACION 160,66 108,36 89,96 78,24 148,95 IONIZACION 520,07 495,80 418,82 375,64 I1 = 737,64

I2 =1450,17

HIDRATACION -506,26 -397,48 -317,98 -259,41 - 1924,64


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QUIMICA INORGANICA SERIE Nº 6: APLICACIONES DE LOS POTENCIALES DE ELECTRODOS ESTANDAR

ECUACION DE NERNST 1. Se construye una pila con electrodos de plata y cinc: Ag+│Ag (Eo= 0,8 V) y Zn2+│Zn (Eo =-0,76V), unidos por un puente salino conteniendo una disolución de NH4Cl. Indica: a. Reacciones catódica, anódica y global del proceso espontáneo. b. ∆Eo de la pila. 2. Escribir la notación de la pila para cada una de las ecuaciones y calcula su ∆Eo:a. Cl2 (g) + H2(g) � 2 Cl¯ (ac) + 2 H+(ac) b. Cr(s) + Zn2+(ac) � Cr2+(ac) + Zn(s) c. AgNO3(ac) + KI (ac) � AgI(s) + KNO3(ac) 3. En base a los siguientes Eº red, diga cuál será la reacción espontánea. Escriba la ecuación química de la reacción. a. Cu2+│Cu (0,34 V) y Ag+│Ag (0,8 V) b. Cu+│Cu ( 0,17 V) y Pb2+│Pb (-0,13 V) 4. Predecir en cuáles de las siguientes disoluciones acuosas 1 M se disolverá una lámina de Ni metálico: HCl, ZnSO4, CuSO4, AgNO3.Zn2+│Zn = -0,76 V ; Cu2+│Cu = 0,34 V ; Ag+│Ag = 0,8 V ; Ni2+│Ni = -0,25 V 5. De las siguientes especies químicas: F -, Cl2, H2, Cu +, Fe 3+ y Zn 2+. ¿Cuáles serán capaces de oxidar los iones I - a yodo?. I2│I - = 0,54 V F2│F - = 2,85 V ; Cl2│Cl- = 1,36 V ; Cu+│Cu = 0,17 V ; Fe3+│Fe2+ = 0,77 V ; Zn2+│Zn = -0,76 V 6. De los siguientes metales: Al, Ag, Au, Fe y Ni. ¿Cuáles reaccionarán espontáneamente con los iones Cu2+?. Eo : Al3+│Al = -1,67 V ; Ag+│Ag = 0,8 V ; Au+│Au = 1,68 V ; Fe2+│Fe = -0,44 V; Ni2+│Ni = - 0,25 V ; Cu2+│Cu = 0,34 V 7. Calcular ∆E de una pila Daniell en la que la [Zn2+]=10-9 M y la de [Cu2+] = 10 M. 8. Escribe las semirreacciones y la reacción neta para para la pila formada por: MnO4

-│Mn2+ (1,51 V) , Fe3+│Fe2+ (0,77 V). Determina el potencial de la pila. a. Si todas las concentraciones son 1 M b. Si la [H+]=0,1 M y la de todas las otras especies 0,01 M. 9. Indica si las siguientes reacciones transcurren espontáneamente en el sentido indicado: a. Pb2+ + Cu � Cu2+ + Pb b. Pb2+ + Ni � Pb + Ni2+ (0,1M) c. Pb2+ (10-7 M) + Ni � Pb + Ni2+ (0,1 M) 10. Dada la pila: Mg|Mg2+ (0,01 M) || Ag+ (0,01 M)|Ag a. Escribir las reacciones de los electrodos. b. Escribir la reacción global de la pila. c. Calcular el potencial de cada electrodo. d. Hallar ∆E. de la pila. Rta:c) E(Ag+│Ag) = 0,68 V E(Mg2+│Mg) = -2,4 V d) 3,08 V 11. ¿Qué pasará si ponemos una disolución de tetraoxosulfato(VI) de cobre(II): a. En un recipiente de cinc b. En un recipiente de plata Datos: Eo : Ag+│Ag = 0,8 V ; Zn2+│Zn = -0,76 V ; Cu2+│Cu = 0,34 V


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EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS1. ¿Cuáles de las siguientes reacciones serán espontáneas en condiciones estándar?:

a) Mn + 2 H+ � H2 + Mn2+ b) MnO2 + 2 NaCl + H2SO4 �Cl2 + MnSO4+ Na2SO4 + 2 H2O Rta: a) 1.18V; b) -0,13V

2. ¿Se podrán oxidar en condiciones estandar: a) H2O 2 con MnO4¯ en medio ácido? ; b) F¯ con Cr2O7

2- en medio ácido? Rta: a) 0.83V SI; b)-1.54V NO

3. Responda a las siguientes cuestiones, justificando en cada caso su respuesta: a)¿Cuál de las siguientes especies químicas es mejor agente oxidante ? i) H+ ó Cr 2+; ii) Cr2 O7

2- ó Br2?. b) ¿Se podrá lograr la reducción de Fe3+ a Fe2+ con Fe? c) ¿Cuáles de los siguientes metales reaccionarán con HCl 1 M: i) Co , ii Au ; iii) Mg ; iv) Cu? Rta: a) i) H+; ii) Cr2 O7

2- ; b) SI, -1.21V; c) i) SI; ii) NO; iii) SI; iv)NO 4. A partir de la semi-reacción: 2 H+

(ac) + 2 e¯ � H2(g) .Calcule el potencial del electrodo de hidrógeno en las siguientes condiciones: a) C H+ = 0,5 M , P H2 = 1

atm ; b) C H+ = 1 M , P H2 = 1140 mm de Hg . Rta: a) -0.018V¸b) -0.0052V

5. Considere una pila en la que ocurra la siguiente reacción: O2(g) + 4 H+(ac) + 4 Br-(ac) → 2 H2 O +2 Br2(l). a) Determine ∆Eº ; b) Calcule el valor de ∆Eº total cuando Po2 = 1 atm C H+ = 0,20 M y CBr- = 0,10 M. Rta: a) 0.15V; b) 0.05V

6. a) Calcule el ∆Eº de la pila : Zn | Zn2+(1M) || Ag+ (1M) | Ag . b) Calcule [Ag+] de la pila Zn | Zn2+(1M) || Ag+ (x M) | Ag , cuyo potencial medido experimentalmente es: ∆E = 1,21 V. Rta: a)1.56V; b)1.168.10-6V

7. Escriba la ecuación de la reacción espontánea y calcule : a) el ∆E de la pila , b) W y c)∆G en kJ y kcal; para la combinación de los pares redox Cl2 | Cl¯ y Br2 | Br¯, siendo: PCl2 = 0,10 atm; [Cl¯] = 1 x 10-3 M ; [Br¯] 0,10 M. Rta: a) 0.3685V; b) 71.109 kJ; c)-71.109 kJ, -16.99 kcal.


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QUIMICA INORGANICA SERIE N° 7: CÁLCULO DE CONSTANTES DE EQUILIBRIO. INFLUENCIA DEL PH EN EL

POTENCIAL. 1. Dada una pila en la que tiene lugar la siguiente reacción global: Cu + Sn4+ � Cu2+ + Sn2+ ∆Eo= -0,19 V en la que tanto los reactivos como los productos se encuentran en las condiciones estándar, se pide: Calcular la constante de equilibrio. 2. Calcular el KPs del AgCl de una semipila compuesta por un electrodo de Ag sumergida en una solución de HCl 0,08 M, formándose una solución saturada de AgCl. Eo Ag+│Ag = + 0,80V. 3. A partir de los potenciales normales, calcular la constante de equilibrio correspondiente a la reacción: Sn(s) + Pb2+ � Sn2+ + Pb(s) Potenciales normales: Eo Sn2+│Sn = - 0,14V; Eo Pb2+│Pb = - 0,13V 4. Hallar la constante de la reacción entre el permanganato potásico y el ácido clorhídrico en medio ácido..

Eo MnO 4−│Mn2+ = + 1,51V; Eo Cl2│Cl¯ = + 1,36V.

5. Halle las constantes de estabilidad de los complejos: a) [ Cd(NH3)4]2+ (ion tetramin cadmio (II)) ; b) [Au (CN)2]- ( dicianoaurato (I)) Cd2+ + 4 NH3 � [ Cd(NH3)4]2+ Au+ + 2 CN- � [Au (CN)2]-

6. Los potenciales normales de los sistemas I2│2I¯ y H2AsO 4−│ H2AsO 3

− son, respectivamente, +0,54 y

+0,56 V. Calcular la constante de equilibrio de la reacción:

I2 + H2AsO 3− + H2O � 2I¯ + H2AsO 4

−+ 2H+

Indicar el sentido de la misma cuando [H+] = 10-7 M(disolución neutra) y [H+] = 10-3 M(disolución ácida). 7. Se forma una pila con un electrodo de cinc introducido en una disolución de ZnSO4 0,10 M y un electrodo de platino introducido en una disolución ácida con un pH = 3 de iones MnO 4

− y Mn2+ en la proporción

MnO 4− │Mn2+ = 100/1. Calcular el voltaje de la pila.

8. a) Calcular el potencial de la siguiente celda galvánica, indicando las reacciones que se producen en los electrodos: Pt │ Fe2+ (0,1M), Fe3+ (0,01 M) ║ MnO 4

− (0,1M), H+ ( 0, 1 M), Mn2+ (0,1M) │ Pt b) ¿A qué pH se invierte la celda galvánica si las demás concentraciones se mantienen constantes e iguales a las del punto a)? Eº( Fe3+│Fe2+) = 0,77 V; Eº (MnO 4

− │ Mn2+)= 1,51V

9. El valor de ∆Eo para la reacción: 2 H2O(l) + 2I2 (s) + 5 O2 (g) � 4 IO 3− (ac) + 4 H+(ac) es de 0,03 V.

¿Que valor de pH es necesario para que ∆E= 0,04V, si mantenemos el resto de las condiciones normales?


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EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS 1. Determine Kc a 25ºC para cada reacción en la dirección en que se encuentran escritas: a) Co(s) + Ni2+(ac) � Co 2+(ac) + Ni (s) b) 3 Au+(ac) � Au3+(ac) + 2 Au (s) c) H 2 O � H+(ac) + OH-(ac) Rta: a)10,4; b)1,66.1013; c)10-14

2. Calcule el producto de solubilidad de los compuestos: a) CuS(s) � Cu2+ (ac) + S2- (ac) b) Fe(OH)3 (s) � Fe+3 (ac) + 3 HO- (ac) c) Ag2CrO4(s) �2 Ag+(ac) + CrO4

2-(ac) Rta: a)5,15.10-38 ; b) 7,61.10-38; c) 1,37.10-12

3. Halle una expresión del potencial en función del pH, para las siguientes hemi-reacciones:

I) BrO 3− (ac)+6 H+(ac)+6 e-→ Br¯+3H 2O I) Ni(OH)2 (s)+2 e¯ →Ni(s)+2 OH¯(ac)

a) En I calcule el E a pH = 0 ; 7 y 14 ¿Cómo varía el poder oxidante del BrO 3− cuando el pH aumenta?

b) Determine en II el E a pH = 0 ; 7 y 14 ¿Cómo varía el poder reductor del Ni? Rta: I) a)1,44V; b)1,03V; c)0,61V . A mayor pH disminuye el poder oxidante del ion bromuro. II) a)0,138V; b)0,275V; c)0,688V . A mayor pH aumenta el poder reductor del níquel. 4. ¿En cuánto disminuirá el potencial del par MnO4

- | Mn2+ si se disminuye la concentración de protones desde 1 mol/L hasta 10-6 mol/L?¿Cómo relaciona esta variación de potencial con el cambio del poder oxidante del ion permanganato? Rta: disminuye de 1,51V a 0,94V. 5. a) Determine el potencial en medio básico: EºB del par MnO4

- | MnO2 , siendo E°A =1,69V, b) ¿en qué medio el ion permanganato es mejor agente oxidante? Rta: a) 0,59V; b) en medio ácido 6. Calcula el potencial del proceso: MnO2(s) + 4 H+(ac) + 2e¯ � Mn2+(ac) +2H2O ; cuando la [Mn2+] =0,10M y el pH=5 . Eº (MnO2 │ Mn2+)= 1,23V. Rta:

7. ¿Cuál es el valor para la semireacción: H2O(l) +HAsO2 (ac) � H3AsO4 (ac) + 2 H+(ac) +2 e¯ , cuando las concentraciones son: [HAsO2] = 0,10M ; [H3AsO4] = 0,050M ; [H+] = 10-6 M? Dato: Eo= -0,56V. Rta: -0,374V

8. Calcula el valor de E (H+ │ H2) para las siguientes condiciones: a) [H+] = 1 M ;

2HP = 1 atm; b) [H+] = 1 M ;2HP = 100 atm; c) [H+] = 0,01 M ;

2HP = 1 atm ;

d) [H+] = 0,01 M ; 2HP = 100 atm.

Rta: a)0,00V ; b) -0,059V; c) -0,059V; d) -0,118V.


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QUIMICA INORGANICA SERIE Nº 8: DIAGRAMAS DE FEM . POTENCIALES DE HEMIREACCIONES

1. Construya el diagrama de Latimer a partir de los potenciales de reducción para las siguientes reacciones del nitrógeno:

E ored (V)

1. N2H 5+ + 3H++ 2e- �� 2NH 4

+ 1,275

2. 2NH3OH++ H++ 2e- �� N2H 5+ + 2H2O 1,420

3. N2 + 2H2O + 4H++ 2e- ��2NH3OH+ -1,87

4. H2N2O2 +2H++ 2e- �� N2 + 2H2O 2,650

5. 2 NO + 2H+ + 2e- �� H2N2O2 0,712

6. HNO2 + H+ + e- �� NO + H2O 0,99

7. N2O4 + 2H+ + 2e- �� 2 HNO2 1,07

8. 2 NO 3− + 4H++ 2e- �� N2O4 + 2H2O 0,803

2. Con los siguientes datos, calcule: EºA: Pd4+ 1,60 Pd 2+ 0,99 Pd EºB: PbO2 0,28 PbO - 0,54 Pb

a) El EºA del par Pd4+ Pd . b) El EºB del par PbO2 Pb 3. Con los siguientes diagramas de FEM, determine:

EºA: MnO4- 0,56 MnO4

2- 2,26 MnO2 0,95 Mn3+ 1,51 Mn2+ - 1,18 Mn EºB : MnO4

- 0,56 MnO42- 0,60 MnO2 -0,20 Mn(OH)3 0,10 Mn(OH)2 - 1,55 Mn

a) El EºA del par MnO4- Mn2+

b) El EºB del par MnO42- Mn

c)¿Por qué el potencial del par MnO4- MnO4

2- tiene el mismo valor en medio ácido y en medio básico? d)¿En qué medio el MnO2 es mejor agente oxidante? e) Demuestre si el Mn3+ dismute en Mn2+ y MnO2 en medio ácido. f) Idem en medio básico. g) ¿En qué medio el MnO4

2- es menos estable? 4. Dados los siguientes diagramas de FEM: EºA: H3PO4 -0,28 H3PO3 -0,50 H3PO2 -0,51 P4 -0,06 PH3

EºB : PO43¯ -1,10 HPO3

2- -1,50 H2PO2¯ -2,05 P4 -0,89 PH3

a)¿Se desproporcionará el H3PO2 en disolución ácida en PH3 y H3PO4?b)Es estable el P4 en medio básico? c)El PH3 es agente oxidante o reductor?. De acuerdo a su elección en qué medio tendrá mayor poder? 5. A partir de los siguientes diagramas de FEM EºB: ClO2

- 0,66 ClO- 0,40 Cl2 1,36 Cl-

EºB : Cr(OH)3 -1,10 Cr(OH)2 -1,40 Cr a)Escriba la ecuación de la reacción espontánea cuando se trata una solución de hipoclorito con hidróxido de cromo (II) b)¿Es estable el Cl2 en medio básico? c)¿Oxidará el MnO2 al Cr en medio básico? 6. Dado el siguiente diagrama de FEM: EºA: IO3¯ 1,14 HIO 1,45 I2 0,54 I¯a) Escriba la reacción que se espera que ocurra cuando el yoduro de potasio se agrega lentamente a permanganato de potasio en medio ácido. b)En medio ácido ¿Cuál es más estable, el yodo ó el ácido hipoyodoso? c)Para realizar una reacción de oxidación elegiría ¿Cloro ó yodo? Justifique.


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EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS

1. Calcule ∆E° de la reacción más factible que ocurrirá cuando se tratan los reactivos NO y I2. Escriba la ecuación de la reacción más factible. EºB: NO2¯ - 0,46 NO 0,76 N2O ; EºB: IO¯ 0,45 I2 0,54 I¯

2. Observe el diagrama de Latimer para varias especies del cloro en medio basico:

Z +VII +V +III +I 0 -I ClO 4

− +0,36 ClO 3− . X . ClO 2

− +0,66 ClO − . Y . Cl2 +1,36 Cl

+0,50 . . +0,84 .

a) escriba las reacciones correspondientes a los potenciales que figuran con valores numéricos en el diagrama b) calcular el potencial de los pares: x: ClO 3

− │ ClO 2− ; y = ClO¯│ Cl2 ; z= ClO 4

− │ ClO¯

3. Dados los potenciales de reducción normales, en voltios, para las siguientes reacciones del uranio: E o

red (V)

1. UO 22

+ + e- �� UO 2+ 0,04

2. UO 22

+ + 4 H++ 2e- �� U4+ + 2H2O 0,33

3. U4++ e- �� U3+ -0,61

4. U3++ 3e- �� U -1,80

a) dibujar el diagrama de Latimer. b) calcular el potencial de los pares: x: UO 2

+ , H+│ U4+, H2O ; y = UO 22

+ , H+│ U, H2O

5. A continuación se muestra un diagrama de Latimer para un elemento metálico hipotético

M -2,03V M3+ +0,47 M4+ +1,15 MO2+ +0,93 MO2

2+

__________+1,01V .|__________________+1,04V_________|

a) Escribir el diagrama de reducción; b) ¿reaccionara M con Ag+? ; c) ¿podrá el hierro metálico reducir al catión M3+?; d) puede el Cl2 oxidar al catión M3+?; e) ¿puede el estaño metálico reducir al catión M4+?; f) ¿reaccionaran M4+ y MO 2

2+ ?; g) ¿desproporcionara espontáneamente MO 2

+ ?


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QUIMICA INORGANICA SERIE Nº 9: COMPUESTOS DE COORDINACIÓN

1 . Indique el número de coordinación en torno al metal y el número de oxidación del metal en cada uno de los complejos siguientes: a) Na2[CdCl4]b) K2[MoCl4O] c) [Co Cl2 (NH3)4]Cl d) [Ni(CN)5]3- e) K3[V(C2O4)3]f) [Zn(en)2]Br2

2. Dibuje la estructura de cada uno de los complejos siguientes: a) [AlCl4]b) [Ag(CN)2] c) [PtCl4(en)]2- d) trans-[Cr(NH3)4(H2O)2]3+ e) [Zn(NH3)4]2+ f) cis-[Co (NO2)2(en)2]+

g) [Ru Cl5 (H2O)]2-

h) trans-[Pt(Br)2 (NH3)2]

3. Asigne el nombre de cada uno de los complejos citados en los ejercicios 1 y 2. 4. Indique el nombre de cada uno de los complejos siguientes: a) [Ni(H2O)6]Br2

b) K[Ag(CN)2]c) [Cr(NH3)4Cl2]ClO4

d) K3[Fe(C2O4)3]e) [Co(en)(NH3)2Br2]Cl f) [Pd(en)][Cr(NH3)2Br4]2

5. Escriba la fórmula de cada uno de los compuestos siguientes, sin olvidar el uso de paréntesis cuadrados para indicar la esfera de coordinación: a. nitrato de hexaaminocromo(III) b. sulfato de teraaminocarbonatocobalto(III) c. bromuro de diclorobis(etilendiamino)platino(IV) d. diacuatetrabromovanadato(III) de potasio e. Tetrayodomercurato(II) de bis(et i lendiamíno)cinc(II) 6. Los ligandos polidentados pueden variar en cuanto al número de posiciones de coordinación que ocupan. En cada uno de los siguientes complejos, identifique el ligando polidentado presente e indique el número probable de posiciones de coordinación que ocupa: a. [Cr(C2O4)(H2O)4]Br b. [Cr(EDTA)(H2O)]-

c. [Zn(en)2](ClO4)2

7. Indique el número de coordinación probable del metal en cada uno de los complejos siguientes: a. [Cd(en)2]Br2

b. K2[HgBr4]c. [Ce(EDTA)] 9.- El Pt(II) forma dos complejos estructuralmente diferentes: i) [Pt(NH3)3Cl]Cl.3H2O y ii) [Pt(CN)2(NO2)Cl]2-

a) Nombrar ambos complejos, b) ¿Qué tipo de isomería puede presentar cada uno? 10.- Dados los siguientes iones y/o ligandos: Fe(III), Pt(IV), Cu(II), CN¯, H20, Cl¯, NH3.a) Armar tres especies o iones complejos y nombrarlas, b) Escribir las expresiones de Ki de cada uno de ellos, c) Armar dos isómeros cualesquiera, nombrarlos y clasificarlos.


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POTENCIALES NORMALES DE REDUCCION MEDIO ACIDO (pH = 0)

Oxidante + ne- �� Reductor [ ]VEro

6. F2 + 2e- � 2F- 2,87

7. S2O82- + 2e- � 2 SO4

2- 2,01

8. Co3+ + e- � Co2+ 1,82

9. Pb4+ + 2e- � Pb2+ 1,80

10. H2O2 + 2H+ + 2e- � 2 H2O 1,77

11. NiO2 + 4H+ + 2e- � Ni2+ + 2H2O 1,70

12. MnO4- + 4H+ + 3e- � MnO2 + 2H2O 1,69

13. PbO2+SO42-+4H++2e-�PbSO4+

2H2O1,69

14. Au+ + e- � Au 1,68

15. 2 HClO + 2H+ + 2e- � Cl2 + 2 H2O 1,63

16. NaBiO3+6H++2e-�Bi3++Na+ +3H2O

1,60

17. MnO4- + 8H+ + 5e- � Mn2+ + 4H2O 1,51

18. Au3+ + 3e- � Au 1,50

19. ClO3- + 6H+ + 5e- � ½ Cl2 + 3H2O 1,47

20. BrO3- + 6H+ + 6e- � Br- + 3H2O 1,44

21. Cl2 + 2e- � 2Cl- 1,36

22. Cr2O72-+14H+ + 6e- � 2Cr3+ +

7H2O1,33

23. Au3+ + 2e- � Au+ 1,29

24. MnO2 + 4H+ + 2e- � Mn2+ + 2H2O 1,23

25. O2 + 4H+ + 4e- � 2H2O 1,23

26. Pt2+ + 2e- � Pt 1,20

27. IO3- + 6H+ + 5e- � ½ I2 + 3H2O 1,20

28. ClO4- + 2H+ + 2e- � ClO3

- + H2O 1,19

29. Br2 + 2e- � 2Br- 1,08

30. AuCl4 - + 3e- �Au + 4Cl- 1,00

31. Pd2+ + 2e- � Pd 0,99

32. NO3- + 4H+ + 3e- � NO + 2H2O 0,96

33. NO3- + 3H+ + 2e- � HNO2 + H2O 0,94

34. 2Hg2+ + 2e- � Hg22+ 0,92

35. Hg2+ + 2e- � Hg 0,86

36. Ag+ + e- � Ag 0,80

37. Hg22+ + 2e- � 2Hg 0,79

38. Fe3+ + e- � Fe2+ 0,77

39. SbCl6 - + 2e- �SbCl4 - + 2Cl- 0,75

40. O2 + 2H+ + 2e- � H2O2 0,68

41. PtCl62 - + 2e- � PtCl42 - + 2Cl- 0,68

42. I 2 + 2e- �2I - 0,54

43. Cu+ + e- � Cu 0,52

44. S2O32- + 6H+ + 4e- � 2S + 3H2O 0,46

45. SO2 + 4H+ + 4e- �S + 2H2O 0,45

46. 2SO2 + 4H+ + 4e- � S2O32- + H2O 0,43

47. Cu2+ + 2e- �Cu 0,34

48. SO42- + 8H+ + 6e- � S + 4H2O 0,34

49. Hg2Cl2 + 2e- � 2Hg + 2Cl- 0,27

50. AgCl + e- � Ag + Cl - 0,22

51. SO42- + 4H+ + 2e- �SO2 + 2H2O 0,20

52. SO42- + 4H+ + 2e- �H2SO3 + H2O 0,17

53. Cu2+ + e- � Cu+ 0,15

54. Sn4+ + 2e- � Sn2+ 0,15

55. S + 2H+ + 2e- � H2S 0,14

56. SO42- + 4H+ + 2e- � 2SO2 + 2H2O 0,12

57. AgBr + e- � Ag + Br - 0,10

58. S4O62- + 2e- � 2S2O3

2- 0,08

59. 2H+ + 2e- � H2 0,00

60. Fe3+ + 3e- � Fe – 0,04

61. Pb2+ + 2e- � Pb – 0,13

62. Sn2+ + 2e- �Sn – 0,14

63. AgI + e- � Ag + I - – 0,15

64. Ni2+ + 2e- � Ni – 0,25

65. H3PO4 + 2H+ + 2e- �H3PO3 + H2O – 0,28

66. Co2+ + 2e- � Co – 0,28

67. PbSO4 + 2e- � Pb + SO42- – 0,36

68. Se + 2H+ + 2e- � H2Se – 0,40

69. Cd2+ + 2e- � Cd – 0,40

70. Cr3+ + e- � Cr2+ – 0,41

71. Fe2+ + 2e- � Fe – 0,44

72. Cr3+ + 3e- �Cr – 0,74

73. Zn2+ + 2e- � Zn – 0,76

74. Cr2+ + 2e- �Cr – 0,91

75. ZnS + 2H+ + 2e- � Zn + H2S – 0,96

76. FeS + 2e- � Fe + S2- – 1,01

77. Mn2+ + 2e- � Mn – 1,18

78. CdS + 2e- � Cd + S2- – 1,21

79. ZnS + 2e- � Zn + S2- – 1,44

80. Al3+ + 3e- �Al – 1,66

81. Mg2+ + 2e- � Mg – 2,37

82. Na+ + e- � Na – 2,71

83. Ca2+ + 2e- � Ca – 2,87

84. Sr2+ + 2e- � Sr – 2,89

85. Ba2+ + 2e- � Ba – 2,90

86. Rb+ + e- � Rb – 2,92

87. K+ + e- � K – 2,93

88. Li+ + e- �Li – 3,05


28

POTENCIALES NORMALES DE REDUCCION MEDIO BASICO (pH =14)

Oxidante + ne- �� Reductor [ ]VEro

1. ClO- + H2O + 2e- �Cl- + 2OH- 0,89

2. H2O2 + 2e- � 2OH- 0,88

3. ClO3- + 3H2O + 6e- �Cl- + 6OH- 0,62

4. MnO4- + 2H2O + 3e- � MnO2 + 4OH- 0,59

5. MnO4- + e- � MnO4

2- 0,56

6. NiO2 + 2H2O + 2e- � Ni(OH)2 +2OH-

0,49

7. IO- + H2O + 2e- � I - + 2OH- 0,49

8. Ag2CrO4 + 2e- � 2Ag + CrO42- 0,45

9. O2 + 2H2O + 4e- � 4OH- 0,40

10. ClO4- + H2O + 2e- � ClO3

- + 2OH- 0,36

11. Ag2O + H2O + 2e- � 2Ag + 2OH- 0,34

12. IO3- + 3H2O + 6e- � I - + 6OH- 0,29

13. 2NO2- + 3H2O + 4e- � N2O + 6OH- 0,15

14. N2H4 + 2H2O + 2e- � 2NH3 + 2OH- 0,10

15. Co(NH3)63+ + e- � Co(NH3)6

2+ 0,10

16. HgO + H2O + 2e- � Hg + 2OH- 0,10

17. S4O62- + 2e- � 2S2O3

2- 0,08

18. NO3- + H2O + 2e- � NO2

- + 2OH- 0,01

19. MnO2+2H2O+2e- � Mn(OH)2 + 2OH- – 0,05

20. O2 + 2H2O + 2e- � H2O2 + 2OH- – 0,076

21. CrO42-+4H2O+3e- � Cr(OH)3 + 5OH- – 0,12

22. CrO42-+4H2O+3e-� Cr(OH)4

- + 4OH- – 0,12

23. Cu(OH)2 + 2e- � Cu + 2OH- – 0,22

24. Ag(CN)2- + e- � Ag + 2CN- – 0,31

25. Hg(CN)42- + 2e- � Hg + 4CN- – 0,37

26. S + 2e- � S2- – 0,48

27. Fe(OH)3 + e- � Fe(OH)2 + OH- – 0,56

28. Cd(NH3)42+ + 2e- � Cd + 4NH3 – 0,59

29. Au(CN)2- + e- � Au + 2CN- – 0,60

30. CoCO3 + 2e- � Co + CO32- – 0,64

31. Ni(OH)2 + 2e- � Ni + 2OH- – 0,688

32. Ag2S + 2e- � 2Ag + S2- – 0,69

33. Fe(OH)3 +3e- � Fe + 3OH- -0 ,77

34. CuS + 2e- � Cu + S2- – 0,76

35. 2H2O + 2e- � H2 + 2OH- – 0,826

36. 2NO3- + 2H2O + 2e- � N2O4 + 4OH- – 0,85

37. Fe(OH)2 + 2e- � Fe + 2OH- – 0,88

38. Se + 2e- � Se2- – 0,92

39. SO42- + H2O + 2e- � SO3

2- + 2OH- – 0,93

40. SnS + 2e- � Sn + S2- – 0,94

41. PbS + 2e- � Pb + S2- – 0,95

42. FeS + 2e- � Fe + S2- – 1,01

43. Cd(CN)42- + 2e- � Cd + 4CN- – 1,03

44. Zn(NH3)42+ + 2e- � Zn + 4NH3 – 1,03

45. ZnCO3 + 2e- � Zn + CO32- – 1,06

46. Cr(OH)3 + e- � Cr(OH)2 + OH- – 1,10

47. N2 + 4H2O + 4e- � N2H4 + 4OH- – 1,15

48. CdS + 2e- � Cd + S2- – 1,21

49. Zn(OH)42- + 2e- � Zn + 4OH- – 1,22

50. Zn(OH)2 + 2e- � Zn + 2OH- – 1,25

51. Zn(CN)42- + 2e- � Zn + 4CN- – 1,26

52. Cr(OH)3 + 3e- � Cr + 3OH- – 1,30

53. ZnS + 2e- � Zn + S2- – 1,44

54. MnCO3 + 2e- � Mn + CO32- – 1,48

55. Mn(OH)2 + 2e- � Mn + 2OH- – 1,55

56. SiO32- + 3H2O + 4e- �Si + 6OH- – 1,70

57. U(OH)3 + 3e- � U + 3OH- – 2,17

58. Al(OH)4- + 3e- � Al + 4OH- – 2,35

59. Th(OH)4 + 4e- �Th + 4 OH- – 2,48

60. Sc(OH)3 + 3e- � Sc + 3OH- – 2,60

61. Mg(OH)2 + 2e- � Mg + 2OH- – 2,69

62. La(OH)3 + 3e- � La + 3OH- – 2,90

63. Ca(OH)2 + 2e- � Ca + 2OH- – 3,03

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QUÍMICA INORGÁNICA - ecaths1.s3. · PDF file2 INFORMACION ACADEMICA: ... NUMERO DE EXAMENES PARCIALES: 3 (TRES), con su respectivo recuperatorio y ... TERCER PARCIAL: