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Índice general
1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA 3
2. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS 5
3. ENLACE QUÍMICO 11
4. FUERZAS INTERMOLECULARES 17
5. PROPIEDADES DE LOS GASES 21
6. SÓLIDOS Y LÍQUIDOS 25
7. DISOLUCIONES 29
8. PROPIEDADES COLIGATIVAS 31
9. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA 33
10. SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TEMODINÁMICA 35
11. EQUILIBRIO QUÍMICO 37
12. CINÉTICA QUÍMICA 39
13. EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE 41
14. EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Y COMPLEJACIÓN 43
1
2
15. CÉLULAS GALVÁNICAS Y EQUILIBRIO REDOX 45
Capıtulo 1INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA
1. La masa del Li que aparece en la tabla periódica es 6.941 u. Si las masas de los dos únicos isótopos naturales,
Li-6 y Li-7, son 6.01513 u y 7.01601 y, respectivamente, ¿cuáles son las abundancias naturales de cada uno de
los dos isótopos?
3
4 CAPÍTULO 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA
Capıtulo 2ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS
ÁTOMOS
1. A) La configuración electrónica del estado fundamental del B es 1s22s22p1. (i) Obtén el número de electrones
de otro átomo del mismo grupo y del cuarto periodo. (ii) Explica cuáles de los siguientes valores podrían ser
posibles para la carga efectiva que siente el electrón 2p1 del átomo de boro y cuál de ellos es el más aproximado:
0.5, 1.5, 2.5, 3.5, 5.5. ¿Cuál sería el apantallamiento en ese caso?.
B) La siguiente lista contiene de forma desordenada los valores en (KJ/mol) de las primeras energías de ioniza-
ción de los átomos de Mg(Z=12), Al(Z=13) y Si(Z=14): 786.5, 737.7 y 577.6. Ordénalos y justifica brevemente
tu respuesta.
C) Las afinidades electrónicas de los átomos de Li(Z=3) y Be(Z=4) tienen signos opuestos. Explícalo.
2. A) La radiación emitida por un cuerpo caliente supuso a finales del siglo XIX un fenómeno controvertido pues
la concepción de la física clásica no podía explicar los resultados experimentales.
(a) Haz una representación gráfica de la intensidad de la radiació emitida por un cuerpo caliente frente a la
logitud de onda a dos temperaturas diferentes señalando la región en donde aparecían esas discrepancias.
(b) Escribe las expresiones de las dos Leyes que surgen del comportamiento observado: (i) cómo cambia la
intensidad total emitida con la temperatura y (ii) cómo se relaciona con al temperatura la logitud de onda
correspondiente a la máxima intensidad observada.
B) ¿Por qué razón para resolver la ecuación de Schrödinger del átomo de H se utilizan coordenadas esféricas
polares? ¿Qué nombre recibe la función Ψ en este caso y qué forma general tiene? Comenta cómo pueden ser
las superficies nodales de Ψ para el átomo de hidrógeno. Pon ejemplos.
5
6 CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
3. A) Para acceder a la información de un sistema microscópico debe resolverse la ecuación de Schrödinger,
Hψ = Eψ. Di lo que representa cada uno de los símbolos que aparecen en esta ecuación y explica el significado
de |ψ(x, y, z)|2.
B) Considera los siguientes elementos e iones, 147 N3−, 19
9 F−, 20
10Ne,2713Al
3+.
(i) Di cuántos electrones tiene cada uno y ordénalos según su tamaño. Explica brevemente la respuesta.
(ii) Define energía de ionización y asigna a cada una de las tres primeras energías sucesivas de ionización del
magnesio (Z=12) uno de los valores siguientes: 1451, 738 y 7733 kcal/mol. Comparativamente, ¿cómo serían
los valores para las tres primeras energías de ionización del Al?.
4. (a) Enuncia el principio de aufbau (llenado electrónico de orbitales), el principio de exclusión de Pauli y la Regla
de Hund. Ilustra estos principios utilizando la configuración electrónica del estado fundamental del átomo de
P(Z=15).
(b) De los siguientes conjuntos de números cuánticos (n, l,m,ms) identifica los que están prohibidos para un
electrón en un átomo y explica por qué no son válidos: (i) (2,2,-1,1/2); (ii) (6,0,0,1/2); (iii) (5,4,-5,1/2); (iv)
(3,3,-4,-1/2).
5. Ordenar, por orden creciente de radios, los siguientes átomos o iones (justifica brevemente la respueta): Br,
Li+, I−, Se, Br−.
6. Compara los elementos flúor y cloro con respecto a las propiedades siguientes (explicando las diferencias entre
los dos elementos):
(a) Configuración electrónica.
(b) Primera energía de ionización.
(c) Afinidad electrónica.
(d) Radio atómico.
7. (a) ¿Cuáles son los números cuánticos empleados para identificar un orbital atómico? ¿con qué propiedad del
electrón se relacionan cada uno de ellos?.
(b) Identificar los grupos de cuatro números cuánticos (n, l,m,ms) que no pueden existir en un átomo y explicar
por qué no:
(i) (4,2,-1,+1/2); (ii) (5,0,-1,+1/2); (iii)(4,4,-1,+1/2).
(c) Para el átomo de hidrógeno, ordena los siguientes orbitales en orden decreciente de energía (es decir, primero
los más estables): 4f, 6s, 3d, 1s, 2p.
7
8. Para conocer los estados y las energías de un sistema microscópico es necesario resolver la ecuación Hψ = Eψ.
(i) Explica el significado de los símbolos de esta ecuación.
(ii) Indica razonadamente cuáles son las variables más apropiadas para escribir ψ en el átomo de hidrógeno.
Escribe los números cuánticos de un orbital que tenga dos nodos radiales.
9. Para obtener el primer potencial de ionización de un átomo podemos hacer uso de esta expresión aproximada:
I = hRZ2ef
n2(2.1)
(i) Explica el significado de Zef . ¿Cuál es el valor de Zef y de n del único átomo para el que esta expresión de
I es exacta?.
(ii) Indica cuál es la evolución general de I a lo largo de la secuencia de átomos del tercer periodo: Na, Mg, Al,
Si, P,S,Cl y Ar. ¿Es Zef (3s) mayor o menor que Zef (3p)?
(iii) Explica brevemente por qué Zef para el electrón del orbital 3p es mayor en el P que en el S.
10. Explica en qué consiste el sistema conocido como partícula en una caja unidimensional. Dibuja la función
de onda de uno de sus estados excitados inicando el número de nodos y una región donde la probabilidad de
encontrar la partícula sea alta.
11. (a) Explica brevemente el origen de una línea en un espectro atómico.
(b) Describe los números cuánticos empleados para identificar un orbital atómico indicando con qué propiedad
del orbital se relacionan cada uno de ellos.
(c) Indica que significa el término, apantallamiento de electrones, en un átomo. Utiliza el átomo de Li como
ejemplo y explica cómo influye este proceso en al energía de los electrones en un átomo.
12. (a) Ordena según sus radios crecientes: Br, Mg, Mg2+, Ca, Cl, Br− (justifica la respuesta)
(b) Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas: 1s22s22p6 y 1s22s22p63s1. La primera ener-
gía de ionización de uno de ellos es de 2080 kJ/mol y la del otro es de 496 kJ/mol. Asigna cada uno de los valores
de energía de ionización a cada una de las configuraciones electrónicas reseñadas. Justifica la elección. Predecir
el orden de los valores (mayores o menores) de las segundas energías de ionización de cada átomo.
13. (a) En el caso de iones isoelectrónicos, ¿los aniones serán mayores o menores que los cationes? Justifica la
respuesta.
(b) ¿Qué átomo tendrá una segunda energía de ionización mayor, el litio o el berilio? Justifica la respuesta.
14. (a) ¿Qué significa el término, apantallamiento de electrones, en un átomo?. Utiliza el átomo de litio como
ejemplo y explica cómo influye este proceso en la energía de los electrones dentro del átomo.
8 CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
(b) La diferencia entre la tercera y la cuarta energía de ionización del escandio es mucho más grande que la
diferencia entre la tercera y la cuarta energía de ionización del titanio. ¿Por qué?. Datos: Li(Z=3); Sc(Z=21);
Ti(Z=22)
15. (a) Considera los orbitales 2s, 2p y 4d del átomo de hidrógeno. Dibuja cualitativamente las partes radiales y las
funciones de distribución radial de cada uno de ellos. Di cuántas y cómo son las superficies nodales de esos
orbitales.
(b) A continuación se dan dos propiedades atómicas del elementeo fósforo. Estima si estas propiedades son
mayores o menores con respecto al fósforo para los elementos de la tabla adjunta.
Elemento Radio atómico 1a Energía de ionización
P 110 pm 1012 kJ/mol
N
Se
Cl
16. Una partícula de masa m se mueve en una caja unidimensional de longitud a. Sabiendo que las expresiones para
las funciones de estado y los niveles energéticos de este sistema son, respectivamente,ψn = (2/a)1/2sen[nπx/a]
y En = n2h2/8ma2, responde a las siguientes cuestiones:
(a) Dibuja cualitativamente la función de estado y la función de densidad de probabilidad para n=2 y n=4 indi-
cando las coordenadas de los puntos en los que aparecen los nodos y los máximos y mínimos.
(b) Justifica si la probabilidad de encontrar a la partícula entre a/4 y 3a/4 es mayor, menor o igual en el estado
n=2 o en el estado n=4.
(c) Calcula la longitud de onda del fotón que absorbe la partícula al pasar del estado n=2 al estado n=4.
Datos: m = 2x10−28 Kg; a = 10−10 m; h = 6,626x10−34Js; c = 3x108 m/s.
17. En las siguientes series de elementos o compuestos, uno de ellos no sigue la tendencia periódica de la propiedad
que se indica. Indica cuál es, razonando la respuesta:
(a) Carga nuclear efectiva (Zef ) para el electrón de valencia más externo: H(Z=1), He(Z=2), Li(Z=3), Be(Z=4).
(b) Primera energía de ionización: P(Z=15), S(Z=16), Cl(Z=17), Ar(Z=18).
(c) Punto de fusión: NH3, PH3, AsH3, SbH3.
18. a) Las energías de los niveles del ion Li2+ siguen la siguiente expresión: En = −RhZ2
n2 ; R = 3,29x1015 s−1
es la constante de Rydberg y h = 6,626x10−34 Js es la constante de Planck. Calcula la longitud de onda del
fotón absorbido cuando un electrón del ion Li2+ pasa del estado fundamental al orbital 3s.
9
b) Define afinidad electrónica y explica cómo varía de izquierda a derecha en un periodo y al ascender en un
grupo. ¿Cómo se puede explicar que la afinidad del nitrógeno sea inferior a la del carbono?.
19. a) Dibuja cualitativamente en una misma gráfica las funciones de distribución radial y de densidad de probabi-
lidad de los orbitales 2s, 3d y 4p del átomo de hidrógeno. Debes indicar el número de nodos de cada función y
la posición relativa de sus máximos.
b) Explica la variación de la primera energía de ionización de los elementos del tercer periodo que se observa
en el diagrama. Indica a qué es debido la tendencia general observada y comenta las excepciones. ¿Cómo sería
el perfil de la curva para las segundas energías de ionización de este grupo?
20. Una partícula de masas m se mueve en una caja unidimensional de longitud a. Sabiendo que las expresiones
para las funciones de estado y los niveles energéticos de este sistema son respectivamente ψn(x)0√
2asen
nπxa
y En = n2h2
8ma2, responde a las siguientes cuestiones:
a) Dibuja cualitativamente la función de estado y la función de densidad de probabilidad para n=3 indicando
los puntos en los que aparecen los nodos y los máximos y mínimos.
b) La probabilidad de encontrar a la partícula entre a/6 y a/2 en el estado n=3 es 1/3. Justifica este resultado a
partir de los dibujos del apartado a), e indica cuál es la probabilidad de encontrar a la partícula en el intervalo
10 CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
[a/6,a/3] en este estado.
c) Calcula la frecuencia del fotón que absorbe la partícula cuando pasa de su estado fundamental al estado n=3.
Datos: m = 2x10−28 kg; a = 10−8 m; h = 6,6261x10−34 Js
21. Considera el átomo con número atómico 34.
a) Escribe los valores de los números cuánticos n,l,m y ms de los electrones de su capa de valencia.
c) Compara su radio atómico, primer potencial de ionización y afinidad electrónica con los valores de estas
propiedades en los átomos con números atómicos 15 y 35. Justifica tu respuesta en términos de configuraciones
electrónicas.
Capıtulo 3ENLACE QUÍMICO
1. A) Escribe la estructura de Lewis de las moléculas ó iones NO−3 , H2SO4, HCO−
3 , y NaN3. Incluye
estructuras resonantes e indica las cargas formales cuando sea preciso.
B) Indica la geometría electrónica, AXmEn, la geometría molecular y la hibridación del átomo central de las
moléculas siguientes: CO2; Cl2SO y Cl2SF2.
C) Considera la molécula plana H2C = C = CF2. Señala la hibridación que presentan los tres átomos de
carbono. Determina todos los enalces σ y π entre los átomos de la molécula indicando los orbitales híbridos o
no que participan en cada uno de ellos. ¿Cuál es el ángulo C=C=C? Explica si el ángulo H-C=C es mayor o
menor de 120o. Explica si el ángulo H-C-H es mayor o menor que el ángulo F-C-F.
2. ¿Qué molécula de cada una de las parejas siguientes tiene enlaces con mayor carácter iónico: HCl ó HBr, KF ó
CF4, MgH2 ó CaH2?
3. Calcula el tanto por ciento que ocupan los átomos (esféricos) de una celda cúbica simple.
4. Considera las siguientes moléculas e iones: NCO−, SF4, NaH2PO4.
(a) Representa sus estructuras de Lewis. Indica las cargas formales y estructuras resonantes para el NCO−.
(b) Usa la teoría de la repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR) para predecir las
formas geométricas de las tres especies químicas del enunciado.
(c) Indica la hibridación del átomo central (señalado en negrita en cada caso).
(d) Las longitudes de enlace para O+2 , O2, O
−2 y O2−
2 son 112, 121, 128 y 149 pm, respectivamente. Justifica
esta secuencia utilizando la teoría de orbitales moleculares.
5. Escribe la fórmula desarrollada, el valor de los ángulos de enlace y la estructura de Lewis de una molécula de
11
12 CAPÍTULO 3. ENLACE QUÍMICO
fórmula C3H4 sabiendo que un átomo de carbono tiene hibridación sp, los otros dos átomos de carbono tienen
hibridación sp2 y que no todos los átomos están en el mismo plano. Justifica tu respuesta.
6. Para las siguientes moléculas o iones, [SO3]2−, HNO3 y NH2OH:
(a) Dibuja las estructuras de Lewis asignando las cargas formales a los átomos que las soporten y las estructuras
resonantes en caso de que sea necesario.
(b) Explica la geometría del átomo central en cada una de ellas utilizando la teoría de la repulsión entre pares
de electrones de la capa de valencia (RPECV).
7. Dibuja el diagrama de orbitales moleculares para el ion cianuro, CN−. Calcula el orden de enlace y compáralo
con el resultado obtenido al representar la estructura de Lewis de este ión.
8. Representa la estructura de Lewis y predice la geometría molecular de la molécula de SO3. Determina la
hibridación del átomo central. ¿Se esperaría que la molécula de SO3 presente un enlace π deslocalizado?
Justifica la respuesta.
9. Justifica, de acuerdo con la teoría de orbitales moleculares, el carácter paramagnético del oxígeno.
10. Considera las moléculas e iones: POCl3, SF2Br2, CS2, (NH4)2HPO4, NO−3 .
(a) Representa sus estructuras de Lewis, indica sus formas geométricas y las hibridaciones de sus átomos cen-
trales (en negrita).
(b) Dibuja las estructuras resonantes e indica las cargas formales para el (HPO4)2− y el NO−
3
11. (a) Escribir las estructuras de Lewis posibles que describen a las siguientes moléculas ó iones:HNO3, NCN2−, PO3−
4 ,
indicando, allí donde sea apropiado debido a la existencia de distintas estructuras resonantes, la estructura más
estable. Justifica la respuesta.
(b) Predecir la polaridad de las siguientes moléculas (justifica la respuesta): BF3, NH3, CF4, SF4.
(c) ¿En cuál de estas moléculas CF4 o SF4 el ángulo real de enlace se aproxima más al ángulo ideal predicho
por la teoría RPECV? Justifica la respuesta.
12. Describir la molécula de ácido fórmico (HCOOH) en términos de orbitales híbridos, geometría molecular (an-
gulos de enlace) e indicando los enlaces σ y π que existen (según la teoría del enlace de valencia).
13. Dibuja el diagrama de orbitales moleculares para el ión NO+. Escribe la configuración electrónica de este ión.
Indica cuál es el orden de enlace y predice su caracter para- o diamagnético. Justifica la respuesta.
13
14. (a) A la luz de las estructuras de Lewis posibles de las especies químicas SO3 y SO2−3 , ¿cuál de las dos tendrá
los enlaces azufre-oxígeno más cortos?.
(b) La molécula de PF3 tiene un momento dipolar de 1.03 D, pero el BF3 tiene un momento dipolar igual a
cero. ¿Cómo puede explicar esa diferencia?.
15. Considere la molécula de CH3CN . Describa la hibridación en cada uno de los átomos de carbono, determine
el número total de enlaces σ y π de la molécula y prediga los ángulos de enlace alrededor de cada átomo de
carbono.
16. A partir del orden de enlace obtenido mediante la teoría de orbitales moleculares. ¿cuál de las siguientes especies
CO+, CO y CO− es de esperar que tenga la longitud de enlace más pequeña?
17. (a) Escribir las estructuras de Lewis posibles que describen a las siguientes moléculas ó iones:BrO−3 ,NCS− y
SF6, indicando, allí donde sea apropiado debido a la existencia de distintas estructuras resonantes, la estructura
más estable. Justifica la respuesta.
(b) Predecir la polaridad de las siguientes moléculas (justifica la respuesta): BrCl, SO2 y SF6.
18. Describa cómo se forman los enlaces del formaldehído (H2CO) en términos de los solapamientos de orbitales
hibridados y no hibridados apropiados.
19. A la vista del diagrama de orbitales moleculares para la molécula de C2, prediga su carácter para- o diamagné-
tico. ¿coincide dicha predicción con la que se obtendría utilizando la teoría del enlace de valencia? Justifica la
respuesta.
20. Para las siguientes moléculas: AlCl3, SO2, H3PO4.
(a) Representa sus estructuras de Lewis. Indica las cargas formales y estructuras resonantes para el H3PO4.
(b) Usa la teoría de la repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR) para predecir las
formas geométricas de las tres especies químicas del enunciado.
(c) Indica cuál es la hibridación del átomo central (señalado en negrita en cada caso).
(d) Explica, de acuerdo con la estructura que has propuesto, cuál de las tres moléculas anteriores es un ácido
diprótico, un ácido de Lewis o una base de Lewis.
21. Considera las siguientes moléculas e iones (en negrita el átomo central): XeF4, SO2 y ClF3.
(a) Representa sus estructuras de Lewis, nomenclatura AXmEn, indica sus formas geométricas y las hibrida-
ciones de us átomos centrales.
(b) Dibuja las posibles estructuras resonantes indicando la posición de las cargas formales para el HSO−4 y
14 CAPÍTULO 3. ENLACE QUÍMICO
OCN−.
(c) Escribe la estructura de enlacese del propeno (CH3CH = CH2) según la teoría de enlace de valencia.
Compara los ángulos de enlace con los del 1,1-difluoropropeno (CH2CH = CF2)
22. La energía de ionización del sodio es 496 kJ/mol y la afinidad electrónica del cloro es -349 kJ/mol. La energía
del proceso: Na(g) + Cl(g) → NaCl(s) es -642 kJ/mol. ¿Cuál es la energía de red del NaCl? Justifica si en
valor absoluto la energía de red del NaBr es mayor o menor.
23. a) Escribe las estructuras de Lewis e indica las geometrías electrónicas, las geometrías moleculares y las hibri-
daciones de los átomos centrales de las siguientes moléculas o iones: PCl3Br2; [SO3H]−; XeF2 y F2SO.
b) Escribe dos formas resonantes para la molécula de F2SO inicando cuál es la que más predomina atendiendo
a sus cargas formales. En la molécula de F2SO se han encontrado los siguientes ángulos de enlace: F-S-F 92.8o,
F-S-O 106.8o. Explica estos datos y compara el ángulo F-S-F con el FSeF de la molécula análoga F2SeO.
c) Escribe la estructura de enalces del ion acetato, [CH2CO2]−, según la teoría del enlace de valencia e indica
razonadamente cuántas distancias C-O distintas se pueden encontrar en este ion.
24. a) Representa las estructuras de Lewis, sus formas geométricas y la hibridación del átomo central para los
siguientes iones o moléculas: SO2, NO2, ion sulfato, ion I−3 . Incluye la asignación de cargas formales sobre
cada átomo.
b) Utiliza las estructuras de Lewis (incluidas las cargas formales) de los esqueletos moleculares (C−N −S)−,
(C − S − N)− y (N − C − S)−, para determinar cuál es la disposición atómica más razonable para el ion
isotiocianato.
c) Describe la geometría de la molécula de ozono mediante la teoría de la repulsión de electrones de la capa de
valencia.
25. Los siguientes sólidos cristalizan en la estructura de cloruro de sodio: NaF, MgS, KCl, MgO. Ordénalos según
sus energías de red. ¿Qué criterios utilizas para ordenarlos?.
26. a) Representa las estructuras de Lewis, sus formas geométricas y la hibridación del átomo central para las
moléculas siguientes: XeF4O, SCl4, anión nitrato y ozono. Incluye la asignación de cargas formales sobre
cada átomo.
b) El ácido fosforoso H3PO3 es un ácido diprótico, mientras qeu el ácido fosfórico H3PO4 es triprótico.
Propón estructuras de Lewis para estos ácidos que expliquen estos hechos.
27. a) La energía de ionización del sodio es 496 kJ/mol y la afinidad electrónica del cloro es -349 kJ/mol. La energía
15
del proceso: Na(g) + Cl(g) → NaCl(s) es -642 kJ/mol. ¿Cuál es la energía de red del NaCl?. Justifica si en
valor absoluto la energía de red del NaBr es mayor o menor.
16 CAPÍTULO 3. ENLACE QUÍMICO
Capıtulo 4FUERZAS INTERMOLECULARES
1. ¿Qué compuesto de cada una de las siguientes parejas tiene un mayor punto de fusión: KCl ó SCl2, Kr ó K,
C(grafito) ó S8, CCl4 ó SiO2?
2. Dos isómeros de fórmula molecular C8H18 tienen puntos de fusión de 100oC y -57oC, y puntos de ebullición
de 106oC y 126oC, respectivamente. Propón una estructura molecular para cada uno de los isómeros y justícala.
3. Escribe las estructuras de los tres compuestos isómeros de fórmula C3H8O y explica razonadamente:
(a) ¿Cuál (o cuáles) de los compuestos tiene mayor punto de ebullición?
(b) ¿Cuál (o cuales) de los compuestos tiene mayor presión de vapor?
(c) Compara la solubilidad en agua de estos compuestos.
4. Indica qué tipo de fuerzas de atracción se deben superar para: (a) Disociar una molécula de hidrógeno en sus
átomos; (b) Hervir agua; (c) Fundir el yodo sólido; (d) Disolver cloruro de sodio en agua; (e) Disolver ácido
acético en éter.
5. (a) Ordena los siguientes compuestos según el punto de ebullición esperado y justifica la respuesta: bromoben-
ceno, benceno, fenol, clorobenceno.
(b) Elige (explicando el criterio seguido) en cada uno de los siguientes pares, la sustancia de mayor punto de
fusión: CCl4/SiCl4; Ar/Xe; NH3/PH3; O2/NO.
6. Clasifica las siguientes sustancias HCCl3, CBr4 y CH4 en orden creciente de (a) polaridad, (b) intensidad de
las fuerzas de dispersión de London y (c) punto de ebullición. Justifica la respuesta.
7. (a) El n-butanol,CH3CH2CH2CH3, tiene un punto de ebullición (118oC) mucho más elevado que su isómero,
dietil éter, CH3CH2OCH2CH3, (35oC), sin embargo, ambos compuestos tienen la misma solubilidad en agua
17
18 CAPÍTULO 4. FUERZAS INTERMOLECULARES
(8 %). ¿Cómo se explican estos hechos?.
(b) Propón justificadamente el orden relativo de los puntos de fusión y ebullición del tetrametilbutano y del
n-butano.
8. Indica qué fuerzas intermoleculares podemos encontrar entre las moléculas de soluto y disolvente en las si-
guientes disoluciones:
(i) dióxido de azufre disuelto en acetona, (ii) bromuro de calcio disuelto en agua, (iii) dióxido de carbono
disuelto en benceno.
9. (a) La n-propilamina (CH2CH2CH2NH2) tiene un punto de ebullición de 78oC y su isómero, tert-butilamina
(CH3)3N , de 46oC. Ambos compuestos son totalmente solubles en etanol. Explica estos hechos.
(b) Indicar cuáles son las fuerzas atractivas más importantes que se deben vencer para: 1/ fundir benceno; 2/
fundir NaCl; 3/ hervir SiH4.
10. (a) Tras lavar una manzana, ¿cómo se pueden explicar la formación de gotas de agua sobre su superficie?.
(b) La ecuación de van der Waals introduce dos correcciones sobre la ley de los gases ideales ¿qué significado
tienen y en qué condiciones se manifiestan cada una de ellas?.
11. Los compuestos Br2 e ICl tienen el mismo número de electrones, pero el Br2 se funde a -7.2oC y el ICl se
funde a 27.2oC ¿por qué?
12. (a) Indica las fuerzas intermoleculares que existen en el estado líquido de las siguientes sustancias: dióxido de
carbono, etanol y dióxido de azufre. De acuerdo con este criterio, ordénalas según su punto de ebullición.
13. (a) Explique, en función de las fuerzas intermoleculares, por qué: (i) el NH3 tiene un punto de ebullición más
alto que el CH4, y (ii) el KCl tiene un punto de fusión mayor que el I2.
14. Los puntos de fusión y ebullición del propano (C3H8) son -188.5oC y -42.6oC, respectivamente. El punto de
fusión del CO2 es más alto, -78oC, pero el de ebullición más bajo, -57oC. Propano y dióxido de carbono tienen
prácticamente la misma masa molecular. Explica el cambio de orden en los puntos de fusión y ebullición al
comparar los dos compuestos.
15. Pon un ejemplo de un sistema químico y una propiedad del mismo en el que se pongan de manifiesto las siguien-
tes interacciones: (a) ion-ion, (b) puente de hidrógeno, (c) ion-dipolo permanente, (d) dipolo permanente-dipolo
permanente, (e) dipolo instantáneo-dipolo inducido. Indica de qué modo depende la energía de interacción con
la distancia en los casos (a), (b), (d) y (e).
19
16. Los puntos de fusión y de ebullición del propano (C3H8) son -188.5oC y -42.6oC, respectivamente. El punto de
fusión del CO2 es más alto, -78oC, pero el de ebullición más bajo -57oC. Propano y CO2 tienen prácticamente
la misma masa molecular. Explica el cambio de orden en los puntos de fusión y ebullición al comparar los dos
compuestos.
20 CAPÍTULO 4. FUERZAS INTERMOLECULARES
Capıtulo 5PROPIEDADES DE LOS GASES
1. A la temperatura de 298.15 K, un recipiente cerrado de 2 L contiene 2 moles de O2 y 3 moles de H2.
(a) Calcula las presiones parciales que ejerce cada uno de los dos gases.
(b) Al aumentar la temperatura hasta 750 K la mezcla reacciona formando agua. Calcula de nuevo las presiones
parciales de los gases presentes al finala de la reacción si durante la misma la temperatura se mantiene constante.
Supón comportamiento ideal.
2. Explica a qué es debido y cómo es la desviación del comportamiento de un gas real respecto al comportamiento
ideal a altas presiones. Idem a bajas temperaturas.
3. En igualdad de otras condiciones, ¿qué gas efunde con mayor velocidad el nitrógeno o el oxígeno?. Explica si
se puede invertir el orden de las velocidades al aumentar la temperatura de uno de los dos gases.
4. Las densidades del O2 y del OF2 a 293.15 K y 1 atm son: O2 1,331 g/L y OF2, 2.260 g/L. Teniendo en cuenta
estos datos,
(a) Calcula con tres cifras decimales el factor de compresibilidad de estos gases en estas condiciones para
decidir cuál de ellos se acerca más al comportamiento de un gas ideal. Justifica brevemente el resultado que
obtienes.
(b) ¿Cuál de los dos gases anteriores crees que se alejaría más del comportamiento ideal al aumentar la presión
a temperatura ambiente?.
Masas atómicas: F=18.998; O=15.999.
5. El peróxido de hidrógeno, H2O2, se utiliza para desinfectar lentes de contacto.
H2O2(ac)→ H2O(l) +O2(g) (ecuación sin ajustar).
21
22 CAPÍTULO 5. PROPIEDADES DE LOS GASES
Calcula el volumen de oxígeno a 22oC y 752 mmHg que puede liberarse de 10 mL de disolución acuosa que
contiene un 3 % en masa de peróxido de hidrógeno. La densidad de la disolución acuosa de H2O2 es de 1.01
g/mL.
6. En un recipiente que contiene 2.8 g de nitrógeno a 70oC, se introducen 2.3 g de etanol líquido. Determinar:
(a) El volumen mínimo que debería tener el recipiente para que todo el etanol se encuentre vaporizado.
(b) El volumen que debería tener el recipiente para que la presión en su interior sea de 2 atm.
(c) La fracción de etanol vaporizado si el recipiente tuviera un volumen de 5 L.
Datos: Presión de vapor del etanol a 40oC: 135.3 mmHg.
7. (a) Escriba dos condiciones experimentales bajo las cuales los gases se desvían de su comportamiento ideal.
Justifica la elección en base a la teoría cinético-molecular.
(b) Explique brevemente el significado de las constantes a y b en la ecuación de van der Waals.
8. (a) Un mol de un gas ocupa un volumen de 10 L a 298.15 K. Calcula la presión del gas si:
(i) su factor de compresibilidad es Z=1
(ii) el gas sigue la ecuación de van der Waals, con a = 1,378 L2atm/molK y b = 0,03183 L/mol
(b) Explica las diferncias entre la efusión y la difusión de gases. ¿Cómo influyen la masa y la temperatura en el
primero de estos dos procesos?.
9. A 273.15 K y 1 atm de presión un mol de un gas ocupa 20 L. Calcula el factor de compresibilidad, Z, y explica
a qué es debida la desviación de este gas respecto al comportamiento ideal.
10. Una muestra de 0.30 g de H2O(l) se encierra al vacío en un matraz de 2.50 L.
(a) Determina la cantidad de agua en estado líquido y la presión en el interior del matraz a 50oC. Contesta estas
mismas cuestiones si la temperatura se eleva a 90oC.
(b) Sabiendo que el punto triple del agua se encuentra a 0.01oC y 0.006 atm y el punto crítico a 374oC y 218
atm. Dibuja el diagrama de fases del agua (no es ncesario que sea a escala).
(c) Indica aproximadamente qué puntos representan el estado del agua en el interior del matraz a 50oC y a 90oC.
Las presiones de vapor del agua a 50oC y 90oC son, respectivamente: 92,50 y 525,7 mmHg.
11. a) La presión de una muestra de gas fluoruro de hidrógeno (HF) a temperatura ambiente es más baja que la
esperada a partir de la ley de los gases ideales. Sugerir una explicación detallando las principales diferncias
de un gas real como el del ejemplo con las características de un gas ideal. b) Ordena los siguientes matraces
de acuerdo con la presión del vapor en su interior, explicando la respuesta. (Punto de ebullición normal de la
23
acetona 59oC).
12. A 273.15 K y 1 atm de presión un mol de un gas ocupa 20 L. Calcula el factor de compresibilidad, Z, y explica
a qué es debida la desviación de este gas respecto al comportamiento ideal.
13. Se analizan 0.473 g de un gas desconocido A que ocupa 200 mL a 1.81 atm y 25oC y se determina que contiene
0.414 g de nitrógeno y 0.0591 g de hidrógeno.
(a) ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?
(b) Dibuja la estructura de Lewis de la molécula.
(c) ¿Qué cantidad del compuesto A saldrá a través de una pequeña abertura de un recipiente de vidrio en 25
min. a 200oC, sabiendo que 3,5x10−4 moles de amoniaco tardan 15 minutos en salir por la misma abertura a
200oC?.
14. en el diagrama de la figura se representa el factor de compresibilidad de un gas a temperaturas diferentes 200
K, 500 K y 1000 K. Asigna razonadamente la temperatura a cada curva explicando además a qué son debidas y
en qué condiciones aparecen las desviaciones tanto por defecto como por exceso del comportamiento ideal.
15. Según la teoría cinética de los gases, la presión de un gas ideal se puede calcular con la fórmula: P = nMv2rms3V .
(a) Explica lo que representa cada uno de los símbolos que aparecen en la ecuación.
(b) Deduce una expresión que relacione la temperatura con vrms.
(c) Demuestra que la energía cinética molar del gas es proporcional a la temperatura e independiente de la masa
24 CAPÍTULO 5. PROPIEDADES DE LOS GASES
molecular.
(d) Escribe una expresión algebraica que indique cómo varía el cociente de la velocidades de efusión de los
gases con la temperatura y sus masa moleculares.
Capıtulo 6SÓLIDOS Y LÍQUIDOS
1. (a) Dibuja el diagrama de fases aproximado para el CO2 teniendo en cuenta los siguientes datos: 1/ el punto
triple se encuentra a 218.8 K y 5.11 atm; 2/ el punto crítico se encuentra a 304.2 K y 72.8 atm; 3/ el CO2 sólido
es más denso que el CO2 líquido.
A partir del diagrama anterior, contesta a las siguientes preguntas:
(b) ¿Qué cambio de estado experimenta el dióxido de carbono por aumento de temperatura a presión atmosfé-
rica?
(c) Indica en qué estado se encuentra el dióxido de carbono en las siguientes condiciones: (i) 306.15 K y 75
atm, (ii) 303.15 K y 75 atm, (iii) 306.15 K y 70 atm.
(d) Un bloque de 75 g de dióxido de carbono en estado sólido se coloca en un recipiente vacío de 0.5 L y
el recipiente se cierra. Si este recipiente se mantiene a 298.15 K, ¿qué estado o estados de la materia están
presentes?.
2. ¿Qué características hacen útil al CO2 supercrítico para extraer la cafeína del café?
3. ¿Qué fuerzas debemos analizar para discutir si el menisco de un líquido en un tubo de ensayo es cóncavo o
convexo?. Pon un ejemplo de cada caso.
4. Un cristal líquido, ¿qué tiene de cristal y qué tiene de líquido?
5. A una temperatua dada la presión de vapor del agua líquida es menor que la del benceno. ¿Verdadero o falso?.
Explícalo.
6. Dibuja el diagrama de fases de una sustancia pura compatible con las siguientes condiciones:
1/ A 200 K y 5 atm coexisten, en equilibrio, las fases gaseosa, líquida y sólida.
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26 CAPÍTULO 6. SÓLIDOS Y LÍQUIDOS
2/ Por encima de 800 K no es posible licuar la sustancia aunque aumentemos la presión y por encima de 80 atm
no es posible licuar la sustancia aunque aumentemos la temperatura.
3/ La temperatura normal de sublimación es de 150 K.
4/ Si aumentamos la temperatura de una muestra sólida de esta sustancia a 10 atm, observamos que funde a 210
K y se evapora a 500 K.
(a) Señala en el diagrama los puntos, líneas o áreas que describen estas situaciones.
(b) ¿Cuándo es más densa esta sustancia, en estado sólido o en estado líquido? ¿Por qué?.
7. Los puntos de fusión y ebullición normales de oxígeno son -218 y -183oC, respectivamente. Su punto triple está
en -219oC y 0.0015 atm, y su punto crítico está en -119oC y 49.8 atm.
(a) Elabora el diagrama de fases del oxígeno, muestra los cuatro puntos dados e indica el área en la cual cada
fase es estable.
(b) ¿Flotará el oxígeno sólido sobre el oxígeno líquido?. Explica la respuesta.
(c) Al calentarse el oxígeno sólido, ¿se sublimará o se fundirá a una presión de 1 atm?. Explica tu respuesta.
(d) ¿En qué condiciones el oxígeno se encuentra como fluido supercrítico?
8. En un matraz vacío de 1 L se introducen 100 mg de hielo y se deja que se alcance una temperatura de 50oC.
¿En qué estado o estados en equilibrio estará el agua presente? ¿Cuántos gramos de agua hay en cada estado?
(Presión de vapor del agua a 50oC es de 92.5 mmHg).
9. Los puntos de fusión y ebullición de un compuesto a 30 atm son 218oC y 280oC respectivamente. A 216oC y 5
atm coexisten las fases, líquida y sólida. Por encima de 304oC no es posible licuar la sustancia aunque aumen-
temos la presión, siendo la presión crítica 73 atm. Dibuja el diagrama de fases de este compuesto, indicando el
área de cada fase estable e identificando cada una de las líneas y puntos representados en el diagrama, y contesta
a las siguientes cuestiones.
(a) Cuando se calienta una muestra de este compuesto en estado sólido a 1 atm, ¿sublima o funde?
(b) ¿Cuándo será más denso el compuesto en estado sólido o en estado líquido? ¿Por qué?.
(c) 2 moles de este compuesto en estado sólido se colocan en un recipiente de 0.500 L y el recipiente se cierra.
Si este se mantiene a 25oC, ¿qué estado o estados de la materia están presentes?.
10. Los puntos de ebullición y congelación del dióxido de azufre a 1 atm son -10oC y -71.7oC respectivamente.
A -75.5oC y 1,65x10−3atm coexisten las fases gaseosa, líquida y sólida. Su punto crítico está a 157oC y 78
atm. Con esta información, dibuja el diagrama de fases des SO2, indicando el área de cada fase estable e
identificando cada una de las líneas y puntos representados en el diagrama, y prediga que sucederá sí:
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(a) Cuando se calienta una muestra de este compuesto en estado sólido a 1 atm, ¿sublima o funde?
(b) ¿Cuándo será más denso el compuesto en estado sólido o en estado líquido? ¿Por qué?
11. El diclorodifluorometano (CCl2F2) tiene un punto de ebullición normal de -30oC, una temperatura crítica de
112oC y una presión crítica correspondiente a 40 atm. Si el gas se comprime a 18 atm a 20oC, ¿se condensará?
Su respuesta debe basarse en una interpretación gráfica.
12. Una muestra de 0.30 g de H2O se cierra al vacío en un matraz de 2.50 L.
a) Determina la cantidad de agua en estado líquido y la presión en el interior del matraz a 50oC. Contesta estas
mismas cuestiones si la temperatura se eleva a 90oC.
b) Sabiendo que el punto triple del agua se encunentra a 0.01oC y 0.006 atm y el punto crítico a 374oC y 218
atm. Dibuja el diagrama de fases del agua (no es necesario que sea a escala).
c) Indica aproximadamente qué puntos representan el estado del agua en el interior del matraz a 50oC y a 90oC.
Las presiones de vapor del agua a 50oC y 90oC son, respectivamente 92.50 y 525.7 mmHg.
13. Cuando se establece el equilibrio entre el éter dietílico líquido y su vapor a 25oC, una muestra de vapor tiene
una densidad de 0.701 g/L, M(CH3CH2OCH2CH3)=74.12 g/mol.
(a) Calcular la presión de vapor del éter dietílico a 25oC.
(b) Si una muestra de 2.25 g de éter dietílico se introduce en un matraz vacío de 2 L, cuando se alcance el
equilibrio, ¿qué fracción de la muestra se habrá vaporizado?.
(c) ¿Qué volumen mínimo debería tener un recipiente para que todo el éter se encuentre vaporizado?.
28 CAPÍTULO 6. SÓLIDOS Y LÍQUIDOS
Capıtulo 7DISOLUCIONES
1. Una disolución saturada de KClO4 en agua a 350 K tiene uan molalidad de 0.320. Al enfriar 150 g de esta
disolución desde 350 K hasta 330 K, la masa de sal precipitada es de 3.28 g. Calcula la solubilidad de la sal a
330 K expresada en g de sal/100 g de agua.
2. A 150oC la solubilidad de una sal de masa molecular 58.5 g/mol es de 35 g de sal por cada 100 g de agua. A
esa temperatura, disponemos de 300 mL de una disolución saturada de esta sal que tiene una densidad de 1.20
g/mL. Después de enfriar esta disolución hasta 50oC, nos encontramos que han cristalizado 50 g de esta sal.
Calcular la solubilidad de la misma a 50oC expresada en g de sal por cada 100 g de agua y en molalidad.
3. Explica y define muy brevemente (entre paréntesis se indica en algunos casos con que tema a de relacionarse)
y contesta a las siguientes cuestiones:
(a) Energía de red (enlace iónico). ¿Es positiva o negativa? ¿Es mayor en el NaF o en el MgO?
(b) Banda de conducción (enlace metálico según la teoría de orbitales moleculares).
(c) Coeficiente de compresibilidad (gases). Unidades. Valor en el gas ideal.
(d) Ley de Henry (solubilidad de gases). Unidades de la constante de Henry.
(e) Ley de Graham (efusión de gases).
(f) Dibuja el diagrama presión-temperatura del auga mostrando la pendiente de la curva de equilibrio líquido-
sólido.
(g) Se llenan dos recipientes con agua corriente y se calientan a 30oC y 100oC respectivamente. En ambos
recipientes se forman burbujas. ¿Tienen estas burbujas el mismo origen? Justifica la respuesta.
(h) ¿Cuál es la molaridad de una disolución que contiene 3ppm de cloruro sódico en agua?. Dato: masa molar
(NaCl):58.5 g/mol.
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30 CAPÍTULO 7. DISOLUCIONES
4. Una mezcla de oxígeno y nitrógeno a 236.15 K está en equilibrio sobre una superficie de agua líquida en una
vasija cerrada de 2 L. La presión de vapor del agua a esta temperatura es 20 Torr. La fase gaseosa ocupa 0.5 L
y su contenido en oxígeno y nitrógeno es, respectivamente, de 0.24 g y 0.56 g.
(a) Calcula la presión parcial de cada gas en la mezcla y la presión total.
(b) Calcula la fracción molar de cada gas en la mezcla.
(c) ¿Qué cantidad de oxígeno está disuelto en el agua?
(d) ¿Cómo varía la cantidad de oxígeno disuelta en el agua si la presión total del gas se duplica por la adición
de más nitrógeno?.
(e) ¿Cómo varía la cantidad de oxígeno disuelta en el agua si se comprime el gas mediante una reducción del
volumen del recipiente original?.
Datos: La constante de la Ley de Henry del oxígeno en el agua a esta temperatura es 1,3x10−3 mol/L · atm.
Considerar condiciones ideales para los gases y para la disolución diluida. (R=0.08206 atmL/Kmol).
5. La concentración de una disolución acuosa saturada de KClO4 es 0.36 M y tiene una densidad de 1.04 g/mL a
40oC. Se prepara una disolución con 20 g de esta sal en 500 g de agua calentando hasta que el soluto se disuelve
completamente mientras la disolución alcanza lentamente una temperatura de 40oC.
(a) ¿Cómo es la disolución que se ha preparado, insaturada o sobresaturada?
(b) Si la disolución es insaturada. ¿qué masa en gramos debe añadirse para saturar la disolución?. Si es sobre-
saturada, ¿qué masa de KClO4 puede recristalizar?.
(c) ¿Qué cantidad de agua habrá que añadir a 5 mL de la disolución saturada para que contega 12 ppm de
KClO4. Datos M(KClO4)=138.55 g/mol.
Capıtulo 8PROPIEDADES COLIGATIVAS
1. El sistema propanol-agua presenta, a presión atmosférica, un azeótropo de punto de ebullíción mínimo (86.4oC)
para una composición del 71.69 % en masa de propanol. Sabiendo que los puntos de ebullición normales del
agua y del propanol son 100 y 97.4oC respectivamente:
(a) Dibujar el diagrama temperatura de ebullición de la disolución frente a las composiciones del líquido y del
vapor.
(b) ¿Podremos separar completamente, mediante destilación fraccionada, los dos componentes de una mezcla
propanol-agua de composición 70 % en masa de propanol?.
(c) Si realizamos una destilación fraccionada de una mezcla propanol-agua de composición 50 % en masa de
propanol, ¿cuál será el producto que se recoge por cabezas? ¿qué se obtiene por colas?.
2. El tiofeno (p.f. -38oC; p.e. 84.4oC) es un hidrocarburo que contien azufre, carbono e hidrógeno y se utiliza
algunas veces como disolvente en lugar de benceno. La combustión completa de 2.348 g de tiofeno produce
4.913 g de CO2, 1.005 g de H2O y 1.788 g de SO2. Cuando se disuelven 0.867 g de tiofeno en 44.56 g de
benceno (C6H6), el punto de congelación se rebaja en 1.183oC. ¿Cuál es la fórmula molecular del tiofeno?.
Datos: Kf (C6H6) = 5,12.
3. La nicotinamida es una vitamina soluble en agua, importante en el metabolismo. Una deficiencia de esta vita-
mina provoca una enfermedad conocida como pelagra. La composición de la nicotinamida (expresada en % en
masa es: 59.02 % de C; 4.92 % de H; 22.95 % de N y 13.11 % de O.
Si disolvemos 3.88 g de nicotinamida en 30.0 mL de nitrobenceno C6H5NO2 (d=1.204g/mL), el punto de con-
gelación del nitrobenceno disminuye desde 5.7 hasta -1.4aC. ¿Cuál es la fórmula molecular de la nicotinamida?
Datos: Constante molal del punto de fusión del nitrobenceno Kf = 8,1
31
32 CAPÍTULO 8. PROPIEDADES COLIGATIVAS
4. Se colocan dos vasos de precipitados en una caja sellada que se encuentra a la temperatura de 25oC y a la que
previamente se le ha practicado el vacío. Un vaso contiene 100 mL de agua en los que se han disuelto 0.5 moles
de un soluto no electrolito y no volátil, el otro vaso contiene 100 mL de agua en los que se han disuelto 0.35
moles de glucosa. Una vez alcanzado el equilibrio:
(a) ¿En cuál de los vasos aumentará el volumen de la disolución y en cuál disminuye?
(b) ¿Cuáles son los volúmenes en los dos vasos una vez alcanzado el equilibrio, asumiendo comportamiento
ideal?.
(c) ¿Cuál es la presión en el interior de la caja una vez alcanzado el equilibrio?
Datos: Presión de vapor del agua a 25oC: 23.76 mmHg. Suponer despreciable la cantidad de vapor de agua en
el interior de la caja.
5. Tenemos dos disoluciones de NaCl, a la misma temperatura, una de ella se encuentra en equilibrio con NaCl no
disuelto y la otra es una disolución diluida de NaCl.
(a) ¿Cuál es la disolución con mayor presión de vapor?
(b) La presión de vapor de una de esas disoluciones permanece constante, incluso cuando se evapora agua de la
disolución. Indicar razonadamente de que disolución se trata.
(c) Indicar razonadamente, ¿cuál de estas disoluciones tiene un punto de ebullición más alto?.
(d) Si inicialmente tienen igual volumen y dejamos que se evaporen lentamente, depués de un tiempo cuál
tendrá menor volumen.
6. Dos disoluciones acuosas están separadas por una membrana semipermeble, compuestas por 14 g de sacarosa
en 55.2 mL de disolución y 17.2 g de glicerina en 62.5 mL de disolución. Indicar, razonando la respuesta, en
qué dirección se producirá una tranferencia neta de agua. Glicerina: HOCH2CHOHCH2CHOH; sarosa:
C12H22O11.
Capıtulo 9PRIMER PRINCIPIO DE LA
TERMODINÁMICA
1. Razonar la verdad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
(a) En la combustión de tolueno, a volumen constante, realizada en una bomba calorimétrica a 25oC de acuerdo
con la siguiente reacción :
C6H5CH3(l) + 9O2(g)→ 7CO2(g) + 4H2O(l)
Se midió un calor de reacción de -3912 KJ/mol, luego la entalpía de la reacción indicada tiene un valor de
-3916,9 KJ/mol.
(b) Sabiendo que ∆H0f (B5H9(g)) = 60 KJ/mol; ∆H0
f (B2O3(s)) = −1270 KJ/mol; ∆H0f (H2O(l)) =
−285, 84 KJ/mol. Podemos decir que la oxidación del borano en presencia de aire:
2B5H9(g) + 12O2(g)→ 5B2O3(s) + 9H2O(l)
Es una reacción endotérmica.
(c) Para una reacción endotérmica, la constante de equilibrio siempre aumenta al hacerlo la temperatura.
2. (a) Determinar la cantidad máxima de hielo a -15oC que puede fundirse, sumergiéndolo en 700 g de agua líquida
a 50oC.
(b) Determinar al temperatura final de una mezcla de 1000 g de hielo a -5oC con 2000 g de agua líquida a 70oC.
Datos: ∆H0fus(hielo) = 6,01 KJ/mol; Ce(hielo) = 2,03J/goC; Ce(agua liquida) = 4,184 J/goC
3. Un gas se confina dentro de un cilindro con un pistón y un calentador eléctrico. Supongamos que se aplica una
corriente eléctrica al calentador, de tal forma que se suministran 100 J de energía y vamos a considerar dos
posibles situaciones: 1/ Se permite al pistón moverse mientras se suministra la energía; 2/ El pistón está fijo de
33
34 CAPÍTULO 9. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
modo que no puede moverse.
(a) En cuál de los casos el gas adquiere mayor temperatura después de aplicar la energía calorífica? Explicar
razonadamente la respuesta.
(b) ¿Qué podemos decir respecto a los valores q y w del sistema (gas encerrado en el cilindro) en cada uno de
los casos?.
(c) ¿Qué podemos decir respecto a los valores de ∆U del sistema en ambos casos?.
4. Se introduce una bola de acero inoxidable de 125 g que se encuentra a 525oC, en un vaso de poliestireno que
contiene 75 mL de agua a 28.5oC. La temperatura del agua se eleva a 100oC y comienza a hervir. ¿Qué masa
de agua se evapora mientras continua la ebullición?.
Datos. Calores específicos: acero inoxidable 0.5 J/goC; agua 4.18 J/goC; ∆H0vap(H2O) = 40,6 kJ/mol
Capıtulo 10SEGUNDO PRINCIPIO DE LA
TEMODINÁMICA
1. Discutir la espontaneidad de las siguientes reacciones:
(a) H2(g)→ 2H(g) ∆H0 = 436,0 KJ/mol
(b) 2SO2(g) +O2(g)→ 2SO3(g) DeltaH0 = −197,8 KJ/mol
(c) N2O4(g)→ N2(g) + 2H2(g) DeltaH0 = −95,4 KJ/mol
(d) N2(g) + 3Cl2(g)→ 2NCl3(g) DeltaH0 = 230,0 KJ/mol
2. Una muestra de gas ideal a 412 K ocupa inicialmente 12.62 L a 0.6789 atm. Se deja que el gas se expanda hasta
19.44 L por dos vías: (a) expansión isotérmica reversible y (b) expansión isotermica libre irreversible.
Calcular para ambas vias: ∆Ssistema, ∆Sentorno y ∆Stotal.
3. Determinar cuál de los siguientes compuestos es estable respecto a la descomposición en sus elementos bajo
condiciones estándar a 25oC: (a) PCl5(g); (b) NO(g); (c) SO2(g) (d) HCN
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36 CAPÍTULO 10. SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TEMODINÁMICA
DeltaH0f (KJ/mol) S0(J/molK)
PCl5(g) -374.9 364.6
P(s) 0 41.09
Cl2(g) 0 223.07
NO(g) 90.25 210.76
N2(g) 0 191.61
O2(g) 0 205.14
SO2(g) -296.83 248.22
S(s) 0 31.8
H2(g) 0 130.68
C(grafito) 0 205.14
HCN(g) 135.1 201.78
4. Calcular los cambios de entropía del sistema y del entorno, que se producen en los siguientes procesos:
(a) La vaporización de un mol de metano líquido en su punto de ebullición normal.
(b) La fusión de 1 mol de C2H5OH(s) en su punto de fusión normal.
(c) La congelación de 1 mol de C2H5OH(l) en su punto de congelación normal.
Datos: CH4: punto de ebullición normal: 111.7 K; ∆H0vap = 8,2 kJ/mol
C2H5OH: punto de congelación normal: 158,7 K; ∆H0fus = 4,60 kJ/mol
Capıtulo 11EQUILIBRIO QUÍMICO
1. Para la reacción 2CH4(g) C2H2(g) + 3H2(g) Kc = 0,154 a 2000K
Si tenemos dicha reacción, a 2000 K, en un recipiente de 1 L que contiene 0.10 moles de CH4(g) y 0.10 moles
de H2(g) en equilibrio:
(a) ¿Cuál es la fracción molar de C2H2(g)?.
(b) ¿Cuándo está favorecida la conversión de CH4 a C2H2 a bajas o a elevadas presiones?.
(c) Si la mezcla en equilibrio a 2000 K se traslada del matraz de 1 L a otro de 2 L, ¿aumentará o disminuirá la
cantidad de C2H2(g) una vez reestablecido el equilibrio?
2. Se encierran en un recipiente de 1.41 L, CO, H2O e H2 en cantidades de un gramo de cada uno y se deja que
alcancen el equilibrio a 600 K. ¿Cuántos gramos de CO2 habrá en la mezcla en equilibrio?.
CO(g) +H2O(g) CO2(g) +H2(g) Kc = 23,2
3. Para la siguiente reacción:
2COF2(g) CO2(g) + CF4(g); Kc = 2,00 a 1000oC
Si 5.00 L de una mezcla que contiene 0.145 moles de COF2, 0.262 moles de CO2 y 0.074 moles de CF4 a la
temperatura de 1000oC,
(a) ¿estará la mezcla en equilibrio?
(b) si los gases no están en equilibrio, ¿en qué sentido tendrá lugar el cambio neto?
(c) Cuál será la presión que ejercerá la mezcla de gases, una vez alcanzado el equilibrio?.
4. Explicar cuál es el efecto de cada uno de los siguientes factores en la cantidad de hidrógeno presente en la
mezcla de equilibrio para la reacción: 3Fe(s) + 4H2O(g) Fe3O4(s) + 4H2(g) ∆H0 = −150 kJ
(a) Elevar la temperatura.
37
38 CAPÍTULO 11. EQUILIBRIO QUÍMICO
(b) Introducir una cantidad adicional de H2O.
(c) Duplicar el volumen del recipiente.
(d) Añadir un catalizador adecuado.
5. Para la reacción PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g) a 250oC Kc = 0,56.
Si tenemos la mezcla de reacción en un recipiente de 0.5 L a 250oC, y en un instante determinado hacemos un
análisis, encontramos 1,50 moles de PCl5 y 0.5 moles de Cl2.
(a) ¿La reacción se encuentra en equilibrio en ese instante?
(b) Si no es así, ¿en qué sentido va a evolucionar la reacción?
(c) ¿Cuál será la composición de la mezcla de reacción una vez alcanzado el equilibrio?
6. En un recipiente de 5 L que contiene gas cloro (Cl2) a 200oC y 1.55 atm, se introducen 1.5 moles de PCl5
alcanzándose una presión de 14.365 atm. Si posteriormente se reduce el volumen del recipiente hasta 3 L
determinar la composición de la mezcla gaseosa una vez alcanzado el equilibrio, así como el valor de las
constantes Kc y Kp para la reacción de disociación del PCl5
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g).
7. En un recipiente vacío de 0.5 L se introducen 2.50 g dePCl5 y se calienta a 250oC, estableciéndose el equilibrio.
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g); Kp = 1,05 a 250oC
Calcular
(a) La presión parcial del Cl2 en el equilibrio.
(b) La presión total.
(c) El grado de disociación del PCl5.
Si posteriormente se añaden 2 g de Cl2(g) y se reduce el volumen a la mitad, una vez reestablecido el equilibrio
calcular:
(d) La presión total. Datos: M(Cl)=35.45; M(P)=30.97.
Capıtulo 12CINÉTICA QUÍMICA
1. Para la reacción A → Productos se sabe que en 30 min se descompone el 50 % de A. Determinar el tiempo
necesario para que se descomponga el 75 % de A, si la reacción es de (i) primer orden; (ii) segundo orden.
2. Para la reacción reversible A + B → C + D la variación de entalpía estándar para la reacción directa es +21
KJ/mol y la energía de activación de la reacción directa es +84 KJ/mol.
(ii) ¿Cuál es la energía de activación de la reacción inversa?
(iii) Representar la variación de energía del sistema frente al avance de la reacción.
3. Los datos que se dan acontinuación se obtuvieron en tres experimentos distintos para la reacción: A →
Productos
[A]0 = 1,00M, t1/2 = 50 min
[A]0 = 2,00M, t1/2 = 25 min
[A]0 = 0,50M, t1/2 = 100 min
Escribe la ecuación de velocidad de esta reacción e indica el valor de la constante de velocidad.
4. Se ha estudiado la velocidad de la reacción 2CO2(g) → CO2(g) + C(s), inyectando CO(g) en la vasija de
reacción y midiendo la presión total a volumen constante, encontrándose los siguientes resultados:
Ptotal(torr) Tiempo(s)
250 0
238 398
224 1002
210 1801
39
40 CAPÍTULO 12. CINÉTICA QUÍMICA
Determinar la cinética que presenta dicha reacción, el valor de la constante de velocidad, así como la presión al
cabo de 3000 s.
5. A 65oC la vida media de la descomposición de primer orden del N2O5(g) es 2.38 min.
N2O5(g)→ 2NO2(g) + 1/2O2(g)
Se introduce 1 g de N2O5 en un matraz de 15 L a 65oC, en el que se ha hecho previamente el vacío,
(a) ¿Cuál es la presión parcial inicial del N2O5(g), expresada en mmHg?.
(b) ¿Cuál es la presión parcial del N2O5(g), expresada en mmHg, cuando han transcurrido 2.38 min?
(c) ¿Cuál es la presión total expresada en mmHg, después de 2.38 min?.
6. Para la reacción 2NO(g) +H2(g)→ N2O(g) +H2O(l) se obtuvieron los siguientes datos:
[NO],M [H2],M v,Mmin−1
0.150 0.800 0.500
0.075 0.800 0.125
0.150 0.400 0.250Determinar:
a) La ley de velocidad; b) El valor de la constante de velocidad; c) La velocidad de la reacción cuando las
concentraciones de ambos reactivos son 0.5 M; d) La energía de activación de la reacción sabiendo que la
velocidad se triplica al pasar de 25 a 50oC; e) El factor de frecuencia de la reacción a 25oC.
7. Para la reacción M → N + O se sabe que es de primer orden y que la constante de velocidad es 0,5 s−1.
Determinar qué porcentaje de reactivo M se habrá consumido al cabo de 3s.
Capıtulo 13EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
1. Ordenar de mayor a menor pH las disolciones 0.1 M de las siguientes sustancias: HAc, NaOH, NaNO3, NH3,
HCl, NaClO HClO. Sabiendo que:Ka(HAc) = 1,8x10−5; Ka(HClO) = 3,0x10−8; Kb(NH3) = 1,8x10−5
2. Se dispone de 250 mL de HC3H5O2 0.1 M (ácido propiónico, Ka = 1,35x10−5) y se desea ajustar su pH
añadiendo una disolución adecuada. ¿Qué volumen habría que añadir de (a) HCl 1.00 M para disminuir el pH
hasta 1.00?; (b) NaC3H5O2 1.00 M para aumentar el pH hasta 4.00; (c) agua apra aumentar el pH en 0.15
unidades.
3. Determinar la masa de acetato sódico (NaAc) que debemos añadir a 0.5 L de una disolución 0.2 M en ácido
acético (HAc), para que el pH de la disolución resultante sea 4.60. Ka(HAc) = 1,8x10−5; P.M(NaAc) =
82,04 g/mol
4. Disponer en orden creciente de pH las disoluciones acuosas 0.1 M de las siguientes sustancias:HNO2, NH3, HCOOH, HCN, NaNO2, NH+4 , C2H5NH2, KCl,NaCN,NaClO2.
Justifica la elección.
Datos: Ka(HNO2) = 4,3x10−4; Kb(NH3) = 1,8x10−5; Ka(HCOOH) = 1,6x10−4, Ka(HCN) =
4,9x10−10, Kb(C2H5NH2) = 6,5x10−4, Ka(HClO2) = 1,0x10−2
5. Se prepara una disolución reguladora que contiene cantidades iguales de ácido acético y acetato de sodio. ¿Qué
concentración de la disolución reguladora debe prepararse para evitar el cambio de pH de más de 0.20 unidades
de pH después de añadir 1 mL de HCl 6,00 M a 100 mL de la disolución reguladora?.
6. Se prepara una disolución reguladora que contiene cantidades iguales de ácido acético y de acetato de sodio.
¿Qué concentración de la disolución reguladora debe prepararse para evitar un cambio de pH de más de 0.20
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42 CAPÍTULO 13. EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
unidades de PH después de anñadir 1.00 mL de HCl 6.00 M a 100 mL de disolución reguladora?. Datos:
Pka(AcOH)=4.74.
Capıtulo 14EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Y
COMPLEJACIÓN
1. Si se mezclan 40 mL de NH3 1.5 M con 10 mL de CaCl2 0.1 M, ¿precipitará Ca(OH)2?
Kps(Ca(OH)2) = 1,3x10−6; Kb(NH3) = 1,8x10−5
2. Para el equilibrio: Al(OH)3(s) Al3+(ac) + 3OH−(ac) Kps = 1,3x10−33
(a) ¿Cuál es el pH mínimo al que precipita el Al(OH)3 en una disolución que es 0.075M el Al3+?.
(b) Una disolución tiene las siguientes concentraciones iónicas [Al3+] = 0,075M y [HC2H3O2] = 1,00M ,
¿cuál es la cantidad máxima de NaC2H3O2 que se puede añadir a 250 mL de esa disolución antes de que
empiece la precipitación de Al(OH)3(s)?
Datos: Ka(HC2H3O2) = 1,8x10−5; M(NaC2H3O2) = 82
3. Calcular la solubilidad del:
(a) Hidróxido de hierro (III)a pH=3.0
(b) Hidróxido de hierro (II) a pH=8.0
Datos: Kps(Fe(OH)3) = 2,0x10−39 y Kps(Fe(OH)2) = 1,6x10−14
4. Un químico intenta separar iones bario de iones plomo, utilizando el ion sulfato como agente precipitante.
(a) ¿Qué concentración de iones sulfato se necesita para que empiece a precipitar cada uno de los iones, si
partimos de una disolución que es 0.01 M en Ba2+ y 0.01 M en Pb2+.
(b) ¿Cuál es la concentración de iones bario cuando empieza a precipitar el sulfato de plomo?
(c) ¿Cuál es la concentración de iones plomo cuando empieza a precipitar el sulfato de bario?
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44 CAPÍTULO 14. EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Y COMPLEJACIÓN
(d) ¿Cuál es el porcentaje de iones Pb2+ que permanece en disolución cuando empieza a precipitar elBaSO4?.
Datos: Kps(BaSO4) = 1,1x10−10, Kps(PbSO4) = 1,6x10−8
5. Se añaden 6.30 g de Ba(OH)2 a 1 L de una disolución acuosa de HCl 0.08 M. ¿Se disuelve la totalidad del
Ba(OH)2?. ¿Cuál será el pH de la disolución?. ¿Cuál será la concentración de cationes Ba2+?.
Datos: Kps(Ba(OH)2) = 5,0x10−3. Masa atómica del Ba: 137.3.
6. A una disolución que es 0.05 M en NaCl, 0.03 M en KBr y 0.02 M en KI, se le añade lentamente una disolución
de AgNO3, sin que se modifique significativamente el volumen. Determinar:
a) El orden en que precipitan los aniones.
b) La concentración de ioduro cuando empieza a precipitar el bromuro de plata.
c) La fracción de aniones bromuro que permanece en disolución cuando empieza a precipitar el cloruro de plata.
Kps(AgCl) = 1,8x10−10; Kps(AgBr) = 5,0x10−13; Kps(AgI) = 8,5x10−17
7. Se agita una mezcla de PbSO4(s) y PbCrO4(s) con agua pura hasta que se forma una disolución saturada en
la que está presentes ambos sólidos. ¿Cuál es el valor de [Pb2+] en la disolución saturada?. Kps(PbSO4) =
1,6x10−8; Kps(PbCrO4) = 1,77x10−14
8. Determinar las solubilidad molar del Fe(OH)3 en una disolución:
a) de HCl 0.1 M
b) de NH3 0.2 M
c) de C2O2−4 0.1 M
Kb(NH3) = 1,3x10−33; Kps(Fe(OH)3) = 4x10−35; Kf del [Fe(C2O4)3]3− 2x1020
9. A 1 L de una disolución 0.275 M en Al3+ se añaden 0.45 moles de HC2H3O2 y 0.35 moles de NaC2H3O2.
Suponiendo que el volumen permanece constante, ¿precipitará Al(OH)3?.
Datos: Kps(Al(OH)3) = 1,3x10−33; Ka(HC2H3O2) = 1,8x10−5
Capıtulo 15CÉLULAS GALVÁNICAS Y EQUILIBRIO
REDOX
1. Calcular el pH de una disolución en la que se encuentra sumergido un electrodo de hidrógeno a la presión
parcial de hidrógeno de 1 atm., sabiendo que si se forma con dicho electrodo y el estándar de Zn2+/Zn una
celda voltaica, su potencial, a 25oC, es de 0.51V.
¿Qué electrodo es el cátodo de la celda? Describe la celda de forma esquemática. E0(Zn2+/Zn) = −0,763V
2. La reacción global que se produce en una celda voltaica, que opera a 25o es:
2Ag+(ac) + Cu(s)→ 2Ag(s) + Cu2+(ac)
Determinar el potencial de la celda:
(a) En condiciones estandar.
(b) Cuando [Ag+] = 0,10 M y [Cu2+] = 2,00 M
Datos: E0(Cu2+/Cu) = +0,340V ; E0(Ag+/Ag) = 0,800V
3. Determinar si la siguiente reacción:
Sn(s) + Pb2+(0,05M)→ Pb(s) + Sn2+(0,04M)
se producirá espontáneamente en las condiciones indicadas.
Datos: E0(Pb2+/Pb) = 0,125V ; E0(Sn2+/Sn) = −0,137V
4. Calcular las constantes de equilibrio para las siguientes reacciones:
(a) Cu2+(ac) + Sn(s) Cu(s) + Sn2+(ac)
(b) 2Ag+(ac) +Mn(s) 2Ag(s) +Mn2+(ac)
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46 CAPÍTULO 15. CÉLULAS GALVÁNICAS Y EQUILIBRIO REDOX
Datos: E0(Cu2+/Cu) = 0,340V ; E0(Ag+/Ag) = 0,800V
E0(Sn2+/Sn) = −0,137V ; E0(Mn2+/Mn) = −1,180V
5. Se construye una celda voltaica en la que un electrodo es una lámina de plata sumergida en una disolución de
AgNO3 y el otro una placa de hierro sumergida en una disolución de FeCl2. Siendo la reacción global de la
celda:
Fe(s) + 2Ag+(ac)→ Fe2+(ac) + 2Ag(s)
(a) Escribir la semirreacción que se produce en cada semicelda.
(b) ¿Qué electrodo es el ánodo y cuál el cátodo?.
(c) ¿En qué sentido fluyen los electrones entre ambos electrodos?
(d) ¿En qué sentido se desplazan los aniones a través del puente salino?
(e) Dibuja un esquema de la celda.
6. Se construye una celda electroquímica combinando un electrodo de niquel sumergido en una disolución acuosa
de NiCl2 y un electrodo de cobalto en una disolución acuosa de CoCl2 a 25oC. Indicar las reacciones que
tienen lugar en el ánodo y en el cátodo y la reacción neta de la celda, esquematizar el diagrama de la misma,
calcular así mismo el potencial de la celda y la constante de equilibrio de la reacción a 25oC:
(a) En condiciones estandar.
(b) Con disoluciones acuosas de NiCl2 y de CoCl2 de concentraciones 10−3 M y 0.5 M respectivamente.
(c) ¿Qué relación existe entre las constantes de equilibrio encontradas en los apartados (a) y (b)?.
Datos: E0(Ni2+/Ni) = −0,23V, E0(Co2+/Co) = −0,28V
7. El valor absoluto de los potenciales estándar de reducción de los metales X e Y son:
Y 2+ + 2e− → Y |E0| = 0,34 V
X2+ + 2e− → X |E0| = 0,25 V
Cuando se concectan las semiceldas X e Y, los electrones fluyen desde X hacia Y. Cuando se conecta X al EEH,
los electrones fluyen desde X hacia el EEH.
a) ¿Los valores de E0 de las semirreacciones son positivos o negativos?
b) ¿Cuál es el potencial estandar de una celd formada por X e Y?
8. En una celda voltaica, un electrodo es una lámina de Al sumergida en una disolución de nitrato de aluminio y
el otro es el electrodo estandar de hidrógeno.
a) Determinar que electrodo constituye el ánodo y cuál el cátodo.
b) ¿Aumentará la masa de la lámina de alumnio al funcionar la celda?
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c) Escribir la ecuación ajustada de la reacción global de la celda.
d) Determinar el potencial de la celda en condiciones estandar.
Dato: E0(Al3+/Al) = −1,676V .
9. Se dispone de las siguientes semiceldas:
AuBr−4 (ac) + 3e− → Au(s) + 4Br−(ac) E0 = −0,858 V
Eu3+(ac) + e− → Eu3+(ac) E0 = −0,43 V
IO−(ac) +H2O(l) + 2e− → I−(ac) + 2OH−(ac) E0 = +0,49 V
Sn2+(ac) + 2e− → Sn(s) E0 = −0,14 V
Escribir la ecuación de la reacción de celda, resultante de combinar dos de las anteriores reacciones de semicelda
de forma que:
a) Se produzca el potencial de celda positivo más grande y calcular su valor.
b) Se produzca el potencial de celda positivo más pequeño y determinar su valor.
