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El enlace químico

por QuimicaLab | Oct 21, 2021 | NIVEL AVANZADO

La configuración electrónica de un elemento: a) ¿Permite conocer cuál es su situación en el sistema periódico? b) ¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros elementos? c) ¿Es suficiente información para saber si el elemento es sólido, líquido o gas? d) ¿Sirve para conocer si el elemento es o no molecular? Justifique las respuestas.

SOLUCIÓN

Sí.
Sí.
No.
Sí. Si acaba en “s” o d” se tratará de un elemento metálico y el compuesto no será molecular. Igualmente, los gases nobles (p⁶) se encuentran como átomo aislados. Son moleculares los elementos no metálicos (p²– p⁵).

Calcula la energía de red del cloruro de potasio a partir de los siguientes datos:

Constante de Madelung = 1,75
Factor de compresibilidad 0 9
|q_e| = 1,6·10^-19C
K = 9·10⁹ Nm²/C²
r_k+ = 0,133 nm
r_Cl- = 0,181 nm

SOLUCIÓN

La ecuación para calcular U es:

$\fn_cm \small U=N_AK\frac{Q_aQ_c}{d_e}A\left ( 1-\frac{1}{n} \right )$

La carga de los iones cloruro y potasio es la de un electrón, en valor absoluto, dado que está en la forma iónica Cl^– y K⁺.

Sustituyendo los valores de las distintas magnitudes, expresadas en unidades del Sistema Internacional, tenemos:

$\fn_cm \small U=9\cdot10^9\cdot \frac{1,6\cdot 10^{-19}\cdot 1,6\cdot 10^{-19}}{(0,133+0,18)\cdot10^{-9}}\cdot 1,75 \left ( 1-\frac{1}{9} \right )=1,14\cdot 10^{-18}J$

Multiplicando por el número de Avogadro tendremos la energía de red por mol de cloruro de potasio:

$\fn_cm \small U=1,14\cdot 10^{-18}J\cdot \frac{6,022\cdot10^{23}}{mol}=687 \frac{kJ}{mol}$

Nota: el valor experimental es aproximadamente 715 KJ barra mol. ¿Cuál es el error que se ha cometido al evaluarlo por la actuación de Madelung?

Indica si será polar o no la molécula CH₃OH.

SOLUCIÓN

El átomo central es el carbono, tiene: 4 pares de enlace ⇒ geometría tetraédrica.

Polaridad del enlace

Polaridad de la molécula

C-H: EN_C– EN_H = 2,5 – 2,1 = 0,4

Enlace polar:

δ^–← δ⁺

C-H

C-O: EN_C– EN_O = 2,5 – 3,5 = -1

δ^–← δ⁺

C-O

Mueve el ratón para mover y ampliar la molécula.

Como la molécula no es simétrica:

$\fn_cm \small \sum \vec{\mu }\neq 0\Rightarrow Mol\acute ecula \ polar$

La configuración electrónica de un elemento: a) ¿Permite conocer cuál es su situación en el Sistema Periódico?. b) ¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros elementos?. c) ¿Es suficiente información para saber si el elemento es sólido, líquido o gas?. d) ¿Sirve para conocer si el elemento es o no molecular?. Justifique las respuestas.
Considere los elementos: A (Z = 12) y B (Z = 17). Conteste razonadamente: a) ¿Cuáles son las configuraciones electrónicas de A y de B?. b) ¿Cuál es el grupo, el período, el nombre y el símbolo de cada uno de los elementos?. c) ¿Cuál tendrá mayor su primera energía de ionización?. d) ¿Qué tipo de enlace se puede formar entre A y B?. ¿Cuál será la fórmula del compuesto resultante?. ¿Será soluble en agua?
.Considerando el elemento alcalinotérreo del tercer período y el segundo elemento del grupo de los halógenos: a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Escriba los cuatro números cuánticos posibles para el último electrón de cada elemento. c) ¿Qué tipo de enlace corresponde a la unión química de estos dos elementos entre sí?. Razone su respuesta. d) Indique los nombres y símbolos de ambos elementos y escriba la fórmula del compuesto que forman.
El elemento de número atómico 12 se combina fácilmente con el elemento de número atómico 17. Indique: a) La configuración electrónica de los dos elementos en su estado fundamental. b) El grupo y período al que pertenece cada uno. c) El nombre y símbolo de dichos elementos y del compuesto que pueden formar. d) El tipo de enlace y dos propiedades del compuesto formado.
Dados los elementos A, B y C, de números atómicos: 6, 11 y 17, respectivamente, indique: a) La configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Su situación en la Tabla Periódica (grupo y período). c) El orden decreciente de electronegatividad. d) Las fórmulas de los compuestos formados por C con cada uno de los otros dos: A y B, y el tipo de enlace que presentan al unirse.
Cuatro elementos diferentes: A, B, C y D tienen número atómico: 6, 9, 13 y 19, respectivamente. Se desea saber: a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su clasificación en metales y no metales. c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con los demás, ordenándolos del más iónico al más covalente.
Sabiendo que las temperaturas: 3.550 ºC, 650 ºC, −107 ºC y −196 ºC corresponden a las temperaturas de fusión de las sustancias: nitrógeno, aluminio, diamante y tricloruro de boro: a) Asigne a cada sustancia el valor que le corresponde a su temperatura de fusión y justifique esta asignación. b) Justifique los tipos de enlace y/o fuerzas intermoleculares que están presentes en cada una de las sustancias cuando se encuentran en estado sólido.
Dados los siguientes elementos: flúor, helio, sodio, calcio y oxígeno: a) Justifique en función de los posibles enlaces entre átomos cuáles forman moléculas homonucleares y cuáles no, así como su estado de agregación en condiciones normales de presión y temperatura. b) Formule cuatro de los compuestos diatómicos que puedan formar entre sí, indicando la naturaleza del enlace formado.
Explique: a) Si las estructuras de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se debe determinar experimentalmente para poder proponer la representación correcta. b) Si cada molécula se representa en todos los casos por una única fórmula estructural. c) Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H₂O y NO₃⁻ . d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la estabilidad de las mismas?
Dadas las moléculas: HCl , KF y CH₂Cl₂: a) Razone el tipo de enlace presente en cada una de ellas utilizando los datos de electronegatividad. b) Escriba la estructura de Lewis y justifique la geometría de las moléculas que tienen enlaces covalentes. Datos: Valores de electronegatividad: K = 0,8, H = 2,1, C = 2,5, Cl = 3,0, F = 4,0.
a) Ordene según polaridad creciente, basándose en los valores de las electronegatividades adjuntos, los enlaces siguientes: H−F, H−O , H−N , H−C , C−O y C−Cl. Elemento F – O – Cl – N – C – S y H Electronegatividad 4,0 – 3,5 – 3,0 – 3,0 – 2,5 – 2,5 – 2,1 b) La polaridad de la molécula de CH₄, ¿será igual o distinta que la del CCl₄?
Considere los compuestos: BaO, HBr , MgF₂ y CCl₄. a) Indique su nombre. b) Razone el tipo de enlace que posee cada uno. c) Explique la geometría de la molécula CCl₄. d) Justifique la solubilidad en agua de los compuestos que tienen enlace covalente.
Considere las sustancias: cloruro de potasio, agua, cloro y sodio. a) Indique el tipo de enlace que presenta cada una de ellas. b) Escriba las configuraciones de Lewis de aquellas que sean covalentes. c) Justifique la polaridad del enlace en las moléculas covalentes. d) Justifique la geometría y el momento dipolar de la molécula de agua.
Considerando las sustancias: Br₂, SiO₂, Fe, HF y NaBr, justifique en función de sus enlaces: a) si son o no solubles en agua; b) si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente.
Para las siguientes especies: Br₂ , NaCl , H₂O y Fe: a) Razone el tipo de enlace presente en cada caso. b) Indique el tipo de interacción que debe romperse al fundir cada compuesto. c) ¿Cuál tendrá un menor punto de fusión?. d) Razone qué compuesto(s) conducirá(n) la corriente en estado sólido, cuál(es) lo hará(n) en estado fundido y cuál(es) no conducirá(n) la corriente eléctrica en ningún caso.
Dados los siguientes compuestos: NaH, CH₄, H₂O, CaH₂ y HF, conteste razonadamente: a) ¿Cuáles tienen enlace iónico y cuáles enlace covalente? b) ¿Cuáles de las moléculas covalentes son polares y cuáles no polares? c) ¿Cuáles presentan enlace de hidrógeno? d) Atendiendo únicamente a la diferencia de electronegatividad, ¿cuál presenta la mayor acidez?
Teniendo en cuenta la estructura y el tipo de enlace, justifique: a) El cloruro de sodio tiene un punto de fusión mayor que el bromuro de sodio. b) El carbono (diamante) es un sólido muy duro. c) El nitrógeno molecular presenta una gran estabilidad química. d) El amoniaco es una sustancia polar.
A las siguientes especies: X^–, Y y Z⁺, les corresponden los números atómicos: 17, 18 y 19, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica de cada una de ellas. b) Ordene, razonadamente, de menor a mayor, las diferentes especies según su tamaño y su energía de ionización. c) ¿Qué especies son X^– e Y? d) ¿Qué tipo de enlace presenta ZX?. Describa brevemente las características de este enlace.
a) Diseñe un ciclo de Born-Haber para el MgCl₂. b) Defina el menos cuatro de los siguientes conceptos: – Energía de ionización. – Energía de disociación. – Afinidad electrónica. – Energía reticular. – Calor de formación. – Calor de sublimación.
A partir del esquema del ciclo de Born-Haber para el fluoruro de sodio: a) Nombre las energías implicadas en los procesos 1, 2 y 3. b) Nombre las energías implicadas en los procesos 4, 5 y 6. c) Justifique si son positivas o negativas las energías implicadas en los procesos 1, 2, 3, 4 y 5. d) En función del tamaño de los iones justifique si la energía reticular del fluoruro de sodio será mayor o menor, en valor absoluto, que la del cloruro de sodio. Justifique la respuesta.
Sabiendo que: NaCl , NaBr y NaI adoptan en estado sólido la estructura tipo NaCl, explique razonadamente: a) Si la constante de Madelung influye en que los valores de energía reticular de estos tres compuestos sean diferentes. b) Si la variación de la energía reticular depende de la distancia de equilibrio entre los iones en la red cristalina. c) ¿La energía reticular del MgCl₂ será mayor, menor o igual que la del NaCl? Datos: Energías reticulares: NaCl = 769 kJ∙mol^-1 NaBr = 736 kJ∙mol^-1 NaI = 688 kJ∙mol^-1.
Sabiendo que el boro es el primer elemento del grupo 13 del Sistema Periódico, conteste razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La energía de ionización es la energía que desprende un átomo, en estado gaseoso, cuando se convierte en un ion positivo. b) Las energía de ionización del boro es superior a la del litio (Z = 3). c) La configuración electrónica del boro le permite establecer tres enlaces covalentes. d) El átomo de boro en el BH₃ tiene un par de electrones de valencia.
Dadas las siguientes sustancias: CS₂ (lineal), HCN (lineal), NH₃ (piramidal) y H₂O (angular): a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Justifique su polaridad.
Considere las siguientes moléculas: H₂O, HF,H₂ ,CH₄ y NH₃. Conteste justificadamente a cada una de las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál o cuáles son polares?. b) ¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución iónica?. c) ¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución covalente?. d) ¿Cuál o cuáles pueden presentar enlace de hidrógeno?
Dadas las moléculas: H₂O, CH₄, BF₃ y HCl: a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Indique razonadamente cuáles presentan enlaces de hidrógeno. c) Justifique cuáles son moléculas polares. d) Justifique cuál de las moléculas: H₂O, CH₄ y HCl presenta mayor carácter covalente en el enlace y cuál menor. Datos: Electronegatividades de Pauling: O = 3,5 , H = 2,1 , C = 2,5 , Cl = 3,0.
Dadas las siguientes moléculas: PH₃, H₂S, CH₃OH y BeI₂: a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Razone si forman o no enlaces de hidrógeno. c) Deduzca su geometría aplicando la teoría de hibridación. d) Explique si estas moléculas son polares o apolares.
Responda a las siguientes cuestiones referidas al CCl₄, razonando las respuestas: a) Escriba su estructura de Lewis. b) ¿Qué geometría cabe esperar para sus moléculas? c) ¿Por qué la molécula es apolar, a pesar de que los enlaces C−Cl son polares? d) ¿Por qué, a temperatura ordinaria, el CCl₄ es líquido y, en cambio, el CI₄ es sólido?
Considere las moléculas: OF₂, BI₃, CCl₄ y C₂H₂. a) Escriba sus representaciones de Lewis. b) Indique razonadamente sus geometrías moleculares utilizando la teoría de hibridación de orbitales o bien la teoría de la repulsión de pares electrónicos. c) Justifique cuáles son moléculas polares. d) ¿Qué moléculas presentan enlaces múltiples?
Considere las moléculas de amoniaco y sulfuro de hidrógeno. a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Justifique por qué el ángulo HNH es mayor que el ángulo HSH. c) Justifique cuál o cuáles son polares. d) Justifique cuál de las dos moléculas puede formar enlaces de hidrógeno.
Dadas las siguientes moléculas: CH₄, NH₃, H₂S y BH₃: a) Justifique sus geometrías moleculares en función de la hibridación del átomo central. b) Razone qué moléculas serán polares y cuáles apolares. c) ¿De qué tipo serán las fuerzas intermoleculares en el CH₄? d) Indique, razonadamente, por qué el NH₃ es el compuesto que tiene mayor temperatura de ebullición.
Dadas las siguientes moléculas: BeCl₂ , Cl₂CO , NH₃ y CH₄: a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Determine sus geometrías (puede emplear la teoría de repulsión de pares electrónicos o la de hibridación). c) Razone si alguna de las moléculas puede formar enlaces de hidrógeno. d) Justifique si las moléculas BeCl₂ y NH₃ son polares o no polares. Datos: Números atómicos (Z): H = 1 , Be = 4 , C = 6 , N = 7 , O = 8 , Cl = 17.
Dadas las siguientes sustancias: CO₂, CF₄, H₂CO y HF: a) Escriba las estructuras de Lewis de sus moléculas. b) Explique sus geometrías por la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia o por la Teoría de Hibridación. c) Justifique cuáles de estas moléculas tienen momento dipolar distinto de cero. d) Justifique cuáles de estas sustancias presentan enlace de hidrógeno.
Considerando las moléculas: H₂CO (metanal) y Br₂O (monóxido de dibromo): a) Represente sus estructuras de Lewis. b) Justifique su geometría molecular. c) Razone si cada una de estas moléculas tiene o no momento dipolar. Datos: Números atómicos: H (Z = 1), C (Z = 6), O (Z = 8), Br (Z = 35).
Dados los siguientes compuestos: H₂S , BCl₃ y N₂: a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Deduzca la geometría de cada molécula por el método RPECV o a partir de la hibridación. c) Deduzca cuáles de las moléculas son polares y cuáles no polares. d) Indique razonadamente la especie que tendrá un menor punto de fusión.
Considere los elementos de números atómicos: 9 y 11. a) Identifíquelos con nombre y símbolo y escriba sus configuraciones electrónicas. b) Justifique cuál tiene mayor el segundo potencial de ionización. c) Justifique cuál es el más electronegativo. d) Justifique qué tipo de enlace presentaría el compuesto formado por estos dos elementos.
Considere los elementos de números atómicos: 3 y 18. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifíquelos con su nombre y símbolo. b) Justifique cuál tiene el primer potencial de ionización mayor. c) Justifique qué tipo de enlace presentaría el posible compuesto formado por estos dos elementos. d) Justifique qué tipo de enlace presentaría el compuesto formado por los elementos con Z = 3 y Z = 17.
Considere los elementos de números atómicos: Z = 7, 9, 11 y 16. a) Escriba sus configuraciones electrónicas, el símbolo y el grupo del Sistema Periódico al que pertenecen. b) Justifique cuál tendrá mayor y cuál tendrá menor primer potencial de ionización. c) Indique el compuesto formado entre los elementos de Z = 9 y Z = 11. Justifique el tipo de enlace. d) Escriba la configuración electrónica del anión más estable del elemento de Z = 16, e indique el nombre y el símbolo del átomo isoelectrónico.
Considere los átomos X e Y, cuyas configuraciones electrónicas fundamentales terminan en 3s¹ y 4p⁴, respectivamente. a) Escriba sus configuraciones electrónicas y razone cuáles son sus iones más estables. b) Si estos dos elementos se combinaran entre sí, determine la fórmula del compuesto formado y justifique el tipo de enlace que presentaría. c) Determine la longitud de onda máxima (en nm) de la radiación necesaria para ionizar un átomo del elemento X, sabiendo que su primer potencial de ionización es 419 kJ∙mol⁻¹. Datos: h = 6,626·10^-34J∙s ; c = 3·10⁸ m∙s^-1 1 nm = 10^-9m ; N_A = 6,022·10²³ mol^-1.
Considere los elementos: A (Z = 11), B (Z = 17), C (Z = 12) y D (Z = 10). a) Escriba sus configuraciones electrónicas e identifique los cuatro elementos. b) ¿Qué formulación de los siguientes compuestos es posible: B₂; A; D₂; AB; AC; AD; BC; BD?. Nómbrelos. c) Explique el tipo de enlace en los compuestos posibles. d) De los compuestos imposibles del apartado b), ¿qué modificaría para hacerlos posibles?
Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Una molécula que contenga enlaces polares necesariamente es polar. b) Un orbital híbrido s²p² se obtiene por combinación de dos orbitales s y dos orbitales p. c) Los compuestos iónicos en disolución acuosa son conductores de la electricidad. d) La temperatura de ebullición del HCl es superior a la del HF.
Considere los elementos: H, O y F. a) Escriba sus configuraciones electrónicas e indique grupo y período de cada uno de ellos. b) Explique mediante la Teoría de Hibridación la geometría de las moléculas. H₂O y OF₂. c) Justifique que la molécula de H₂O es más polar que la molécula de OF₂. d) ¿A qué se debe que la temperatura de ebullición del H₂O sea mucho mayor que la del OF₂?
Considere los compuestos: óxido de estroncio, bromuro de hidrógeno, tetracloruro de carbono y yoduro de magnesio. a) Formúlelos. b) Razone el tipo de enlace que posee cada uno. c) Explique la geometría de la molécula de tetracloruro de carbono. d) Justifique la solubilidad en agua de los compuestos que tienen enlace covalente.
Considere las sustancias: Br₂, HF, Al y KI. a) Indique el tipo de enlace que presenta cada una de ellas. b) Justifique si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente. c) Escriba las estructuras de Lewis de aquellas que sean covalentes. d) Justifique si HF puede formar enlace de hidrógeno.
Para las sustancias: HF, Fe, KF y BF₃, justifique: a) El tipo de enlace presente en cada una de ellas. b) Qué sustancia tendrá menor punto de fusión. c) Cuál o cuáles conducen la electricidad en estado sólido, cuál o cuáles la conducen en estado fundido y cuál o cuáles no la conducen en ningún caso. d) La geometría de la molécula BF₃, a partir de la hibridación del átomo central.
Dadas las moléculas: HCl , KF , CF₄ y CH₂Cl₂: a) Razone el tipo de enlace presente en cada una de ellas. b) Escriba la estructura de Lewis y justifique la geometría de las moléculas que tienen enlaces covalentes. c) Justifique cuáles de ellas son solubles en agua.
Considere las moléculas de HCN, CHCl₃ y Cl₂O. a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Justifique cuáles son sus ángulos de enlace aproximados. c) Justifique cuál o cuáles son polares. d) Justifique si alguna de ellas puede formar enlaces de hidrógeno.
Considere las moléculas: OF₂, monóxido de carbono y metanol. a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Justifique su geometría. c) Razone si son o no polares. d) Indique razonadamente para cuál de ellas se espera mayor punto de ebullición.
Con los datos recogidos en la tabla adjunta, conteste razonadamente a las siguientes preguntas: a) ¿Por qué la temperatura de ebullición normal del HF es mayor que la del HCl? b) ¿Por qué la temperatura de ebullición normal del H₂O es mayor que la del Cl₂? c) ¿Por qué la temperatura de ebullición normal del HCl es menor que la del Cl₂? d) ¿Cuál de las sustancias de la tabla presentará mayor punto de fusión?

JUNIO 2016

Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:

¿Por qué el punto de ebullición del etanol (C₂H₅OH) es aproximadamente 103 ºC mayor que el del dimetiléter (CH₃OCH₃) si ambas especies responden a la misma fórmula molecular? (1 punto)
¿Por qué el ángulo entre los enlaces O—S—O en el SO₂ es de aproximadamente 119º, mientras que el ángulo entre los enlaces H—O—H en el H₂O es de aproximadamente 104,5º, si ambas sustancias presentan geometría angular? (1 punto)

SEPTIEMBRE 2016

Indique razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

La temperatura de ebullición de CH₄ es menor que la de C₅H₁₂ (1 punto)
El O₂ gas es una sustancia muy buena conductora de la corriente eléctrica (0,5 puntos)
El ion O^2- tiene mayor radio que el átomo de oxígeno (0,5 puntos)

JUNIO 2017

Responda a las siguientes cuestiones:

Indique razonadamente cuál de las siguientes sustancias tendrá mayor punto de ebullición: CH₄ y CH₃OH (0,6 puntos)
Para las moléculas de H₂O y PH₃ indique razonadamente cual tendrá mayor ángulo H-X-H (0,6 puntos)
Indique razonadamente si la molécula NH₃ es polar o apolar (0,5 puntos)
Para los elementos A y B de números atómicos 4 y 16, respectivamente, razone el tipo de enlace que se podrá formar entre ellos e indique la fórmula molecular del compuesto resultante (0,5 puntos)

SEPTIEMBRE 2017

Indique razonadamente la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

A temperatura ambiente CCl₄ es líquido y CI₄ es sólido (1 punto)
La sustancia K₂S conduce la corriente eléctrica en estado sólido (0,6 puntos)
La molécula de CCl₄ es apolar porque sus enlaces C-Cl presentan momento dipolar nulo (0,6 puntos)

JUNIO 2018

Responda justificadamente a las siguientes cuestiones:

Dados los compuestos NaF y NaI ¿Cuál de los siguientes valores de energía reticular le corresponde a cada uno de ellos: 910 y 682 kJ mol^-1? (0,75 puntos)
Dados los compuestos CH₄ y C₅H₁₂ ¿Cuál de ellos tendrá mayor punto de ebullición? (0,75 puntos)
Sean los compuestos KBr y CCl₄ ¿Cuál de ellos es más soluble en agua? (0,5 puntos)

SEPTIEMBRE 2018

Para cada una de las siguientes moléculas: CS₂, SO₂ y SiF₄.

Represente la estructura de Lewis (0,75 puntos)
Justifique su geometría según la teoría de repulsiones de pares de electrones en la capa de valencia (0,75 puntos)
Justifique su polaridad (0,5 puntos)

JUNIO 2019

Razone qué sustancia presentará un mayor punto de fusión, el I₂ o el Br₂. (0,5 p.)
Razone si las siguientes sustancias sólidas conducen o no la electricidad a temperatura ambiente: CsBr, Ag, SiO₂. (0,75 p.)
Explique la variación entre los puntos de ebullición del etano (-88 ºC), dimetil éter (-25 ºC) y etanol (78 ºC). (0,75 p.)

SEPTIEMBRE 2019

Para cada una de las siguientes moléculas: SCl₂, AlF₃ y SiH₄

Represente su estructura de Lewis. (0,75 p.)
Justifique su geometría según la teoría de repulsión de pares de electrones en la capa de valencia. (0,75 p.)
Explique si son polares o apolares. (0,5 p.)

JULIO 2020

Las siguientes sustancias se encuentran en estado sólido a temperatura ambiente: LiI, Li y I₂.

Explique si en esas condiciones dichas sustancias conducen o no la corriente eléctrica, y por qué. (0,6 p.)
¿Cuál de las tres sustancias anteriores será más soluble en agua? Justifique su respuesta. (0,4 p.)
Ordene, justificadamente, según su punto de fusión: H₂O, LiF, CH₄ y CH₃COCH₃. (1 p.)

El enlace químico

El enlace químico es el conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos cuando forma moléculas o cristales, así como las fuerzas que mantienen unidas las moléculas en estado sólido o líquido

Teoría de Lewis: los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr la configuración electrónica del gas noble más próximo ns²np⁶: regla del octeto.

Iónico

Se da cuando se combinan átomos con electronegatividades muy diferentes. Forman aniones y cationes.

El enlace se produce por la atracción electrostática entre los iones con carga de distinto signo.

Los iones se organizan formando una red cristalina. Su tipo depende de la carga y del tamaño de los iones.

Propiedades de los compuestos iónicos. Su valor relativo depende de la energía de red.

Sólidos a temperatura ambiente. Elevado punto de fusión.

Solubles en disolventes muy polares.

No conducen la electricidad en estado sólido pero sí fundidos o en disolución.

Duros y frágiles.

Ejemplos: NaClO₂ CaCl₂, KNO₃, FeSO₄, CaCO₃ …

Covalente

Se establece cuando se combinan átomos con electronegatividades parecidas y altas. Puede ser apolar (con la misma electronegatividad) o polar (con distinta electronegatividad).

Los átomos pueden compartir uno o más pares de electrones (enlace simple, doble o triple).

Enlace covalente coordinado o dativo: un átomo aporta los electrones del enlace y el otro, los acepta. Ejemplos: H₃O⁺o coma NH₄⁺.

Teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV): explica la geometría y la polaridad de algunas moléculas, la cual depende de la polaridad de todos sus enlaces.

Teoría de enlace de valencia: el enlace se forma al superponerse los orbitales de los átomos que tienen un electrón desapareado. puede ser enlace σ (superposición frontal) o π (superposición lateral). Forman dos tipos de sustancias con diferentes propiedades:

Sustancias moleculares Sólidos covalentes

Forman moléculas con unos pocos átomos. ejemplos O₂, H₂O, CCl₄, …

Punto de fusión y ebullición bajos.

Solubles en disolventes de polaridad similar.

No conducen la electricidad.

Los sólidos son blandos y elásticos.

Gran número de átomos unidos por enlaces covalentes. ejemplos: diamante, grafito, grafeno, etcétera.

Puntos de fusión y ebullición muy altos.

Solo conduce la electricidad los que tiene electrones libres como el grafito.

Duros y frágiles.

Insolubles en cualquier disolvente.

Metálico

Se establece cuando se combinan átomos con electronegatividades parecida y bajas. Dos teorías:

Modelo mar de electrones: los que tienen metálicos forman una red cristalina estabilizada por sus electrones de valencia.

Teoría de bandas: los orbitales de valencia de los átomos forman bandas de orbitales enlazantes y antienlazantes.

Propiedades:

Sólidos a temperatura ambiente.

Alta conductividad eléctrica y calorífica.

Estructuras cristalinas dúctiles y maleables.

Fuerzas intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares mantienen unidas las moléculas de las sustancias covalentes, permitiendo que estás aparezca en estado sólido líquido, o que se disuelva en otras sustancias. Son muchos más débiles que los enlaces entre átomos. Tipos:

Dipolo-dipolo.

Enlace de hidrógeno

Ion-dipolo

Dipolo-dipolo inducido.

Ion-dipolo inducido.

Dipolo instantáneo-dipolo inducido

Nobel de Química 2021

por QuimicaLab | Oct 9, 2021 | DIVULGACIÓN

Cómo una idea sencillísima que llevaba más de 20 años olvidada en un cajón nos sacó de la “edad de piedra” de la ingeniería molecular y acaba de ganar el Nobel.

Sistema Periódico

por QuimicaLab | Oct 7, 2021 | NIVEL AVANZADO

Dados los elementos A y B de números atómicos 19 y 35 respectivamente: a) Establezca la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Indique su situación en el sistema periódico. c) Compare tres propiedades periódicas de ambos elementos. d) Justifique el tipo de enlace que producen al unirse.

SOLUCIÓN

A (Z=19): 1s²2s²p⁶3s²p⁶4s¹ B (Z= 35): 1s²2s²p⁶3s2p⁶d¹⁰4s²p⁵
A (4s¹) Grupo 1 (alcalinos) Periodo 4 B (4s²p⁵) Grupo 17 (halógenos) Periodo 4
Al estar en el mismo periodo sólo hay que ver la variación de izquierda a derecha:
- Radio atómico : A > B (el radio disminuye hacia la derecha)
- EI: A < B (la EI aumenta hacia la derecha)
- X: A < B (la X aumenta hacia la derecha)
Al ser A un metal alcalino y B un no-metal halógeno formarán un enlace iónico ya que A tenderá a ceder el electrón 4s con facilidad (baja EI) y B tenderá a capturarlo (alta X):

A – 1e^– → A⁺ B + 1e^– → B^– ⇒ Fórmula: AB (KBr)

Escribe las configuraciones electrónica del Ca(Z=20), Na(Z=11), S(Z=16) y Br(Z=35). a) Justifica a partir de la configuración de su última capa cuáles de estos iones es probable que se formen y cuáles no: Ca²⁺, Na²⁺, S^2-, Br^2-. b) Explique qué especie tendrá un radio mayor: S o S^2-. ¿Y en el caso de Ca y Ca²⁺.

SOLUCIÓN

Las configuraciones electrónicas serán:

- Ca(Z=20): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²
- Na(Z=11): 1s²2s²2p⁶3s¹
- S (Z=16) : 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴
- Br(Z=35): 1s²2s²2p⁶3s² 3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵

a) Como todos los elementos propuestos son REPRESENTATIVOS, es decir, pertenecen a los grupos principales del Sistema periódico, ganarán o perderán electrones para ajustar su configuración electrónica a la del gas noble más cercano. En consecuencia, es probable que se formen los iones Ca²⁺ y S^2-, cuya configuración electrónica es como la del Argón (3s²3p⁶); pero no así, los iones Na²⁺ y Br^2-. Los iones estables de los elementos sodio y bromo son Na⁺ y Br^–, que tienen configuración de gas noble.

b) Tendrá mayor radio el ion S^2-. Esto es debido a que ambas especies tienen igual Z e igual número de capas electrónicas, pero el ion S^2- al tener más electrones, en concreto dos, experimentará un aumento de su volumen debido a las repulsiones eléctricas que originan los dos electrones adicionales. En el caso del Ca y Ca²⁺.

La razón hay que buscarla en que el ion Ca²⁺, al ceder los dos electrones de su última capa, tiene una capa electrónica menos y la misma carga nuclear; por tanto, su tamaño será menor. Tendrá mayor radio el átomo de Ca.

Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: a) 1s²2s²2p⁵ b) 1s²2s¹ c) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ d) 1s²2s²2p⁶ e) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p² f) 1s²2s²3s¹. Agrúpelas de tal manera que, en cada grupo que proponga, los electrones que representan las configuraciones tengan propiedades químicas similares. Para cada grupo propuesto explique alguna de estas propiedades.

SOLUCIÓN

La configuración electrónica de la capa más externa (capa de valencia) es la responsable de las propiedades químicas del elemento químico. Por tanto, aquellos elementos con la misma configuración tendrán propiedades químicas semejantes. Según esto:

1. Elementos a y c , con distribución ns²np⁵
2. Elementos b y f, con distribución electrónica ns¹
3. Elementos d y e, con distribución ns²np⁶

En el grupo a) nos encontramos con dos halógenos. Tienen alta electronegatividad, debido a que tanto la energía de ionización como la afinidad electrónica son grandes.

$EN=\frac{EI+AE}{2}$

Son elementos químicamente muy activos con gran tendencia a captar un electrón. Para conseguir su OCTETO (8 e^– en su capa de valencia).

En el grupo b) tenemos dos metales alcalinos. Ceden un electrón para así quedarse con la penúltima capa que tiene los 8 e^–. Son por lo tanto elementos muy electropositivos, con elevado carácter reductor, baja energía de ionización y por lo tanto muy activos químicamente.

En el grupo c) nos encontramos con dos gases nobles. Tienen su OCTETO completo por lo cual no tienen tendencia a ceder electrones (elevada EI) ni a tomar electrones (baja electronegatividad). Químicamente son prácticamente INERTES.

Supuesto que se conocen los números cuánticos “n”, “1” y “m”, que definen el estado del último electrón que forma parte de la corteza de un elemento E. Razone si puede saberse: a) Si será oxidante o reductor; b) Si es un metal o no metal; c) Si será muy electronegativo; d) Si su volumen atómico será elevado.

SOLUCIÓN

Al saber los últimos nº cuánticos se podrá saber su último tipo de orbital en ser rellenado y , por tanto, posición aproximada en la tabla en la tabla periódica.

Si el último orbital es “s” (l=0) será una sustancia reductora pues tratará de oxidarse (perder e– ) mientras que si es “p” (l=1) será más oxidante (sobre todo si “n” es pequeño –sin ser 1–).
Si el último orbital es “s” será un metal alcalino o alcalino-térreo; sin embargo si el último orbital es “p” podrá ser metal o no metal (tanto mas no-metal cuanto menor sea “s” –sin ser 1–).
Igualmente, si el último orbital es “s” será un metal alcalino o alcalino-térreo y por lo tanto poco electronegativo; sin embargo si el último orbital es “p” podrá ser metal o no metal (tanto mas no-metal y por tanto más electronegativo cuanto menor sea “s” –sin ser 1–).
Al se el volumen un propiedad que depende tanto de la masa atómica como del tipo de empaquetamiento que sufra y variar de manera no uniforme en la tabla periódica, poco se podrá deducir conociendo la posición aproximada en la tabla periódica: únicamente, que cuanto mayor sea “n” mayor será el volumen.

Ordene, razonando la respuesta, los siguientes elementos: sodio, aluminio, silicio, magnesio, fósforo y cloro, según: a) Su poder reductor. b) Su carácter metálico. c) Su electronegatividad.

SOLUCIÓN

Viendo la variación de estas propiedades periódicas, para poder resolver la cuestión debemos localizar a los elementos químicos en el Sistema Periódico. Para ello utilizaremos la configuración electrónica de los elementos a químicos:

- Z_Na=11 → 1s²2s²2p⁶3s¹ → Periodo n=3; Grupo I-A (1)
- Z_Al=13 → 1s²2s²2p⁶3s²3p¹ → Periodo n=3; Grupo III-A (13)
- Z_Si=14 → 1s²2s²2p⁶3s²3p² → Periodo n=3; Grupo IV-A (14)
- Z_Mg=12 → 1s²2s²2p⁶3s² → Periodo n=3; Grupo II-A (2)
- Z_P= 15 → 1s²2s²2p⁶3s²3p³ → Periodo n=3; Grupo V-A (15)
- Z_Cl=17 → 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ → Periodo n=3; Grupo VII-A (17)

Todos los elementos pertenecen al período n=3. Su ordenación por Grupo será:

- I-A (1) → Na
- II-A (2) → Mg
- III-A (3) → Al
- IV-A (14) → Si
- V-A (15) → P
- VII-A (17) → Cl

a) y b) El poder reductor está relacionado directamente con el carácter metálico; es decir, con la tendencia a ceder electrones. Su variación en el Sistema Periódico será la misma. En horizontal, mismo periodo, a medida que nos desplazamos hacia la derecha y bajamos en un grupo aumenta el carácter metálico y reductor del elemento químico. Estos elementos químicos son METÁLICOS. Al disminuir el número de electrones y protones las fuerzas electrostáticas son inferiores y los electrones se ceden con mayor facilidad. Podemos establecer un orden creciente en estas propiedades periódicas:

Na > Mg > Al > Si > P > Cl

b) La electronegatividad la podemos definir como la capacidad que tienen los elementos químicos para tomar electrones, es decir, el orden distinto al mencionado para las dos propiedades anteriores. El orden pedido es:

Cl > P > Si > Al > Mg > Na

Razone qué gráfica puede representar: a) El número de electrones de las especies: Ne, Na⁺, Mg²⁺ y Al³⁺. b) El radio atómico de los elementos F, Cl, Br y I. c) La energía de ionización de Li, Na, K y Rb.

SOLUCIÓN

a) Las especies Ne, Na⁺, Mg²⁺y Al³⁺son isoelectrónicas, es decir, tienen el mismo número de electrones y la misma distribución de los mismos. Se dice que todos ellos son isolectrónicos del neón, cuya configuración electrónica es:

Ne → 1s² 2s² 2p⁶

El sodio tiene un protón más en su núcleo que el neón. El átomo de sodio tiene, por tanto, un electrón más que el neón (11). El ión sodio ha perdido el electrón de su capa de valencia de manera que su configuración electrónica es:

Na → 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ Na⁺ → 1s² 2s² 2p⁶

El magnesio tiene dos protones más en su núcleo que el neón. El átomo de magnesio tiene 12 electrones y el ion magnesio (II) ha perdido los dos electrones de su capa de valencia de manera que su configuración electrónica es:

Mg → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² Mg²⁺ → 1s² 2s² 2p⁶

El Aluminio tiene tres protones más en su núcleo que el neón. El átomo de aluminio tiene 13 electrones y el ion aluminio (III) ha perdido los tres electrones de su capa de valencia de manera que su configuración electrónica es:

Al → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹ Al³⁺ → 1s² 2s² 2p⁶

Por tanto, como todas las especies tienen el mismo número de electrones (10 e^–), la gráfica que representa la situación es la segunda.

b) Los elementos F, Cl, Br, I pertenecen al grupo de los halógenos. Todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia, en este caso ns²np⁵donde n es el número del periodo al que pertenece cada elemento (n = 2 para el F, n = 3 para el Cl, n = 4 para el Br y n = 5 para el I).

Por tanto, en un grupo al aumentar el número atómico se incrementa el número de niveles ocupados. Como la carga nuclear efectiva, es decir, la fuerza de atracción que ejerce el núcleo atómico sobre los electrones de la capa de valencia teniendo en cuenta el apantallamiento que ejercen los electrones más internos, es parecida en todos los casos pues la configuración electrónica es la misma, el radio atómico va creciendo conforme se va bajando en el grupo, siendo la primera grafica la que representa esta situación.

c) Los elementos Li, Na, K y Rb pertenecen al grupo de los alcalinos. Todos los elementos de este grupo tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia, ns¹, donde n es el número del periodo al que pertenece cada elemento (n =2 para el Li, n = 3 para el Na, n = 4 para el K y n = 5 para el Rb).

La energía de ionización (primera energía de ionización) es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental, transformándolo en un ion positivo.

Al bajar en un grupo, concretamente en el de los alcalinos, aumenta el tamaño del átomo (tal como se ha explicado en el apartado anterior) y la carga nuclear efectiva prácticamente no cambia. Por tanto, el último electrón de cada átomo es retenido con menos fuerza conforme bajamos en un grupo, siendo necesaria cada vez menos energía para que sea arrancado del átomo. La tercera gráfica es la que representa esta situación.

Los elementos A y B tienen, en sus últimos niveles, las configuraciones: A = 4s²p⁶5s¹ y B = 3s²p⁶d¹⁰4s²p⁴. Justifique: a) Si A es metal o no metal. b) ¿Qué elemento tendrá mayor afinidad electrónica? c) ¿Qué elemento tendrá mayor radio?

SOLUCIÓN

a) Por su configuración electrónica en la última capa, el elemento A es un metal alcalino, concretamente el alcalino del quinto periodo, el Rubidio. Los elementos alcalinos tienen un electrón desapareado en su última capa y tienen facilidad para perderlo, formando así un catión o ion positivo. Esta es una característica de los elementos metálicos.

b) La afinidad electrónica es la energía intercambiada en el proceso por el que un átomo neutro en estado gaseoso y en su estado fundamental, recibe un electrón y se transforma en un ion negativo, también en estado gaseoso y en su estado fundamental.

En este caso será B el elemento con mayor afinidad electrónica ya que el electrón que recibe entra en un orbital casi lleno y con una configuración muy próxima a la de un gas noble. Además, el electrón entra en una capa (la cuarta) más cercana al núcleo que en el caso de A, por tanto, el proceso conllevará un mayor desprendimiento de energía.

Hay que hacer notar que en estos dos casos la afinidad electrónica es negativa (proceso exotérmico), por lo que al decir que B tiene mayor afinidad electrónica se quiere decir que su valor es más negativo.

c) El elemento A (rubidio) tiene mayor radio pues el último electrón se encuentra en la quinta capa, mientras que en el caso B (selenio) los últimos electrones están en la cuarta capa. Además, la carga nuclear efectiva, es decir, la atracción que ejerce el núcleo sobre los últimos electrones es mayor en el caso B que en el caso A.

a) Escriba la configuración electrónica de los elementos A, B, C y D cuyos números atómicos son, respectivamente, 11, 13, 17 y 20. b) ¿En qué grupo y periodo está situado cada elemento? c) Escriba la configuración electrónica del ion más estable de cada uno de ellos. d) Ordene dichos iones por orden creciente de sus radios.

SOLUCIÓN

a) El número atómico representa el número de protones del átomo que coincide, si el átomo es neutro, con el número de electrones. La configuración electrónica es la distribución de los electrones del átomo en sus niveles energéticos y orbitales. Concretamente:

- A (Z = 11) → 1s² 2s²2p⁶ 3s¹
- B (Z = 13) → 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p¹
- C (Z = 17) → 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁵
- D (Z = 20) → 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶ 4s²

b) A partir de la configuración electrónica se puede saber el grupo y periodo del que forma parte el elemento. La última capa electrónica es aquella que contiene los electrones más allá de la última configuración electrónica de gas noble (ns²np⁶)

A (Z = 11) → 1s² 2s²2p⁶ 3s¹ → Estructura de la última capa: 3s¹

El número cuántico principal n = 3, indica que el elemento pertenece al tercer periodo.

El orbital que se está llenando es el s, que contiene un electrón. El orbital s empieza a llenarse en el grupo 1 (alcalinos).

El elemento es el tercer alcalino, el sodio (siempre que consideremos el hidrógeno como el primer alcalino).

B (Z = 13) → 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p¹ → Estructura de la última capa: 3s²3p¹

El número cuántico principal n = 3, indica que el elemento pertenece al tercer periodo.

El orbital que se está llenando es el p, que contiene un electrón. El orbital p empieza a llenarse en el grupo 13 (térreos).

El elemento es el segundo térreo, el aluminio.

C (Z = 17) → 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁵ → Estructura de la última capa: 3s²3p⁵

El número cuántico principal n = 3, indica que el elemento pertenece al tercer periodo.

El orbital que se está llenando es el p, que contiene cinco electrones. El orbital p empieza a llenarse desde el grupo 13 en adelante, por lo que el quinto electrón corresponde al grupo 17 (halógenos).

El elemento es el segundo halógeno, el cloro.

D (Z = 20) → 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶ 4s² → Estructura de la última capa: 4s²

El número cuántico principal n = 4, indica que el elemento pertenece al cuarto periodo.

El orbital que se está llenando es el s, que contiene dos electrones, es decir, está completamente lleno. El orbital s se llena en el grupo 2 (alcalino-térreos).

El elemento es el tercer alcalino-térreo, el calcio.

c) Dependiendo de la configuración electrónica de un átomo, la formación de un ion se produce por pérdida o por ganancia de electrones del átomo correspondiente para conseguir así una configuración electrónica más estable. El caso más relevante es aquel en el que la nueva configuración electrónica coincide con la del gas noble más próximo en la tabla periódica, que conformará la configuración electrónica del ión más estable.

- A (Z = 11) → 1s² 2s²2p⁶ 3s¹ → El sodio tiende a perder un electrón de su última capa y adquirir así la misma configuración electrónica que el neón. El ion más estable es el catión monovalente A⁺ (Na⁺) cuya configuración electrónica es 1s² 2s²2p⁶.
- B (Z = 13) → 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p¹ → El aluminio tiende a perder 3 electrones de su última capa y adquirir así la misma configuración electrónica que el neón. El ion más estable es el catión trivalente B³⁺ (Al³⁺).
- C (Z = 17) → 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁵ → El cloro tiende a ganar un electrón para adquirir así la misma configuración electrónica que el argón. El ion más estable es el anión monovalente C^– (Cl^–).
- D (Z = 20) → 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶ 4s² → El calcio tiende a perder 2 electrones de su última capa y adquirir así la misma configuración electrónica que el argón. El ion más estable es el catión divalente D²⁺ (Ca²⁺).

d) Hay dos iones (Na⁺y Al³⁺) cuyos electrones llenan el segundo nivel energético (configuración del neón) y otros dos iones (Cl^–y Ca²⁺) cuyos electrones están en el tercer nivel energético (configuración del argón). Por tanto, los dos primeros tienen un radio menor que los dos segundos, es decir:

Radios de Na⁺ y Al³⁺ < Radios de Cl^– y Ca²⁺

Las parejas de iones son isoelectrónicas. El Cl^– tiene un núcleo con 17 protones y una corteza con 14 electrones, mientras que el Ca²⁺ tiene un núcleo con 20 protones y una corteza con 14 electrones. Es claro que en el caso del Ca²⁺ los electrones de la corteza son atraídos con mayor fuerza pues es mayor la carga nuclear efectiva de su núcleo. Una mayor atracción implica un menor tamaño del ion, por tanto,

Radios de Na⁺ y Al³⁺ < Radio Ca²⁺ < Radio Cl^–

Siguiendo el mismo razonamiento, el Na⁺ tiene un núcleo con 11 protones y una corteza con 10 electrones, mientras que el Al³⁺ tiene un núcleo con 13 protones y una corteza con 10 electrones. El núcleo del Al³⁺ tiene una mayor carga nuclear efectiva, ejerce mayor atracción sobre sus electrones y, por tanto, tiene un menor tamaño que el Na⁺. En definitiva:

Radio Al³⁺ < Radio Na⁺ < Radio Ca²⁺ < Radio Cl^–

Los átomos X, Y, Z tienen las siguiente es configuraciones: X = 1s²2s²2p¹; Y = 1s²2s²2p⁵; Z = 1s²2s²2p⁶3s² a) Indique el grupo y el periodo en el que se encuentran. b) Ordénelos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad. c) ¿Cuál es el de mayor energía de ionización?
Para cada uno de los siguientes apartados, indique el nombre, símbolo, número atómico y configuración electrónica del elemento de peso atómico más bajo que tenga: a) Un electrón “d”. b) Dos electrones “p”. c) Diez electrones “d”. d) Un orbital atómico “s” completo.
Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: a) 1s²2s²2p⁵ b) 1s²2s¹ c) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ d) 1s²2s²2p⁶ e) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p² f) 1s²2s²3s¹. Agrúpelas de tal manera que, en cada grupo que proponga, los electrones que representan las configuraciones tengan propiedades químicas similares. Para cada grupo propuesto explique alguna de estas propiedades.
a) Indicar razonadamente un conjunto posible de números cuánticos para los electrones “p” del cloro (Z=17) en su estado fundamental. b) En el apartado anterior, indicar razonadamente los números cuánticos que corresponden a los electrones desapareados que haya. c) Indicar razonadamente, de acuerdo con los apartados anteriores los números cuánticos del último electrón que completa la configuración electrónica del ion cloruro en su estado fundamental.
Sean A, B, C y D cuatro elementos del Sistema Periódico de números atómicos 20, 35, 38 y 56, respectivamente: a) Definir afinidad electrónica y electronegatividad. b) Ordenar razonadamente A, B, C y D de mayor a menor electronegatividad. c) Ordenar razonadamente A,B,C y D de mayor a menor afinidad electrónica.
a) Escriba las estructuras electrónicas del S(Z=16) y del O(Z=8). b) Escriba el diagrama de Lewis de la molécula del dióxido de azufre. ¿Qué tipo de enlace presenta?
Los elementos A, B y C están situados en el tercer periodo de la tabla periódica, y tienen, respectivamente, 2, 4 y 7 electrones de valencia. a) Indica la configuración electrónica de cada uno de ellos, y justifica a qué grupo pertenecen. b) Justifica qué compuesto será posible esperar que formen los elementos A y C, y qué tipo de enlace presentaría. c) Haz lo mismo que en el apartado b) para los elementos B y C.
El primer y segundo potencial de ionización para el átomo de litio son, respectivamente: 520 y 7300 Kj/mol. Razónese: a) La gran diferencia que existe entre ambos valores de energía. b) ¿Qué elemento presenta la misma configuración electrónica que la primera especie iónica? c) ¿Cómo varía el potencial de ionización para los elementos del mismo grupo?
Escriba la combinación o combinaciones de números cuánticos correspondientes a: a) un electrón 5p, b) un electrón 3d, c) un electrón 1s y d) un electrón 4f.
Considere las configuraciones electrónicas en el estado fundamental: a) 1s²2s²2p⁷ b) 1s²2s³ c) 1s²2s²2p⁵ d) 1s²2s²2p⁶3s¹. Razone cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli. Deduzca el estado de oxidación más probable de los elementos cuya configuración sea correcta.
El número atómico del estroncio es 38. a) Escribe la configuración electrónica de un átomo de estroncio en estado fundamental. b) Explica el ion que tiene tendencia a formar. c) Compara el tamaño del átomo con el del ion. Explica cuál tiene mayor radio. d) Explica si el potencial de ionización del estroncio es mayor o menor que el del calcio (Z = 20).
Los elementos A, B, C y D tienen los siguientes números atómicos: 11, 15, 16 y 25. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Indique el ion más estable que puede formar cada uno de los elementos anteriores. b) Escriba la estequiometría que presentarán los compuestos más estables que formen A con C, B con D y B con C.
La primera energía de ionización del fósforo es de 1012 Kj·mol^-1, y la del azufre, -1999,5 Kj·mol^-1. Defina energía de ionización e indique, razonadamente, si los valores anteriores son los que cabe esperar para la configuración electrónica de los dos elementos.
Dadas las configuraciones electrónicas para átomos neutros: M = 1s²2s²2p⁶3s¹ N = 1s²2s²2p⁶5s¹. Explique cada una de las siguientes afirmaciones e indique si alguna de ellas es falsa: a) La configuración de M corresponde a un átomo de sodio. b) M y N representan átomos diferentes. c) Para pasar de la configuración M a la N, se necesita energía.
El último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado fundamental, de un átomo del elemento A del Sistema Periódico tiene como números cuánticos n=3 , l=2. El último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado fundamental, de un átomo del elemento B del Sistema Periódico tiene como números cuánticos n=4 y l=1. a) Indicar, razonadamente, entre qué valores está comprendido el número atómico del elemento A y del elemento B. b) Indicar, razonadamente, el elemento más electronegativo.
Indica los valores posibles de los números cuánticos n, l, m y s para un electrón situado en un orbital 4f.
a) Las siguientes configuraciones electrónicas de átomos en su estado fundamental son incorrectas. Indica por qué: a) 1s²2s²2p⁵3s¹ b) 1s²2s¹2p⁶3s² c) 1s²2s²2p⁶3d² d) 1s³2s²2p⁴ b) Ordena los siguientes cationes en orden creciente de radio atómico: Be⁺², Li⁺, Na⁺ y K⁺. Razona tu respuesta.
a) Escriba las configuraciones electrónicas externas características de los metales alcalinotérreos y de los halógenos. Ponga un ejemplo de cada uno. b) ¿Quién presenta mayor afinidad electrónica, los metales alcalinos o los alcalinotérreos? c) Defina potencial (energía) de ionización. Indique y justifique que elemento del sistema periódico tiene mayor energía de ionización.
a) Razone cuál de los dos iones que se indican tiene mayor radio iónico: Na⁺ y Al³⁺. b) ¿Cuántos electrones puede haber con n = 3 en un mismo átomo? ¿En qué principio se basa?
Para los tres elementos siguientes, el número atómico es 19, 35 y 54; indique de forma razonada: a) El elemento y su configuración electrónica. b) Grupo y periodo del sistema periódico al cual pertenece. c) El elemento que tiene menor potencial de ionización. d) El estado de oxidación más probable en cada caso. e) Configuración electrónica de los iones resultantes en el apartado anterior.
Un átomo tiene la configuración electrónica siguiente: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶5s¹. ¿Cuáles serán los números cuánticos de su electrón más externo? Justifique la veracidad o la falsedad de las afirmaciones siguientes sobre el átomo anterior y su configuración electrónica: a) Se encuentra en su estado fundamental. b) Pertenece al grupo de los metales alcalinos. c) Es del quinto periodo del Sistema Periódico. d) Formará preferentemente compuestos con enlace covalente.
Supongamos cuatro elementos del Sistema Periódico, A, B, C y D, cuyos números atómicos son 37, 38, 53 y 54, respectivamente. a) Escriba su configuración electrónica. b) ¿A qué grupo del Sistema Periódico pertenece cada elemento? c) Señale y justifique cuál de los elementos presenta mayor afinidad electrónica. d) Razone el tipo de enlace que se establecerá entre A y C. e) ¿Qué elemento presenta mayor radio atómico?
a) Ordene de mayor a menor radio iónico, justificando su respuesta, los siguientes iones: Be⁺², Li⁺, F^–, N^3-. b) Ordene de mayor a menor potencial de ionización, justificando la respuesta, los elementos de los que estos iones proceden.
a) Escribe las configuraciones electrónicas en el estado fundamental de N, Br, Fe²⁺y Fe. b) Si arrancamos un electrón a cada una de las siguientes especies, He, Li⁺ y Be²⁺. ¿ La energía para realizar el proceso será la misma en los tres casos? Razone la respuesta.
Ordene, razonando la respuesta, los siguientes elementos: sodio, aluminio, silicio, magnesio, fósforo y cloro, según: a) Su poder reductor. b) Su carácter metálico. c) Su electronegatividad.

JUNIO 2017

Dadas las siguientes configuraciones electrónicas externas: ns², ns²np³ y ns²np⁵:

Indique para cada una de ellas el grupo del sistema periódico al que pertenece y el número de oxidación más importante (0,6 puntos)
Si n=3, escriba la configuración electrónica completa del elemento al que corresponde en cada caso e indique su símbolo químico (0,6 puntos)
Indique razonadamente el orden esperado en sus radios atómicos (0,5 puntos)
Indique razonadamente el orden esperado en sus energías de ionización (0,5 puntos)

SEPTIEMBRE 2017

Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones.

El número de oxidación más probable para el elemento de Z= 9 es + 1 (0,5 puntos)
(2, 0, 0, -1/2) es un conjunto posible de valores para los números cuánticos del electrón más externo del átomo de Z= 9 (0,5 puntos)
Para el elemento de Z=8, su primera energía de ionización es menor que su segunda energía de ionización (0,6 puntos)
¹²C y ¹⁴C tienen el mismo número de protones (0,6 puntos)

JUNIO 2018

Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

Sean dos elementos A y B cuyas configuraciones externas son 3s²3p³ y 3s²3p⁵, respectivamente. La electronegatividad de B es menor que la de A (0,75 puntos)
Oxígeno es el elemento del grupo 16 que presenta mayor valor de energía de ionización (0,75 puntos)
(4, 1, 0, -1/2) es un conjunto posible de valores para los números cuánticos del electrón más externo del elemento del cuarto periodo con mayor radio atómico (0,5 puntos)

SEPTIEMBRE 2018

Compare razonadamente las afinidades electrónicas de sodio y cloro (0,75 puntos)
Compare razonadamente el radio del átomo de magnesio y el del ion Mg²⁺ (0,75 puntos)
Para el átomo de número atómico 16 en su estado fundamental de energía, justifique:
1. ¿Cuántos electrones desapareados presenta? (0,25 puntos)
2. ¿Cuál es su estado de oxidación más probable? (0,25 puntos)

JUNIO 2019

Dados los elementos A, B y C, con números atómicos: A: Z=13; B: Z=16; C: Z=37

Indique su nombre y símbolo atómico, y el grupo y periodo en que se encuentran. (0,6 p.)
¿Cuál será el número de oxidación más importante para los elementos B y C? Indique si estos elementos formarán un compuesto iónico o covalente, y escriba su fórmula. (0,5 p.)
Escriba la configuración electrónica del elemento C e indique si (4, 0, 0, 1⁄2) puede ser un conjunto de números cuánticos válido para su electrón más externo. (0,5 p.)
Ordene los elementos A, B y C según su radio atómico y explique el origen de esta variación para los elementos A y B. (0,4 p.)

SEPTIEMBRE 2019

Dados los elementos A, B y C, con las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s²2s²2p⁶3s²3p³; B: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²_;C: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

Indique su nombre y símbolo atómico, y el grupo y periodo en que se encuentran. (1 p.)
Explique brevemente cuál de ellos tendrá:
1. Mayor afinidad electrónica. (0,25 p.)
2. Mayor carácter metálico. (0,25 p.)
3. Tendencia a perder o ganar tres electrones. (0,25 p.)
4. Menor radio atómico. (0,25 p.)

JULIO 2020

Dados los elementos Ba (Z=56), Tl (Z=81) y Bi (Z=83):

Escriba la configuración electrónica para cada uno de ellos. (0,45 p.)
¿Cuál de los tres elementos tendrá un mayor radio atómico? Justifique su respuesta. (0,4 p.)
¿Alguno de ellos tendrá como número de oxidación principal +1? Justifique su respuesta. (0,35 p.)
Escriba un posible conjunto de números cuánticos (n, l, m, s) para el electrón diferenciador del Ba. (0,4 p.) e) ¿Cuál de los tres elementos es el menos electronegativo? Justifique su respuesta. (0,4 p.)

SEPTIEMBRE 2020

Considere los siguientes elementos, consecutivos en la Tabla Periódica: Cl (Z=17), Ar (Z=18), K (Z=19).

Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos y en base a ella explique cuál será su número de oxidación más importante. (0,75 p)
Al ser consecutivos en la Tabla Periódica, ¿es de esperar que la reactividad de estos tres elementos sea similar? Justifique brevemente su respuesta. (0,5 p)
Indique, justificando brevemente su respuesta, cuál de los tres elementos tendrá: (0,75 p)

c1. Un mayor radio atómico. c2. Un mayor potencial de ionización. c3. Una mayor electronegatividad.

Distribución electrónica de un átomo

La distribución o configuración electrónica es el modo en que se sitúan los electrones en la corteza de los átomos. Permite conocer en qué capas o niveles, cuántos y en qué orbitales hay electrones.

Se basa en estos tres principios:

Principio de exclusión de Pauli.

Principio de mínima energía. diagrama de llenado.

Principio de la máxima multiplicidad o de Hund.

Tabla periódica

Es la organización visual de todos los elementos químicos conocidos en orden creciente de su número atómico.

Se distribuye en:

Grupos (columnas). Todos los elementos de un grupo tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia.

Periodos (filas). Todos los elementos de un periodo tiene la capa de valencia en el mismo nivel de energía.

La posición de un elemento en un lugar de la tabla periódica tiene que ver con la configuración electrónica de su capa de valencia

Propiedades periódicas

Son las propiedades de los elementos químicos cuyo valor cualitativo se puede prever a la vista de la posición que ocupa en la tabla periódica. En cada caso su valor depende de la carga nuclear, el efecto de pantalla y la capa de valencia:

Radio atómico: es la distancia que separa el núcleo del átomo de su electrón más periférico. Los radios iónicos varían con respecto a los radios atómicos de los elementos de que se trate.

$\fn_cm \small r_{cati\acute on}< r_{\acute atomo}<r_{ani\acute on}$

Energía de ionización o potencial de ionización (EI): en la mínima energía que hay que proporcionar a un átomo en estado gaseoso y fundamental, para arrancar un electrón de su capa de valencia:

$\fn_cm \small X+ EI\rightarrow X^+ +e^-$ Se mide en unidades de energía: kJ/mol, J/átomo.

Afinidad electrónica (AE): es la mínima energía que cede o desprende un átomo que se encuentra en estado gaseoso y fundamental cuando capta un electrón:

$\fn_cm \small X+e^-\rightarrow X^-+AE$ Se mide en unidades de energía: kJ/mol, J/átomo.

Electronegatividad (EN): es la tendencia que tiene un átomo atraer sobre si el par de electrones de un enlace químico.

Las propiedades periódicas determinan el comportamiento químico de los elementos, concretamente su carácter metálico, carácter oxidante o reductor y número oxidación.

Oxidación-Reducción

por QuimicaLab | Sep 25, 2021 | NIVEL AVANZADO

Producimos gas cloro haciendo reaccionar cloruro de hidrógeno con heptaoxodicromato (VI) de potasio, produciéndose la siguiente reacción: K₂Cr₂O₇ + HCl ⇌ KCl + CrCl₃ + Cl₂ + H₂O a) Ajustar la reacción por el método del ion electrón. b) Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción. ¿Cuál es el oxidante y cuál es el reductor? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? c) Calcular los moles y el volumen de Cl₂ en C.N. que se producirá si se atacan totalmente 18.25 g de HCl. Datos: Cl: 35.5 g/mol H:1 g/mol.

SOLUCIÓN

Una vez formulada, hay que determinar los números de oxidación:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + HCl \rightarrow KCl +CrCl_3 +Cl_2+H_2O$

$\fn_cm \small K^+ \ -\ Cr^{+6} \ -\ O^{2-} \ -\ H^+ \ - Cl^- \rightarrow K^+ \ - \ Cr^{+3} \ - \ Cl^{-} \ -\ \ Cl^0 \ - \ H^+\ - \ O^{2-}$

Después tenemos que reconocer qué elementos se oxidan y cuáles se reducen, escribiendo las semireacciones sin electrones.

El Cr⁺⁶ pasa a Cr⁺³ reduciéndose y el Cl^– pasa Cl₂, oxidándose.

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}\rightarrow 2Cr^{+3} \ \ \ reducci\acute on$

$\fn_cm \small 2Cl^{-}\rightarrow Cl_2 \ \ \ oxidaci\acute on$

Igualamos en las semireacciones los átomos de oxígeno añadiendo agua:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}\rightarrow 2Cr^{+3} + 7H_2O$

$\fn_cm \small \fn_cm \small 2Cl^{-1}\rightarrow Cl_2^0$

Igualamos el hidrógeno añadiendo el H⁺ que sea necesario:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}+ 14H^+\rightarrow 2Cr^{+3} + 7H_2O$

$\fn_cm \small \fn_cm \small 2Cl^{-1}\rightarrow Cl_2^0$

A continuación ajustamos las semireacciones electrónicamente añadiendo los electrones necesarios para que haya el mismo número de cargas en los dos lados:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}+ 14H^++6e^-\rightarrow 2Cr^{+3} + 7H_2O$

$\fn_cm \small 2Cl^{-1}\rightarrow Cl_2^0+2e^-$

Multiplicamos las semireacciones por un número tal que iguale en ambas el número de electrones en juego:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}+ 14H^++6e^-\rightarrow 2Cr^{+3} + 7H_2O$

$\fn_cm \small 6Cl^-\rightarrow 3Cl_2+6e^-$

Sumamos las dos semireacciones obteniendo la ecuación total:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}+ 14H^++6Cl^-\rightarrow 2Cr^{+3} + 3Cl_2+7H_2O$

Convertimos en especies moleculares:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 8H^+ + 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 +3Cl_2+7H_2O$

Para ajustar el potasio añadimos dos moléculas de KCl:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 8H^+ + 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 +2KCl+3Cl_2+7H_2O$

Para ajustar los cloros faltan ocho cloros en el lado izquierdo:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 8HCl+ 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 +2KCl+3Cl_2+7H_2O$

Reacción total:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 14HCl \rightarrow 2CrCl_3 +2KCl+3Cl_2+7H_2O$

Semireacción de oxidación:

$\fn_cm \small 2Cl^{-1}\rightarrow Cl_2^0+2e^-$

Semireacción de reducción:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}\rightarrow 2Cr^{+3}$

Oxidante: K₂Cr₂O₇ Reductor: HCl

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 14HCl \rightarrow 2CrCl_3 +2KCl+3Cl_2+7H_2O$

$\fn_cm \small n_{HCl}=\frac{18,25 \ g \ HCl}{36,5 \ g/mol}=0,5 \ moles \ HCl$

$\fn_cm \small n_{Cl_2}=0,5 \ moles \ de \ HCl\cdot \frac{3 \ moles \ Cl_2}{14 \ moles \ HCl}= 0,107 \ moles \ de \ Cl_2$

Aplicando la ecuación de los gases ideales:

$\fn_cm \small PV=nRT\Rightarrow V=\frac{nRT}{P}$

$\fn_cm \small V_{Cl_2}=\frac{0,107\ moles \cdot 0,082 \ \frac{atm\cdot L}{mol\cdot K}\cdot 273K}{1\ atm}=2,39 \ L \ de \ Cl_2$

¿Qué volumen de cloro se obtiene (medidos a 27°C y 670 mmHg) al realizar una electrólisis de una disolución de NaCl haciendo pasar una corriente de 200 A durante 12 horas?

SOLUCIÓN

La reacción del cloro es:

$\fn_cm \small 2Cl^-\rightarrow Cl_2+2e^-$

Aplicando la ley de Faraday:

$\fn_cm \small m(g)=\frac{I\cdot t\cdot M_r}{n\cdot F}$

$\fn_cm \small m_{Cl_2}(g)= \frac{200 \ A\cdot 12\ horas\cdot 3600s/hora \cdot 71 \ g/mol}{2\cdot 96500C}=3178,45 \ g$

$\fn_cm \small V=\frac{mRT}{M_r P}=\frac{3178,45 g\cdot 0,082\cdot \frac{atm\cdot L}{mol\cdot K}\cdot 300K} {71g/mol\cdot 670 \ mm \ Hg \cdot \frac{1 \ atm}{760 \ mmHg}}=1249 \ L$

Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de Ag sumergida en una disolución 1M de Ag y otra que contiene una barra de Zn sumergida en una disolución 1M de Zn. Ambas están unidas por un puente salino.

a) Escribe las reacciones que tienen lugar en el cátodo, en el ánodo y la reacción global de la pila.

b) Escribe la notación de la pila y calcula el potencial estándar.

c) Dibuja un esquema identificando cada uno de los elementos de la pila y la dirección del flujo de electrones. ¿Para qué se necesita el puente salino? Datos: E^o [Zn²⁺/Zn(s)] = -0,76 V; E^o (Ag⁺/Ag) = + 0,80.

SOLUCIÓN

a) Las reacciones espontáneas serán:

$\fn_cm \small Ag^+ + 1e^-\rightarrow Ag^0 \ \ \ reducci\acute on, c\acute atodo$

$\fn_cm \small Zn^0 \rightarrow Zn^{2+} + 2e^- \ \ \ \acute anodo$

Reacción global:

$\fn_cm \small 2Ag^++Zn^0\rightarrow 2Ag^0+Zn^{2+}$

b) La pila será:

$\fn_cm \small Zn^0 \ |\ Zn^{2+}[1\ M]\ || \ Ag^+[1 \ M]\ |\ Ag^0$

El potencial estándar será:

$\fn_cm \small E^0=E^0(Ag^+/Ag)-(-E^0(Zn^{2+}/Zn^0))=0,80-(-0,76)= +1,56 \ V$

c) El puente salino se necesita para que el flujo de aniones y cationes complete la circulación del circuito.

Ajustes redox

Ajustar la siguiente ecuación por el método del ión-electrón, detallando los pasos correspondientes: KMnO₄ + K₂SO₃ + HCl ⇌ MnO₂ + K₂SO₄ + KCl + H₂O
Ajustar la siguiente ecuación por el método del ión-electrón, detallando los pasos correspondientes: K₂Cr₂O₇ + HI + H₂SO₄ ⇌ K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + I₂ + H₂O
Ajusta la siguiente ecuación por el método del ión-electrón, detallando los pasos correspondientes: P + HNO₃ + H₂O ⇌ H₃PO₄ + NO
Ajusta la siguiente ecuación por el método del ión-electrón en medio ácido, detallando los pasos correspondientes: H₂S + NaMnO₄ + HBr ⇌ S + NaBr + MnBr₃ + H₂O
Ajusta por el método del ión-electrón, la siguiente reacción: NaNO₂ + NaMnO₄ + H₂SO₄ ⇌ MnSO₄ + NaNO₃ + Na₂SO₄ + H₂O a)¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la reductora? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? b) Ajusta la reacción iónica y la reacción global. c) Nombra los siguientes compuestos de la reacción anterior: NaNO₂ ; NaMnO₄ ; MnSO₄ ; NaNO₃
Ajusta por el método del ión-electrón, la siguiente reacción: K₂Cr₂O₇ + SnCl₂ + HCl ⇌ SnCl₄ + CrCl₃ + H₂O + KCl a) ¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la reductora? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? b) Ajusta la reacción iónica y la reacción global. c) Nombra los siguientes compuestos de la reacción anterior: K₂Cr₂O₇ ; SnCl₂ ; SnCl₄ ; CrCl₃
Ajusta por el método del ión-electrón, la siguiente reacción: K₂Cr₂O₇ + HCl ⇌ CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O a) ¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la reductora? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? b) Ajusta la reacción iónica y la reacción global. c) Nombra los compuestos K₂Cr₂O₇, HCl, CrCl₃ y KCl
Ajusta por el método del ión-electrón en medio básico, la siguiente reacción: Cr₂(SO₄)₃ + KClO₃ + KOH ⇌ K₂CrO₄ + KCl + K₂SO₄ + H₂O
Ajusta por el método del ión-electrón en medio básico, la siguiente reacción: NaNO₂ + NaMnO₄ + H₂O ⇌ MnO₂ + NaNO₃ + NaOH

Cuestiones redox

En la reacción siguiente: K₂Cr₂O₇ + H₂S + HCl ⇌ CrCl₃ + S + KCl + H₂O a) Deduce razonadamente cuál es la sustancia oxidante y la reductora, la que se oxida y la que se reduce. b) Escribe y ajusta las semirreacciones de oxidación-reducción. c) Escribe y ajusta la reacción global. d) Calcula cuánto azufre se produce si reaccionan 51 g de H₂S. a) La sustancia oxidante es el Cr₂O₇^2-, que pasa de numero de oxidación +6 a +3, reduciéndose. La sustancia reductora es el S^2-, que se oxida a S⁰ . b) Las semirreacciones son: Cr₂O₇^2-^–+ 6e^– → 2Cr⁺³ + 7 H₂O S²^–→ S⁰ + 2e^–
Una disolución 0,01 M de iones Ag⁺se mezcla con un volumen igual de una disolución 2 M de iones Cu⁺², en presencia de una varilla de cobre metálico. Justifique si será espontánea la reacción: 2Ag⁺ (aq) + Cu(s) → 2Ag(s) + Cu⁺² Potenciales normales: Ag⁺ (aq)/Ag(s) = +0,80 V; Cu²⁺ (aq)/Cu(s) = +0,34 V Resultado: Es espontánea, ya que E⁰ = +0.46V
Explíquese el comportamiento del cinc, el cobre y el oro ante el HCl Potenciales normales de reducción: Zn²⁺/Zn = -0.763 V Cu⁺²/Cu = 0.337 V Au³⁺/Au = 1.50 V Resultado: El cinc es oxidado por el ácido. Los otros dos no reaccionan.
Justifica razonadamente si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones. En la reacción: 2 AgNO₃(ac) + Fe (s) ⇌ Fe(NO₃)₂(ac) + 2Ag (s). a) Los cationes Ag⁺ actúan como reductores; b) Los aniones NO^3-actúan como oxidantes; c) El Fe(s) es el oxidante; d) El Fe(s) se ha oxidado a Fe²⁺ e) Los cationes Ag⁺ se han reducido a Ag(s).

Cálculos estequiométricos en reacciones redox

El heptaoxodicromato (VI) de dipotasio oxida al yoduro de sodio en medio ácido y se origina tetraoxosulfato(VI) de sodio, tetraoxosulfato (VI) de cromo (III) y yodo. ¿De qué molaridad será una disolución de yoduro sódico, sabiendo que 30 ml de la misma necesitan para su oxidación 60 ml de una disolución que contiene 8.83 g/l de heptaoxodicromato (VI) de dipotasio? Resultado: 0.36 M
Calcula el peso de plata que se deposita en el cátodo y la concentración del ion plata que queda en la disolución, una vez finalizada la electrólisis de 1 litro de nitrato de plata 0.2 M, si se ha hecho pasar a través de ella una corriente de 0.5 A durante dos horas. Resultado: m_Ag = 4.021 g; [Ag⁺] = 0.162 M
Una disolución acuosa de sulfato de zinc se electroliza con una corriente continua de 10 A de intensidad. Al cabo de 15 minutos se ha depositado 3.0485 g de cinc en el cátodo. Calcula el peso atómico del cinc. Resultado: M_Zn= 65.37
¿Qué volumen de cloro se obtiene (medidos a 27°C y 670 mmHg) al realizar una electrólisis de una disolución de NaCl haciendo pasar una corriente de 200 A durante 12 horas? Resultado: V(Cl₂) = 1249 litros
Calcula el volumen de tetraoxomanganato (VII) de potasio 0,02 M necesario para oxidar 40 ml de disolución 0,01 M de tetraoxosulfato (VI) de hierro (II) en un medio con ácido sulfúrico. KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ ⇌ Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O
Calcula el volumen en condiciones normales del NO₂ que se produce al reaccionar 3 g de cobre metálico con HNO3 en exceso según la siguiente reacción: Cu + HNO₃ ⇌ Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O
Al valorar 10 ml de disolución de H₂O₂, necesitamos 43,2 ml de disolución 0,01 M de KMnO₄ en un medio con H₂SO₄. KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ ⇌ MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄ + H₂O

Pilas

Los potenciales normales de reducción de los semi-sistemas Ni²⁺/Ni y Cu²⁺/Cu son -0,25 V y 0,34V respectivamente. Si con ellos se construyera una pila. a) Realiza un esquema de la misma, señalando cuál es el cátodo y cuál es el ánodo. b) ¿En qué dirección se mueven los iones del puente salino? (electrolito del puente salino KNO₃) c) ¿En qué dirección circulan los electrones por el circuito? d) Calcula la fem de la pila y escribe su notación.
Sabiendo que E^ored(Ag⁺ /Ag⁰ )= 0,80 V y E^ored(Ni²⁺/Ni) = -0.23V a) ¿Cómo podríamos construir una pila con ambos electrodos? Resultado: Ni⁰(s)|Ni⁺²|| Ag⁺ | Ag⁰(s) b) ¿Cuál es la fuerza electromotriz de la pila? Resultado: E^o= +1.03V c) Indica las semirreacciones en cada electrodo de la reacción global. Resultado: Ni° ⇒ Ni⁺² + 2e^– Ag⁺ + e^– ⇒ Ag⁰
Calcúlese la fuerza electromotriz de una pila de aluminio y plata si las concentraciones de ambos iones es 1 M Resultado: 2.47 V
Se tienen los siguientes potenciales estándar de reducción: E^o(Mg²⁺/ Mg) = -2,36 V y E^o(Pb²⁺/Pb) = -0,13 V a) Justifica en qué sentido tendría lugar la reacción: Mg²⁺ + Pb ⇌ Mg + Pb²⁺ b) Indica las reacciones que tendrían lugar en cada uno de los electrodos de la pila que construirías con ellos y la reacción total de la misma. Dibuja un esquema de la pila, describiendo los procesos que tienen lugar y cómo funciona. c) lndica la especie que se oxida, la que se reduce, la especie oxidante y la especie reductora. d) Calcula la f.e.m. de la pila.
Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de Ag sumergida en una disolución 1M de Ag⁺ y otra que contiene una barra de Zn sumergida en una disolución 1M de Zn²⁺. Ambas están unidas por un puente salino. a) Escribe las reacciones que tienen lugar en el cátodo, en el ánodo y la reacción global de la pila. b) Escribe la notación de la pila y calcula el potencial estándar. c) Dibuja un esquema identificando cada uno de los elementos de la pila y la dirección del flujo de electrones. ¿Para qué se necesita el puente salino? Datos: E^o [Zn²⁺/Zn(s)] = – 0,76 V; E^o (Ag⁺/Ag) = + 0,80.
Realizar un esquema de una pila con los semipares Li⁺/Li y Zn²⁺/Zn. Se pide: a) Indique cada uno de los componentes de la misma, cátodo, ánodo, así como la notación de la pila. b) Las semirreacciones correspondientes y la reacción global. Calcular la f.e.m. estándar de la pila. c) ¿Qué tipo de especie química utilizaría para la construcción del puente salino? Justifique la respuesta. Datos: E^o(Li⁺/Li) = -3,05 V; E^o(Zn²⁺/Zn) = -0,76 V

JUNIO 2017

Considere la siguiente reacción química:

I₂ + HNO₃ → NO+ HIO₃ + H₂O

1. Ajústela por el método del ion-electrón (1,7 puntos)
2. Identifique justificadamente el agente oxidante y el agente reductor (0,5 puntos)
Se propone la construcción en el laboratorio de una pila con electrodos de cadmio y plata:
1. Dibuje un esquema de la pila, detallando todos los elementos necesarios para su funcionamiento (1 punto)
2. Indique el sentido de circulación de los electrones (0,2 puntos)
3. Indique las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos así como la reacción global de la pila (0,5 puntos)
4. Calcule su fuerza electromotriz (0,5 puntos)
Datos: E^o (Cd²⁺/Cd)= – 0,40 V; E^o (Ag⁺/Ag)= + 0,80 V

SEPTIEMBRE 2017

Se construye una pila con un electrodo de cinc y otro de plata, trabajando con disoluciones de concentración 1 M de los correspondientes iones metálicos. Sabiendo que E^o(Ag⁺/Ag)= +0,80 V y E^o(Zn²⁺/Zn)= -0,76 V:

1. Escriba las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos, así como la reacción global de la pila (1 punto)
2. Calcule la fuerza electromotriz de la pila (0,5 puntos)
3. Calcule la variación de energía libre de la reacción global (0,5 puntos)
Sea la siguiente reacción de oxidación-reducción:

KMnO₄ + KI + H₂SO₄ → MnSO₄ + I₂+ K₂SO₄ + H₂O

1. Ajústela por el método del ion-electrón (1,5 puntos)
2. Identifique justificadamente el agente oxidante y el agente reductor (0,5 puntos)

JUNIO 2018

Considere la siguiente reacción química:

Cu + NaNO₃ + H₂SO₄ → CuSO₄ + Na₂SO₄ + NO + H₂O

1. Ajústela usando el método del ion-electrón (1,5 puntos)
2. Identifique justificadamente la especie oxidante y la especie reductora (0,5 puntos)
Considere los siguientes sistemas para los que se proporcionan sus potenciales normales: E^o (Al³⁺/Al) = -1,67 V; E^o (Cr³⁺/Cr²⁺) = -0,41 V; E^o (Fe³⁺/Fe²⁺)= +0,77 V. Para cada una de las tres pilas galvánicas que pueden construirse a partir de los mismos:
1. Escriba las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo (0,8 puntos)
2. Indique la reacción global ajustada (0,6 puntos)
3. Calcule el potencial de la pila (0,6 puntos)

SEPTIEMBRE 2018

Se construye una pila con un electrodo de cinc y otro de plata, trabajando con disoluciones de concentración 1 M de los correspondientes iones metálicos. Sabiendo que E^o(Ag⁺/Ag)= +0,80 V y E^o(Zn²⁺/Zn)= -0,76 V:
1. 1. Escriba las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos, así como la reacción global de la pila (1 punto)
  2. Calcule la fuerza electromotriz de la pila (0,5 puntos)
  3. Calcule la variación de energía libre de la reacción global (0,5 puntos)
Sea la siguiente reacción de oxidación-reducción:

KMnO₄ + KI + H₂SO₄ → MnSO₄ + I₂+ K₂SO₄ + H₂O

1. Ajústela por el método del ion-electrón (1,5 puntos)
2. Identifique justificadamente el agente oxidante y el agente reductor (0,5 puntos)

JUNIO 2019

Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O + Na₂SO₄

1. Explique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. (0,5 p.)
2. Ajuste la reacción mediante el método del ion-electrón. (1,5 p.)
Considere una pila galvánica formada por un electrodo de cobre sumergido en una disolución de Cu²⁺y por un electrodo de plata sumergido en una disolución de Ag.

Dibuje un esquema de la pila, con todos los elementos necesarios para su funcionamiento, e indique (1,75 p.):
1. Cuál de los electrodos actúa como cátodo y cuál como ánodo.
2. La reacción (oxidación o reducción) que se produce en cada electrodo.
3. El sentido de circulación de los electrones por el circuito externo.
4. La reacción global de la pila.
5. Su fuerza electromotriz.
Explique si la masa de los electrodos varía durante el funcionamiento de la pila. (0,25 p.) Datos: E^o (Ag⁺/Ag) = 0,80 V; E^o (Cu²⁺/Cu) = 0,34 V

SEPTIEMBRE 2019

Dada la reacción de oxidación-reducción:

I₂ + NaOH + Na₂SO₃ → NaI + Na₂SO₄ + H₂O

1. Explique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. (0,5 p.)
2. Ajuste la reacción mediante el método del ion-electrón. (1,5 p.)
Se dispone de la siguiente pila galvánica:

Cr | Cr(NO₃)₃(aq) (1M) || AgNO₃(aq) (1M) | Ag

E^o(Cr³⁺/Cr) = -0,74 V; E^o(Ag⁺/Ag) = 0,80 V; F = 96.500 C

1. Escriba las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos, identificándolos como cátodo o ánodo, así como la reacción global de la pila. (1 p.)
2. Calcule la fuerza electromotriz de la pila. (0,5 p.)
3. Calcule la variación de energía libre. (0,5 p.)

JUNIO 2020

Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción:
HNO₃ + KI → I₂ + NO + H₂O + KNO₃
1. Explique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. (0,5 p.)
2. Ajuste la reacción mediante el método del ion-electrón. (1,5 p.
En una celda electrolítica se está produciendo la obtención de cobre metálico a partir de CuCl₂ fundido, mediante la siguiente reacción:

CuCl₂ (l) → Cu(s) + Cl₂ (g)

1. Escriba las semirreacciones que están teniendo lugar en el ánodo y en el cátodo, indicando si se trata de una oxidación o de una reducción. (0,5 p.)
2. Si la intensidad de la corriente eléctrica es de 1,5 A, calcule cuánto cobre metálico se habrá obtenido al cabo de 2 horas. Datos: F = 96.500 C, Masa atómica del Cu = 63,5 g‧mol^‒1 (1 p.)
3. Explique brevemente la principal diferencia entre una celda electrolítica (como la descrita en este ejercicio) y una celda galvánica (también llamada pila galvánica o voltaica). (0,5 p.)

SEPTIEMBRE 2020

Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción:

H₂SO₃ + HIO₃ H₂SO₄ + I₂ + H₂O

1. Explique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. (0,5 p)
2. Ajuste la reacción mediante el método del ion-electrón. (1,5 p)
Teniendo en cuenta los siguientes potenciales estándar de reducción: E^o (Cu²⁺/Cu) = 0.34 V; E^o (Fe²⁺/Fe) = ‒ 0.44 V; E^o (Zn²⁺/Zn) = ‒ 0.76 V.
1. Explique qué metal es más reductor: el Cu, el Fe o el Zn.
2. Justifique su respuesta. (0,5 p)Explique si se producirá alguna reacción redox espontánea al adicionar virutas de Cu a una disolución de FeSO₄, en condiciones estándar. (0,75 p)
3. ¿Cuál de las siguientes pilas galvánicas será más eficiente, en términos de fuerza electromotriz (diferencia de potencial eléctrico)? Justifique numéricamente su respuesta. (0,75 p)

Pila A: Zn | ZnSO₄ (aq) (1M) || CuSO₄ (aq) (1M) | Cu

Pila B: Fe | FeSO4 (aq) (1M) || CuSO₄ (aq)( 1M) | Cu

Conceptos básicos

Número de oxidación: número de cargas que tendría un átomo en una sustancia si los electrones de enlace fueran transferidos en el sentido que determina la electronegatividad de los átomos que se enlazan. En el CO₂ el número de oxidación del oxígeno es -2 y el del carbono + 4.

Un elemento se oxida cuando aumenta su estado de oxidación; es un reductor.

Un elemento se reduce cuando disminuye su estado de oxidación; es el oxidante.

Un proceso de oxidación implica otro de reducción. Por eso se llaman reacciones redox.

Par redox conjugado: lo forma un oxidante y la especie que resulta de su proceso redox; o viceversa.

Ajustes de las ecuaciones redox

Se identifica el o los elementos que se oxidan y los que se reducen (por su número de oxidación).

Se escribe la ecuación iónica. Solo incluye las especies con los elementos que se van a oxidar y reducir.

Se escribe de forma separada cada uno de los procesos de oxidación y de reducción y se ajustan el número de átomos de cada elemento y la carga de las especies.

Se escribe la ecuación iónica global. Antes de sumar el proceso global de oxidación y de reducción, hay que asegurarse de que se intercambia el mismo número de electrones.

Se escribe la ecuación del proceso redox en forma molecular y se comprueba que está ajustada

Valoración redox

Permite conocer la concentración de una disolución al hacerla reaccionar en un proceso redox con otra cuya concentración se conozca con exactitud.

Celdas galvánicas o electroquímicas

Permiten obtener una corriente eléctrica mediante un proceso redox espontáneo. Es la base de las pilas.

Pila Daniell: celda electroquímica formada por un electrodo de zinc -barra de zinc en contacto con sulfato de zinc- y un electrodo de cobre -barra de cobre en contacto con sulfato de cobre (II)- conectados por medio de un puente salino.

En una celda galvánica o pila:

Ánodo. Electrodo negativo. En él se produce la oxidación.

Cátodo. Electrodo positivo. En él se produce la reducción.

Los electrones circulan del ánodo al cátodo.

$\fn_cm \small Fem \ de \ la \ pila\Rightarrow \varepsilon ^o_{pila} = \varepsilon ^o_{reducci\acute on}-\varepsilon ^o_{oxidaci\acute on}$

Potenciales de reducción estándar

El potencial de reducción estándar de un electrodo mide su tendencia a reducirse frente a un electrodo estándar de hidrógeno. se representa por ε^o se mide en voltios.

Por convenio: 2H⁺ (1 M) + 2e^– → H₂ (1 atm) ε^o(pila) = 0

Cuando se enfrentan dos electrodos se reduce el de mayor potencial de reducción y se oxida el otro.

Para que un proceso sea espontáneo, ε^oglobal > 0; ΔG = W_máximo= -nFε_pila

ε_reacción es la suma del potencial de las semirreacciones de oxidación y de reducción que comprende. Cuando se invierte una reacción, su ε se invierte. Si se multiplica por un factor, ε no varía.

Aplicaciones: corrosión, pilas secas, pilas de Hidrógeno

Pila de hidrógeno:

Oxidación (ánodo) 2H₂ (g) + 4OH^–(aq) → 4H₂O + 4e^–

Reducción (cátodo) O₂(g) + 2H₂O + 4e^– → 4OH^–(aq)

Reacción de la pila 2H₂ (g) + O₂(g) → 2H₂O

Cubas electroliticas

Electrólisis: se fuerza una reacción redox no espontánea mediante una corriente eléctrica externa.

En una cuba electrolítica:

Ánodo. Electrodo positivo. No se produce la oxidación.

Cátodo. Electrodo negativo. En él se produce la reducción.

Los electrones circulan del ánodo al cátodo. Los iones negativos van al ánodo, y los positivos, al cátodo.

Leyes de Faraday de la electrolisis:

La cantidad de sustancia depositada o descargada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha circulado.

Para depositar un equivalente gramo de cualquier sustancia se necesita 1 Faradio = 96500 C.

Aplicaciones: electrolisis del agua, obtención de metales, electrodeposición.

FUENTE: Inicia DUAL QUÍMICA 2º BACHILLERATO Oxford EDUCACIÓN

Termoquímica

por QuimicaLab | Sep 16, 2021 | NIVEL AVANZADO

Determinar la entalpía de reacción para el proceso N₂H₄(l) + 2 H₂O₂(l) → N₂(g) + 4 H₂ O (l) a partir de los datos siguientes:

N₂H₄(l) + O₂(g) → N₂(g) + 2H₂ O(l) ΔH_a = −622,2 kJ

H₂ (g) + 1/2 O₂ (g) → H₂O(l) ΔH_b = −285,8 kJ

H₂(g) + O₂(g) → H₂O₂(l) ΔHc = −187,8 kJ

SOLUCIÓN

Según la ley de Hess la entalpía de reacción es la suma de las entalpías de las reacciones por etapas que dan la reacción deseada. En este caso:

$\fn_cm \small \small \Delta H = \Delta H_a + 2\Delta H_b - 2\Delta H_c = -622,2-2285,8+2187,8=-818,2 \ kJ$

Calcula el calor de formación del acetileno (etino), conocidos los calores de formación del H₂O(l) y del CO₂, así como el calor de combustión del acetileno: ΔH°_f[H2O(l)] = -285,8 kJ/mol; ΔH°_f[CO₂(g)] =-393,13 kJ/mol; ΔH°_f(combustiión etino) = -1300 kJ/mol.

SOLUCIÓN

La reacción de formación del acetileno es:

$\fn_cm \small 2C(s) + H_2(g) \rightarrow C_2H_2(g)$

Su ΔH°_fla podemos calcular a partir de su reacción de combustión:

$\fn_cm \small \small C_2H_2(g) +\frac{5}{2}O_2(g) \rightarrow 2CO_2(g) + H_2O(l) \ \ \ \ \Delta H^o_c= -1300 \ kJ/mol$

Aplicando la ley de Hess:

$\fn_cm \small \small \Delta H^o_c = \sum \Delta H^o_f(productos) - \sum \Delta H^o_f(reactivos) = 2\Delta H^o_f(CO_2) + \Delta H^o_f(H_2O) - \Delta H^o_f(C_2H_2) = -786,26 + (-285, 8) - \Delta H ^o_f(C_2H_2) = -1300 kJ/mol$

$\fn_cm \small \small \Delta H^o_{f(C_2H_2)}= -227,94 \ kJ/mol$

Calcula el calor de combustión del butano, sabiendo que los calores de formación del dióxido de carbono, agua y butano son, respectivamente, -393, -242 y -125 kJ/mol.

SOLUCIÓN

La reacción de combustión del C₄H₁₀:

$\fn_cm \small C_4H_{10}(g) + \frac{13}{2}O_2(g) \rightarrow 4CO_2(g) + 5H_2O(l)$

$\fn_cm \small \Delta H_{combusti\acute on} = \sum_{p}^{} \Delta H_f{(productos)} - \sum_{r}^{} \Delta H_f{(reactivos)}$

$\fn_cm \small \Delta H_{combusti\acute on} = 4\Delta H_f(CO_2) + 5\Delta H_f(H_2O) -\Delta H_f (C_4H_{10})$

Sustituyendo las entalpías de formación por los datos del enunciado: ΔH_combustión = 2657 kJ/mol de C₄H₁₀.

Téngase en cuenta que ΔH_fO₂(g) = 0.

Un proceso químico tiene variación de entalpía y de entropía positivas. Razonar cuales serían las condiciones más adecuadas para que el proceso pueda ser espontáneo.

SOLUCIÓN

Usando la relación termodinámica para temperatura constante:

$\fn_cm \small \small \Delta G = \Delta H - T \Delta S$

el proceso será espontáneo cuando se cumpla:

$\fn_cm \small \Delta G < 0$

Si el proceso está en equilibrio:

$\fn_cm \small \small \Delta G = 0$

Podemos calcular la temperatura de equilibrio haciendo:

$\fn_cm \small \Delta G = 0 \ \ \ \Delta H = T_{eq} \cdot \Delta S \ \ \ T_{eq} = \frac{\Delta H}{\Delta S}$

por tanto, al ser $\fn_cm \small \Delta H > 0 \ \ y \ \ \Delta S > 0$ para que el proceso sea espontáneo $\fn_cm \small (\Delta G < 0)$ será necesario que domine el término negativo $\fn_cm \small (-T \Delta S)$ lo cual será posible si y solo si $\fn_cm \small T > T_{eq}$

Para la siguiente reacción: 2H₂S (g) + 3O₂ (g) → 2H₂O (l) + 2SO₂ (g). Calcular despreciando las variaciones de C_P con la temperatura: a) ΔH(298 K) b) ΔH(370 K) c) ΔS(298 K) d) ΔS(370 K) e) ΔG(298 K) f) ΔG(370 K). Utilizar los datos dados en la siguiente tabla:

Sustancia	ΔH^o_{f 298} Kcal/mol	ΔS^o_{f 298} cal/mol/K	ΔC^o_{p 298} cal/mol/K
H₂O(l)	-68.315	16.71	18.00
H₂S(g)	-4.93	49.16	8.18
O₂(g)	0	49.003	7.02
SO₂(g)	-70.94	59.30	9.53

SOLUCIÓN

$\fn_cm \small \Delta H(T_2)-\Delta H(T_1)=\int_{T_1}^{T_2}C_p(T)dT$

$\fn_cm \small \Delta S(T_2)-\Delta S(T_1)=\int_{T_1}^{T_2}\frac{C_p(T)}{T}dT$

$\fn_cm \small \Delta G(T)=\Delta H(T)-T\Delta S(T)$

$\fn_cm \small \Delta H^{298}_{reacci\acute on} = 2 \Delta H^o_{298} (H_2O) + 2 \Delta H^o_{298}(SO_2) - 2 \Delta H^o_{298} (H_2S) -3 \Delta H^o_{298} (O_2)$

$\fn_cm \small \Delta H^{298}_{reacci\acute on} = 2 (-68,315) \ kcal + 2 (-70,94)\ kcal - 2(-4,93) kcal - 0 = -268,65 \ kcal$

$\fn_cm \small \Delta H^{370}_{r}-\Delta H^{298}_{r}=\int_{298}^{370}C_p(T)dT=(2\cdot 18+2\cdot 9,53-2\cdot 8,18-3\cdot 7,02)= 1,27 kcal$

$\fn_cm \small \Delta H^{370}_{r}=-268,65 + 1,27 = -267,23 \ kcal$

$\fn_cm \small \Delta S^{298}_r=2S^o_{298}(H_2O)+2S^o_{298}(SO_2)-2S^o_{298}(H_2S)-3S^o_{298}(O_2)$

$\fn_cm \small \Delta S^{298}_r=-93,309 \ cal/K$

$\fn_cm \small \Delta S^{370}_{r}-\Delta S^{298}_{r}=\int_{298}^{370}\frac{C_p(T)}{T}dT=\Delta C_p\cdot log_e \cdot \left ( \frac{370}{298} \right )$

$\fn_cm \small \Delta S^{370}_{r}=-93,309+17,64\cdot 0,21=-89,49 \ cal/K$

$\fn_cm \small \Delta G^{298}_r=\Delta H^{298}_r-298\cdot \Delta S^{298}_r=-268,65+29893,31=-240,69 \ kcal$

$\fn_cm \small \Delta G^{370}_r=\Delta H^{370}_r-370\cdot \Delta S^{370}_r=-267,23+37089,49=-234,12 \ kcal$

La reacción es espontánea, aunque se aumente la temperatura, lo que no favorece su espontaneidad. Si hubiéramos calculado:

$\fn_cm \small \Delta G^{298}_r=\Delta H^{370}_r-298\cdot \Delta S^{370}_r=-267,23+29889,49=-240,56 \ kcal$

$\fn_cm \small \Delta G^{370}_r=\Delta H^{298}_r-370\cdot \Delta S^{298}_r=-268,65+37093,31=-234,12 \ kcal$

Esto ocurre ya que C_p no depende de la temperatura y para T₁ y T₂ próximas:

$\fn_cm \small T_2-T_1\approx T_2\cdot log_e\left ( \frac{T_2}{T_1} \right )$

1. Se comunica a un sistema una cantidad de calor de 800 calorías y el sistema realiza un trabajo de 2 KJ. ¿Cuál es la variación que experimenta su energía interna?. Sol: 320 cal.
2. Al quemar 2,35 gr de benceno en una bomba calorimétrica a volumen constante, se desprenden a 25ºC, 23.540 calorías. Calcular el calor de combustión del benceno a presión constante y a la misma temperatura. Sol: -3,7 KJ
3. Hallar la variación de energía interna de un gas que a) absorbe 150 J de calor y hace un trabajo de 0,15 kJ. Sol: 0 J b) desprende 300 J y hace un trabajo de 0,15 kJ. Sol: -450 J.
4. Al vaporizarse 1 mol de agua liquida a la temperatura de ebullición y a la presión constante de 1 atmósfera, se absorben 9,7 Kcal. El sistema realiza trabajo sobre la atmósfera que le rodea, a causa de la variación de volumen que tiene lugar cuando el agua pasa de liquido a vapor. Calcular: a) el trabajo realizado por un mol de agua liquida, sabiendo que su volumen a 373ºK es 0,019 litros y considerando que el vapor se comporta como un gas ideal.3099,63 J b)l a entalpía y variación de energía libre para este proceso. Sol: 40,54 KJ; 37,45 KJ.
5. Con el calor procedente de la combustión de 1 metro cúbico de etileno, medido en c.n., ¿qué masa de agua, inicialmente a 25 ºC, se puede convertir en vapor a 100ºC. El calor de vaporización del agua a 100ºC es 539,5 cal/gr. Sol: 24,6 kJ.
6. Queremos calentar a ebullición y convertir en vapor a 100ºC, 1000 L de agua que están a 0ºC. Hallar la masa de cada una de las siguientes sustancias: a) carbón, b) metano, c) propano, d) butano, e) etileno, f) metanol, g) etanol, que necesitamos quemar, suponiendo que se aprovecha el 75% del calor desprendido en la combustión. Sol: 108,80; 64,13; 70,73; 71,79; 70,8; 157,24; 120,1 Kg.
7. La entalpía estándar de combustión del butano es -2.878,6 kJ/mol. Escribir la reacción y calcular la energía total que puede obtenerse de una bombona de butano que contiene 4 kg de gas, al quemarlo en condiciones estándar. Sol: 198500 KJ.
8. La entalpía estándar de combustión del butano gaseoso, para dar dióxido de carbono y agua liquida es -2.878,6 kj/mol. Las entalpias de formación de estas dos ultimas sustancias son, respectivamente, -393,5 y -285,8 kJ/mol. Calcular para el butano : a) su calor de formación a presión constante, b) su calor de formación a volumen constante. Sol:124,4; 144,47 kJ/mol.
9. Sabiendo que el calor de combustión del acetileno es -1298,3 KJ y que los de formación del CO₂ y H₂O(l) son, respectivamente, -393,41 y – 285,85 kJ/mol, calcula el calor de formación del acetileno. Sol: 225.63 kJ/mol.
10. Dadas las reacciones químicas descritas en las siguientes ecuaciones: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O (l) ΔH = -571,54 kJ H₂O₂(l) → H₂O(l) + ½ O₂(g) ΔH = -96,209 kJ determina la entalpía de formación del H₂O₂(l). Sol: -189,56 kJ/mol.
11. ¿Cuál será el calor de reacción correspondiente a la oxidación del alcohol etílico a ácido acético, si en la combustión de 1 gr de alcohol y 1 gr de ácido acético en condiciones normales se desprenden, respectivamente, 29803,4 J y 13233,88 J? (El agua formada queda en estado liquido). Sol: -576,93 kJ/mol.
12. ¿Cuánto calor se desprenderá en la combustión de un litro de alcohol de 96º que forma al quemarse anhídrido carbónico y agua liquida? (Densidad de la disolución alcohólica 0,8028 gr/cm³). Sol: -22969,123 kJ.
13. Los calores de combustión del etileno, carbono e hidrógeno son, respectivamente : -1396, -393,41 y -285,77 kJ/mol. Calcular, con estos datos, el calor de formación del etileno. Sol: -37,64 kJ/mol.
14. Calcular el calor de formación del óxido nítrico (NO) a partir de las dos ecuaciones termoquímicas siguientes: N₂(g) + 2O₂(g) → 2 NO₂(g) – 67,78 kJ y 2NO(g) + O₂(g) → 2NO₂(g) + 112,92 kJ Sol: 90,35 kJ
15. La entalpía de formación del butano es 124,65 kJ/mol. Calcula: a) Cuántas calorías suministra la combustión de los cuatro kilos de butano contenidos en una bombona. Sol: -51772,3 Kcal. b) Volumen de aire consumido en la combustión, si la temperatura ambiente es la estándar, 25ºC. Sol: 52162,233 L.
16. Calcula la variación de la energía interna para la combustión del C6H6(l), si en la reacción se produce CO₂(g) y H₂O(l) y el proceso tiene lugar a la temperatura constante de 25ºC. Sol: -3297,76 kJ/mol.
17. El butano comercial es una mezcla que contiene el 92% de butano, el 6% de propano y otros gases que consideramos no aprovechables. Una botella de butano, a la presión de 2 atm. y 0ºC, contiene 12 kilos de esa mezcla gaseosa. Calcula a) cantidad de calor desprendido en la combustión de todo el gas de la botella. Sol: 631587,28 kJ. b) cantidad de aire necesario para la combustión del butano, si la temperatura ambiente es de 25ºC. Sol: 153,48 m³
18. La combustión del etano y del eteno, desprenden, respectivamente, 1560,95 y 1411,93 kJ/mol. Calcular la variación de entalpía para la reacción: C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) Sol: -434,79 kJ/mol
19. La descomposición de ácido fórmico, para dar monóxido de carbono (gas) y agua (líquida), ¿es endotérmica o exotérmica?. Demuéstralo. Calcula la cantidad de calor absorbido o desprendido al descomponerse 920 gr de ácido fórmico. Sol: 675,2 kJ
20. Calcula: a) La cantidad de calor desprendido en la combustión de 5 kg de propano. Sol: 252211,3 kJ. b) La variación de la energía interna del sistema si la reacción transcurre en condiciones estándar. Sol: -251366,08 kJ.
21. Los calores de combustión de la glucosa, C₆H₁₂O₆(s) y del etanol líquido, son -2785,69 y -1370,956 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos, calcula el calor que se desprenderá en la fermentación de 100 kg de glucosa. Sol: 43,778 kJ/mol.

En la combustión a volumen constante y a 25 °C, de 1 g de ácido tartárico sólido (COOH-CHOH-CHOH-COOH) se desprenden 1840 calorías. Las entalpías de formación del CO₂(g) y del H₂O(I) son, respectivamente,-393,5 y -285,8 kJ/mol. Calcular la entalpía de formación del ácido tartárico. Sol: -1279,9 KJ/mol.
En la combustión a volumen constante de 1 gramo de ácido tartárico, a 25°C se desprenden 1.840 calorías. Calcular el calor de combustión del ácido tartárico a presión constante. Sol: Q_p = -275,11 kcal/mol.
Para la obtención de oxígeno en el laboratorio se utiliza la descomposición térmica del clorato de potasio según la ecuación: 2KCIO₃(s) 2KCI(s) + 30₂(g); ΔHº = -89,5 kJ. Calcular la energía calorífica que se desprende cuando se obtienen 20 litros de oxígeno, medidos a 25 °C y 1 atmósfera. Sol: -24,4 kJ.
El calor de combustión de la glucosa, C₆H₁₂0₆, es 2816,8 kJ/mol y el del etanol, C₂H₅OH, 1366,9 kJ/moI. Calcular el calor desprendido cuando se forma un mol de etanol por fermentación de la glucosa: C₆H₁₂0₆ → 2C₂H₅OH +2CO₂(g) Sol: -41,5 kJ/mol
La entalpía de formación estándar del tricloruro de fósforo a 298ºK, es -287 kJ/mol. Se sabe que para la reacción: PCI₃(l) + Cl₂(g) → PCl₅(s), ΔHº = -95 kJ
Escribir la reacción de formación del tricloruro de fósforo y calcular la entalpía de formación estándar del pentacloruro de fósforo. SoI: ΔHº = -382 kJ/mol.
Sabiendo que para la reacción: Pb(s) + 2AgCl(s) → 2Ag(s) + PbCl₂(s), ΔHº = -105,0 kJ y que la entalpía estándar de formación del AgCl(s) es -127,2 kJ/mol, halla la entalpía estándar de formación del PbCl₂(s).Sol: ΔHº_f = -359,4 KJ/mol.
Teniendo en cuenta las entalpías estándar de formación, hallar la variación de entalpía correspondiente a la reacción: CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g) ¿Qué cantidad de calor se necesita para descomponer 6 toneladas de piedra caliza del 85 % de riqueza?. Sol: 178,3 KJ; 9,09.10⁶ KJ.
Calcular la entalpía de formación de óxido de cinc con los datos siguientes: a) H₂SO₄(aq) + Zn(s) → ZnSO₄(aq) + H₂(g) ΔH = -80,1 kcal. b) 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(I) ΔH = -136,6 kcal. c) H₂SO₄(aq) + ZnO(s) → ZnSO₄(aq) + H₂O(l) ΔH = -50,52 kcal. Sol: -97,9 kcal/mol.
Calcular la entalpía estándar de formación del ácido fórmico, HCOOH, con los datos siguientes: a) HCOOH + 2O₂ → CO₂ + H₂O. ΔHº= -62 kcal. b) CO + 1/2O₂ → CO₂ΔHº= -68 kcal. c) H₂ + 1/2O₂ → H₂O ΔHº= -68 kcal. d) C + 1/2 O₂ → CO ΔHº= -29 kcal. Sol: ΔHº (HCOOH) = -103 kcal/mol.
Calcular el calor de condensación del agua a 298ºK, a partir de las ecuaciones termoquímicas siguientes: a) 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(I) ΔHº = -136,64 kcal. b) 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g) ΔHº = -115,58 kcal. Sol: ΔHº = -10,53 kcal/mol.
A partir de los valores de las entalpías estándar de formación: a) Determinar el calor de combustión del benceno, suponiendo que el agua formada se encuentre en estado líquido. b) Hallar la cantidad de calor que se desprende al formarse 72 gramos de agua. Sol:a) -3267,4 KJ/mol; b) 4357 KJ/mol
Teniendo en cuenta las entalpías normales de formación: a) Calcular la variación de entalpía que corresponde a la siguiente reacción (verificada en condiciones estándar): CO(g) + 1/2 O₂(g) → CO₂(g) b) Durante la década de los años cuarenta se utilizó en España, como combustible para motores, el monóxido de carbono procedente de la combustión incompleta del carbón. ¿Qué cantidad de calor se producía (al quemarse 100 m³ de CO, medidos en c.n.?. Sol: a) -283 KJ b) 1,26·10⁶
La reacción: CuO(s) + H₂(g) → Cu(s) + H₂O(l) ¿es exotérmica o endotérmica? (La entalpía estándar de formación del CuO es -161,1 kJ/mol.) Dibujar el diagrama entálpico correspondiente. Sol: Exotérmica.
Sabiendo que el calor de combustión de la propanona es ΔHº = -1787,2 kJ/mol, hallar la entaIpía de formación de la misma. (Suponer que el agua final se obtiene en estado líquido.) Sol: -250,7 KJ/mol
Calcular la variación de entalpía correspondiente al proceso: Zn(s) + CI₂(g) → ZnCI₂(aq) a partir de los siguientes datos: a) Entalpía de formación del HCl(g) = -22060 cal/mol. b) Entalpía de disolución del HCl(g) = -17630 cal/mol. c) Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + H₂(g); ΔHº = -35890 cal. Sol: -115,3
Calcular la entalpía de formación del AlCI₃(s), a partir de las siguiente ecuaciones termoquímicas: a) 3Al(s) + 3HCl(aq) → AlCI₃(aq) + 3/2 H₂(g) ΔHº = -127 kcal b) H₂ + Cl₂ → 2HCl(g) ΔHº = -44 kcal c) HCl (g) → HCl(aq) ΔHº = -17,5 kcal d) AlCI₃(s) → AlCl₃(aq) ΔHº = – 77,9 Kcal Sol: -167,6 kcal/mol.
Dibujar el diagrama entálpico correspondiente a la reacción: S(s) + H₂(g) → H₂S(g) ΔHº = -5,3 kcal/mol.
Sabiendo que la entalpía de formación del amoníaco es ΔHº= -10,94 kcal/mol, calcular la cantidad de calor que se produce al obtener 200 litros de amoníaco, medidos en condiciones normales. Sol: 97,6 kcal.
En la fermentación de la glucosa se obtienen etanol y dióxido de carbono. Si en la combustión completa de la glucosa y del etanol se desprenden, respectivamente, 3,74 kcal/g y 7,11 kca/g y al formarse dióxido de carbono se desprenden 94 kcal/mol, calcular el calor de la reacción de fermentación de la glucosa, indicando explícitamente al final si el proceso es endo- o exotérmico. Sol: 19,1 kcal/mol. El proceso es exotérmico.
Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas: 1) I₂(g) + H₂(g) → 2HI(g) ; ΔHº = -0,8 kcal. 2) I₂(s) + H₂(g) → 2IH(g) ΔHº = 12,0 kcal. 3) I₂(g) + H₂(g) → 2HI(aq) ; ΔHº = -26,8 kcal Calcular: a) El calor latente molar de sublimación del yodo. b) El calor de disolución molar del yo duro de hidrógeno. c) La cantidad de calor necesario para disociar en sus componentes el duro de hidrógeno gaseoso contenido, a 25ºC, en un matraz de 750 L a la presión de 800 mm de Hg.Sol: a) 12,8 kcal/mol b) -13 kcal/mol c) 12,9.
A partir de las energías medias de enlace hallar el valor aproximado de la entalpía estándar de hidrogenación del acetileno a etano. Sol: -305 KJ.
A partir de las energías medias de enlace, sabiendo que la entalpía estándar de sublimación del grafito es 718,6 kJ/mol, hallar el valor de la entalpía normal de formación del etanol en estado gaseoso. Sol: -241,8 KJ/mol.
A partir de las energías de enlace, calcular la entalpía estándar de combustión del octano. Sol: -3886 KJ/mal.
Indicar el signo de la variación de entropía en las siguientes reacciones químicas: a) CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g) b) HCl(g) + NH₃(g) → NH₄Cl(s) c) C(s) + O₂(g) → CO₂(g)
Dada la siguiente ecuación termoquímica: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g) ΔHº = -483,6 kJ, señalar cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles falsas. a) Al formarse 18 g de agua en condiciones estándar se desprenden 483,6 kJ. b) La formación del agua es una reacción muy exotérmica. c) Dado que ΔHº<0, la formación del agua es, con casi completa seguridad, un proceso espontáneo. d) La reacción de formación del agua será muy rápida.
Sabiendo que para la reacción: N₂O(g) → N₂(g) + O₂(g) ΔH = 10,5 kcal y ΔS = 18 cal/K, predecir si dicha reacción será o no espontánea a 27°C. Sol: No será espontánea.
Con los siguientes datos:

Sustancias H₂S(g) SO₂(g) H₂O(l) S(s)

ΔHº(kcal/mol) -5,3 -70,9 -68,3 0

ΔHº(kcal/mol) 49,15 59,24 16,75 7,62

Determinar los valores ΔHº, ΔSº y ΔGº para la reacción: 2H₂S(g) + SO₂(g) → 2H₂O(l) + 3S(s) Sol: -55,1 kcal; -101,2 cal/K; -24,9 kcal.
La variación de entalpía, ΔH, en un proceso químico permite clasificar a éste como exotérmico o endotérmico. El proceso: Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂(g), es exotérmico. Contestar razonadamente a los siguientes puntos: a) ¿Qué gráfica representa correctamente la reacción: la (I) o la (II)? b) Para dicho proceso el calor desprendido a presión constante es 37,6 kcaJ/mol. Utilícese el primer principio para deducir, sin cálculos numéricos, si a volumen constante se desprende más o menos calor. c) Una reacción exotérmica ¿es necesariamente espontánea?
Sabiendo que para el proceso: NO₂(g) → N₂(g) + O₂(g) ΔH = 10,5 kcal/mol y ΔS = 18.10^-3 kcal/mol·K. a) Dibujar el correspondiente diagrama entálpico. b) ¿Se trata de una reacción endo o exotérmica? c) Calcular la variación de la energía de Gibbs y la tendencia al cambio espontáneo a 27°C. Sol: b) Dado que ΔH>0, la reacción es endotérmica c) ΔG = +5,1 kcal/mol; no espontáneo.
En la reacción: Ag₂O(s) → 2Ag(s) + O₂(g) en condiciones estándar ΔHº = 7,31 kcal y ΔSº= 0,0158 kcaJ/K. Con la aproximación de que permanezcan independientes de la temperatura predecir en qué sentido será espontánea la reacción: a) A 25 °C y 1 atmósfera. b) A 300 °C y 1 atmósfera. c) ¿A qué temperatura se hallará la reacción en equilibrio?. a) En el sentido de formación del Ag₂O.b) En el sentido de descomposición del Ag₂O c) A 190 ºC.
Para la reacción de formación del agua: H₂(g) + O₂(g) → H₂O(g) ΔHº = -58 kcal/mol y ΔSº = -10,7 cal/mol·K. Calcular: a) Si el proceso es espontáneo a 25 °C. b) La temperatura a la que se alcanza el equilibrio. c) ¿Cuáles serían las condiciones más favorables para obtener vapor de agua? Sol: a) Es espontáneo. b) A 5 420 K.
Para obtener cloruro de etilo podemos emplear dos métodos distintos: 1) C₂H₆(g) + Cl₂(g) → C₂H₅Cl(g) + HCl(g) 2) C₂H₄(g) + HCl(g) → C₂H₅Cl(g). Para la primera reacción: ΔSº= +2,09 J/mol·K y para la segunda: ΔSº= -128,6 J/mol·K. Por otra parte: ΔHº_f(C₂H₅CI) = -104,9 kJ/mol; ΔHº_f(HCI) = -92,3 kJ/mol ; ΔHº_f(C₂H₆) = -84,7 kJ/mol, y ΔHº_f(C₂H₄) = +52,3 kJ/mol.¿Cuál de los dos métodos es preferible? Sol: El primero.

JUNIO 2015

Los calores de combustión bajo condiciones estándar de eteno (C₂H₄), carbono (para producir CO₂) e hidrógeno son -1409, -393,6 y -286 kJ/mol, respectivamente. A partir de estos datos:

Calcule la entalpía de formación estándar del eteno. (1 punto)
Justifique si la reacción de formación del eteno será espontánea bajo determinadas condiciones de temperatura. (1 punto)

SEPTIEMBRE 2015

Sabiendo que la entalpía de combustión del carbono para producir CO₂ es igual a -393 kJ/mol:

Calcule la energía liberada en la producción de 150 g de CO₂ si el rendimiento es del 45% (1,3 puntos)
Indique cómo afectaría al equilibrio de combustión del carbono: i) un aumento de la temperatura del sistema y ii) un aumento en la presión del sistema (0,7 puntos) Datos: Masas atómicas: C=12, O=16 g/mol.

JUNIO 2016

Calcule a partir de qué temperatura la siguiente reacción será espontánea: (2 puntos)

2Fe₂O₃(s) + 3 C(s) → 4Fe(s) + 3CO₂ (g)

sabiendo que la entalpía estándar de formación de CO₂(g) es igual a -393,5 kJ mol^-1 y la de Fe₂O₃(s) es -824 kJmol^-1. Los valores de las entropías estándar son: 213,7 Jmol^-1K^-1 para CO₂(g); 27,2 Jmol^-1K^-1 para Fe(s); 87,4 Jmol^-1K^-1 para Fe₂O₃(s) y 5,7 Jmol^-1K^-1 para C(s).

SEPTIEMBRE 2016

Al quemar 1,02 g de ácido acético se desprenden 14,5 kJ según la siguiente reacción química:

CH₃COOH + 2O₂ → 2CO₂ + 2H₂O

Calcule la entalpía de combustión para 1 mol de ácido acético (0,5 puntos)
Halle la entalpía estándar de formación del ácido acético (1,5 puntos)

Datos: Masas atómicas: C=12, O=16, H=1. ΔH^o_f(CO₂) = -394 kJ mol^-1; ΔH^o_f (H₂O) = -259 kJ mol^-1.

SEPTIEMBRE 2020

Dibuje el ciclo de Born-Haber para la formación del LiF(s) a partir de Li(s) y F₂(g), y determine su energía de red, ΔH_red[LiF(s)], a partir de los siguientes datos: (1,5 p)

- Entalpía de formación del LiF(s): ΔH°_f = ‒594,1 kJ·mol^-1
- Afinidad electrónica del F: AE = ‒333 kJ·mol^-1
- Entalpía de sublimación del Li: ΔH_sub = 155,2 kJ·mol^-1
- Energía de ionización del Li: EI = 520 kJ·mol^-1
- Entalpía de disociación del F₂: ΔH_disoc = 150,6 kJ·mol^-1
Indique si la energía de red del NaCl(s) será mayor o menor (en valor absoluto), que la del LiF(s). Justifique su respuesta. (0,5 p)

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El enlace químico

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JUNIO 2018

SEPTIEMBRE 2018

SEPTIEMBRE 2019

SEPTIEMBRE 2020

Oxidación-Reducción

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Termoquímica

Determinar la entalpía de reacción para el proceso N₂H₄(l) + 2 H₂O₂(l) → N₂(g) + 4 H₂ O (l) a partir de los datos siguientes:

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JUNIO 2015

SEPTIEMBRE 2015

JUNIO 2016

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Sustancias moleculares	Sólidos covalentes
Forman moléculas con unos pocos átomos. ejemplos O₂, H₂O, CCl₄, … Punto de fusión y ebullición bajos. Solubles en disolventes de polaridad similar. No conducen la electricidad. Los sólidos son blandos y elásticos.	Gran número de átomos unidos por enlaces covalentes. ejemplos: diamante, grafito, grafeno, etcétera. Puntos de fusión y ebullición muy altos. Solo conduce la electricidad los que tiene electrones libres como el grafito. Duros y frágiles. Insolubles en cualquier disolvente.

Oxidación (ánodo)	2H₂ (g) + 4OH^–(aq) → 4H₂O + 4e^–
Reducción (cátodo)	O₂(g) + 2H₂O + 4e^– → 4OH^–(aq)
Reacción de la pila	2H₂ (g) + O₂(g) → 2H₂O

Sustancias	H₂S(g)	SO₂(g)	H₂O(l)	S(s)
ΔHº(kcal/mol)	-5,3	-70,9	-68,3	0
ΔHº(kcal/mol)	49,15	59,24	16,75	7,62

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Determinar la entalpía de reacción para el proceso N2H4(l) + 2 H2O2(l) → N2(g) + 4 H2 O (l) a partir de los datos siguientes:

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