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Química orgánica

por QuimicaLab | Nov 29, 2021 | NIVEL AVANZADO

Cinética Química

por QuimicaLab | Nov 10, 2021 | NIVEL AVANZADO

Para una reacción general A + B → Productos, se han realizado tres experimentos mediante los que, partiendo de ciertas concentraciones iniciales de A y B, se obtuvieron los valores de velocidad de reacción:

Experimento	[A] (M)	[B] (M)	v_reacción [(mol/L)/min]
1	0,020	0,010	1,2·10^-5
2	0,020	0,020	4,8·10^-5
3	0,040	0,010	1,2·10^-5

Determina:

Órdenes parciales con respecto a los reactivos A y B.
El orden global de la reacción.
La ecuación de velocidad.
El valor y las unidades de la constante de velocidad.
La velocidad de reacción cuando las concentraciones iniciales de A y B son 0,03M.

SOLUCIÓN

a. En primer lugar, se analiza la influencia de cada reactivo en la velocidad de reacción. Comparando los experimentos 1 y 3, vemos que cuando solo varía [A], la velocidad no cambia. Así pues, la velocidad no depende de la concentración de esta sustancia, es decir, su orden es 0.

Al comparar ahora los experimentos 1 y 2, comprobamos que, al duplicarse [B], la velocidad se duplica (2²). La ecuación de velocidad de esta reacción es de orden 2 con respecto a B:

$\fn_cm \frac{[B]_2}{[B]_1}=\frac{0,02}{0,01}=2 \ \ \Rightarrow \frac{v_{reacci\acute on \ 2}}{v_{reacci \acute on \ 1}} = \frac{4,8 \cdot 10^{-5}}{1,2 \cdot 10^{-5}}=4=2^2$

b. El orden global de la reacción se establece a partir de los órdenes parciales; el orden de la reacción con respecto a A es 0, y con respecto a B es 2, luego el orden global es 0+2=2.

c. La ecuación de velocidad es.

$\fn_cm v=k[A]^0[B]^2=k[B]^2$

d. Utilizando los datos de la tabla de los experimentos 1 y 2, calculamos el valor y las unidades de k:

$\fn_cm 1,2 \cdot 10^{-5} = k \cdot 0,01^2 \Rightarrow k=0,12 \ (mol/L)^{-1}\cdot min^{-1}$

$\fn_cm 4,8 \cdot 10^{-5} = k \cdot 0,02^2 \Rightarrow k=0,12 \ (mol/L)^{-1}\cdot min^{-1}$

e. Aplicando la ecuación de velocidad para esta reacción:

$\fn_cm v=k[B]^2=0,12 \cdot 0,03^2=1,08\cdot 10^{-4} \ (mol/L)/min$

Una reacción química del tipo aA + bB → cC + dD tiene la siguiente ecuación de velocidad v=k[A]²[B]. En la tabla se recogen los datos de tres experimentos:

Experimento	[A] (M)	[B] (M)	v_reacción [(mol/L)/min]
1	0,012	0,006	1,8·10^-9
2	0,006	0,006	…
3	…	0,012	1,44·10^-8

Completa la tabla, determina la constante de velocidad y deduce el orden parcial y el orden total de la reacción.

SOLUCIÓN

Con los datos del primer experimento podremos conocer la constante de velocidad:

$\fn_cm v=k[A]^2[B]$

$\fn_cm v=k[A]^2[B] \Rightarrow 1,8\cdot 10^{-9}=k \cdot (0,012)^2 \cdot 0,006$

Deducimos sus unidades del análisis dimensional de la ecuación:

$\fn_cm [k]=\frac{mol L^{-1} \cdot s^{-1}} {mol^2L^{-2} \cdot mol \cdot L^{-1}}=\frac{1}{mol^2 L^{-2}\cdot s}=mol^{-2} \cdot L^2 \cdot s^{-1}$

Por tanto, la constante de velocidad será:

$\fn_cm [k]= 2,08\cdot 10^{-3} \ mol^{-2}\cdot L^2 \cdot s^{-1}$

Para conocer la velocidad de reacción del segundo experimento, basta con sustituir los datos en la ecuación de velocidad:

Del tercer experimento se desconoce la concentración inicial de A, se obtiene despejándola de la ecuación de velocidad:

Obtendremos los órdenes parciales y totales de la reacción a partir de su ecuación de velocidad: el orden de la reacción con respecto a A es 2 (exponente de A en la ecuación de velocidad); el orden de la reacción con respecto a B es 1 (exponente de B en la ecuación de velocidad), y el orden global es 2 + 1 =3 (orden para A + orden para B).

La energía de activación de cierta reacción química es 240 kJ/mol a 300 K. ¿A qué temperatura habría que trabajar para duplicar el valor de su constante de velocidad? ¿En qué factor cambiará la velocidad de reacción?

SOLUCIÓN

Utilizamos la expresión Arrhenius que relaciona la constante de velocidad de una reacción con la temperatura a la que se produce. Para las situaciones 1 y 2:

$\fn_cm ln \frac{k_2}{k_1} = \frac{E_a}{R} \left (\frac{1}{T_1}-\frac{1}{T_2} \right )$

Si queremos duplicar la constante de velocidad y con los datos del enunciado (donde R=8,31 J/molK):

$\fn_cm ln \2 = \frac{240\cdot 10^3}{8,31}\left (\frac{1}{300}-\frac{1}{T_2} \right ) \ \Rightarrow T_2=302K$

Las velocidades serán:

$\fn_cm v_1=k_1[A]^n \ y \ v_2 = k_2[A]^n$

Dividiendo una entre otra:

$\fn_cm \frac{v_2}{v_1}=\frac{k_1}{k_2}=2 \ \Rightarrow \ v_2=2 v_1$

Obsérvese que un incremento de tan solo 2ºC en la temperatura de la reacción basta para duplicar su velocidad.

La velocidad de reacción a + 2B →C en fase gaseosa solo depende de la temperatura y de la concentración de A, la velocidad, de tal manera que si se duplica la concentración de A, la velocidad de reacción también se duplica

Justifica para que reactivo cambia más deprisa la concentración
Indica los órdenes parciales respecto de A y de B y escribe la ecuación cinética.
Indica las unidades de la constante cinética.
¿Cómo afecta a la velocidad de reacción una disminución del volumen a temperatura constante?

SOLUCIÓN

De acuerdo con la estequiometría de la reacción, cada vez que desaparece un mol de A, desaparecen dos moles de B y aparece un mol de C. por tanto, la velocidad a la que desaparece B es el doble de la velocidad a la que desaparece A y aparece C.
Según el enunciado, la velocidad es directamente proporcional a la concentración de A y no depende de la concentración de B junto la ecuación de velocidad es por tanto, v = K[A]. Es decir, el orden de la reacción para A es 1 (exponente de [A] en la ecuación de velocidad); el orden de la reacción para B es 0 exponentes de B en la ecuación de velocidad, y el orden global es 1 + 0 = 1.
De la ecuación de velocidad se extrae, despejando K, que esta constante se mide en s^-1.
Al disminuir el volumen, aumenta la concentración de los reactivos. Puesto que la velocidad es proporcional a la concentración de la sustancia A, al disminuir el volumen aumentará igualmente la velocidad de la reacción

VELOCIDAD

1. Escribe la expresión de la velocidad de reacción en función de la concentración de cada una de las especies que intervienen en el proceso de obtención de amoniaco. N₂+3H₂ →2NH_₃

2. Escribe las expresiones de la velocidad para las siguientes reacciones en términos de la desaparición de los reactivos y de la aparición de los productos: a) I^–(aq) + ClO^–(aq) → Cl^–(aq) + IO^–(aq) b) 3O₂(g) → 2O₃(g) c) 4NH₃ (g) + 5O₂ (g) → 4NO(g) + 6H₂O(g) d) 2NO₂ (g) → N₂O₄ (g) e) I₂ (g) + H₂ (g) → 2HI (g)

3. Se ha medido la velocidad en la reacción A + 2 B → C a 25 ºC, para lo que se han diseñado cuatro experimentos, obteniéndose como resultado la siguiente tabla de valores.

Experimento	[A]₀(M)	[B]₀ (M)	v₀ (mol·L^-1·s^-1)
1	0,1	0,1	5,5·10^-6
2	0,2	0,1	2,2·10^-5
3	0,1	0,3	1,65·10^-5
4	0,1	0,6	3,3·10^-5

Determinar la ley de velocidad para la reacción y su constante de velocidad. Sol.: α = 2; β = 1; k = 5,5·10⁻³

4. Sea la reacción que transcurre en una etapa simple: 2A+B → 3C donde A y B son los reactivos y C es el único producto. (a) Exprese la velocidad de reacción, v_r, indicando sus unidades, en función del reactivo A y del producto C. (b) La ecuación cinética de esta reacción es v_r=k[A][B]. Indique el orden total de la reacción, así como las unidades de la constante cinética, k.

5. En la reacción 2NO + 2 H₂ → N₂ + 2H₂O, a 1100 K, se obtuvieron los siguientes datos:

[NO]_inicial	[H₂]_inicial	Velocidad inicial
0,005	0,0025	3·10^-5
0,015	0,0025	9·10^-5
0,015	0,010	3,6·10^-4

Calcula los ordenes parciales y el orden total de la reacción y la constante de velocidad. Sol.: α = 1; β = 1; α + β = 2; K = 2,4

6. Dada la reacción química; aA + bB → cC + dD; presente una expresión para su ecuación de velocidad y defina los órdenes de reacción total y parcial. Sol: v=k[A]^α[B]^β

7. El monóxido de nitrógeno NO, reacciona con hidrógeno formando óxido de dinitrógeno N₂O:

2NO(g) + H₂ (g) → N₂O(g) + H₂O(g)

En una serie de experimentos, se han obtenido los siguientes resultados:

Experimento	[NO] (M)	[H₂] (M)	V₀ (mol·L^-1·s^-1)
1	0,064	0,022	2,6·10-2
2	0,064	0,044	5,2·10-2
3	0,128	0,022	5,2·10-2

Determinar la ecuación de velocidad y calcular el valor de la constante de velocidad. Sol.: v = 288,5 [NO]²·[H₂]

8. Completa la siguiente tabla de valores correspondientes a una reacción: A+B → C la cual es de primer orden respecto a A y respecto a B.

Experimento	[A] (mol/L)	[B] (mol/L)	V₀ (mol·L^-1·s^-1)
1	0,1	0,2	5,8·10^-5
2		0,3	2,17·10^-4
3	0,4		1,16·10^-4

9. El estudio experimental de una reacción entre los reactivos A y B ha dado los siguientes resultados:

Experimento	[A]₀ (mol/L)	[B]₀ (mol/L)	v₀ (mol·L^-1·s^-1)
1	0,05	0,05	1,27·10^-4
2	0,1	0,05	2,54·10^-4
3	0,1	0,1	5,08·10^-4

Determina
a) La ecuación de velocidad.
b) El valor de la constante de velocidad.

10. Para una determinada reacción general, A → productos, se han obtenido los siguientes datos.

Experimento	[A] (mol/L)	v₀ (mol·L^-1·s^-1)
1	0,02	4,8·10^-6
2	0,03	1,08·10^-5
3	0,05	3,0·10^-5

Calcula
a) El orden de reacción b) El valor de la constante de velocidad. Sol: a) α = 2; b) k = 0,012

11. Para la reacción en fase gaseosa CO + NO₂ → CO₂ + NO la ecuación de velocidad 2 es v = k [NO₂] . Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: (a) La velocidad de desaparición del CO es igual que la velocidad de desaparición del NO₂. (b) La constante de velocidad no depende de la temperatura porque la reacción se produce en fase gaseosa. (c) El orden total de la reacción es dos. (d) Las unidades de la constante de velocidad serán mol·L^-1·s^-1 . Sol.: a) V; b) F; c) V; d) F.

12. Se determinó experimentalmente que la reacción 2 A + B → P sigue la ecuación de velocidad v = k[B]². Conteste razonadamente si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas.

a) La velocidad de desaparición de B es la mitad de la velocidad de formación de P. b) La concentración de P aumenta a medida que disminuyen las concentraciones de los reactivos A y B. c) El valor de la constante de velocidad es función solamente de la concentración inicial de B. d) El orden total de reacción es tres.

13. La velocidad de la reacción A + 2 B → C en fase gaseosa solo depende de la temperatura y de la concentración de A, de tal manera que si se duplica la concentración de A la velocidad de reacción también se duplica.
a) Justifique para qué reactivo cambia más deprisa la concentración.b) Indique los órdenes parciales respecto de A y B y escriba la ecuación cinética. c) Indique las unidades de la velocidad de reacción y de la constante cinética. d) Justifique cómo afecta a la velocidad de reacción una disminución de volumen a temperatura constante.

14. La reacción 2X + Y → X₂Y tiene ordenes de reacción 2 y 1 respecto a los reactivos X e Y, respectivamente.
a) ¿Cuál es el orden total de la reacción? Escriba la ecuación velocidad del proceso. b) ¿Qué relación existe entre la velocidad de desaparición de X y la de aparición de X₂Y?c) ¿En qué unidades se puede expresar la velocidad de esta reacción? ¿Y la constante de velocidad? d) ¿De qué factor depende el valor de la constante de velocidad de esta reacción? Razone la respuesta.

ENERGÍA DE ACTIVACIÓN

15. La energía de activación para la reacción A + B → C + D es 32 kJ, y para su inversa, 58 kJ ¿Cómo será la reacción directa, exotérmica o endotérmica? Suponiendo que la energía media de los productos es 30 kJ ¿cuál será la de los reactivos? Sol: ΔH_r = 56 kJ

16. Para una reacción química a 300 ºC ΔH = +150 kJ ¿Cuál sería el valor mínimo que podrá tener Ea a dicha temperatura?

17. Se han medido las constantes de velocidad para la descomposición del acetaldehido a cinco temperaturas diferentes, dando como resultado los valores de la tabla adjunta.

CH₃CHO (g) → CH₄ (g) + CO (g)

K (1/M·s)	0,011	0,035	0,105	0,343	0,789
T (K)	700	730	760	790	810

Calcular la E_a en kJ/mol para dicha reacción. Datos: R = 8,31 J/(K·mol)^-2

18. La constante de velocidad de una reacción a 25 ºC es 3,46·10^-2. ¿Cuál será la energía de activación a 350 K sabiendo que la E_a de la misma es 50,2 kJ/mol? Datos: R = 8,31 J/(K·mol) Sol: E_a= 47379 J

19. A 20 ºC la constante de velocidad para la descomposición de una sustancia es 3,2·10^-6 s^-1 y su valor a 50 ºC es de 7,4·10^-6 s^-1. Calcula la energía de activación de la misma. Dato: R = 8,306 J/(K·mol) Sol: Ea = 21957 J

20. Calcula la energía de activación para una reacción cuya velocidad se multiplica por 4 al pasar la temperatura de 290 K a 312 K. Datos: R = 8,31 J/(K·mol).

21. Mediante un diagrama de energía-coordenada de la reacción, justifique en cada caso si la velocidad de reacción depende de la diferencia de energía entre: (a) Reactivos y productos, en cualquier estado de agregación. (b) Reactivos y productos, en su estado estándar. (c) Reactivos y estado de transición (d) Productos y estado de transición.

22. Una reacción tiene una constante de velocidad que se duplica cuando la temperatura aumenta de 25 a 35 ºC. ¿Cuál será su energía de activación? (R = 8,31 J / mol·K) Sol: E_a = 52860,41 J/mol

23. Explique brevemente el significado de los siguientes conceptos cinéticos: a) Velocidad de reacción b) Ecuación de velocidad. c) Energía de activación.

FACTORES

24 La reacción de descomposición del NO₂ en NO y O₂ es de orden 2. Escribir la ecuación de la velocidad de reacción. Cuando se duplica la concentración de NO₂, ¿cuánto aumentará la velocidad de descomposición?

25. Si a una reacción le añadimos un catalizador, razona si las siguientes frases son verdaderas o falsas: a) La entalpía de la reacción disminuye. b) El orden de reacción disminuye. c) La velocidad de la reacción aumenta.

26. En la figura están representadas las variaciones de energía potencial durante el transcurso de dos reacciones químicas: Reacción A y Reacción B.De las siguientes proposiciones indique cuáles son correctas y cuáles no lo son y por qué. (a) La reacción A es endotérmica y la reacción B es exotérmica. (b) La variación de entalpía en ambas reacciones es la misma. (c) La energía de activación de la reacción A es mayor que la E de activación de la reacción B. (d) Un aumento de temperatura en la reacción A aumenta la cantidad de producto formada. (e) En aumento de temperatura en la reacción B incrementa la energía cinética de las moléculas que intervienen en la reacción.

27. Los siguientes datos describen 4 reacciones químicas del tipo A + B → C + D

	Energía de activación (kJ/mol)	∆G (kJ/mol)	∆H (kJ/mol)
Reacción I	1	-2	0,2
Reacción II	0,5	5	-0,8
Reacción III	0,7	0,7	0,6
Reacción IV	1,5	-0,5	-0,3

Se desea saber: (a) ¿Cuál es la reacción más rápida? (b) ¿Cuál o cuales de estas reacciones son espontáneas? (c) ¿Cuál es la reacción más endotérmica? (d) ¿Qué valores de la tabla podrían modificarse por la presencia de un catalizador en cualquiera de las situaciones anteriores? Justifica las respuestas.

28. Razone si la velocidad de reacción depende de: (a) Si el proceso es exotérmico. (b) Si el proceso es espontáneo. (c) Si los enlaces que se rompen son más fuertes que los que se forman. (d) La temperatura y la presión a las que se realiza el proceso. d) Orden de reacción.

29. Para la reacción en fase gaseosa ideal: A + B → C + D Cuya ecuación cinética o “ley de velocidad” es v = k [A], indique como varía la velocidad de reacción: a) Al disminuir el volumen del sistema a la mitad. b) Al variar las concentraciones de los productos, sin modificar el volumen del sistema. c) Al utilizar un catalizador. d) Al aumentar la temperatura.

30. La ecuación de velocidad para el proceso de reducción de HCrO₄⁻ con HSO₃⁻ en medio ácido es: v=k[HCrO₄⁻] [HSO₃⁻][H⁺] a) Indique las unidades de la constante de velocidad (k). b) Indique el orden total de la reacción y los ordenes parciales correspondientes a las tres especies. c) Explique los factores que influyen en la constante de velocidad de la reacción. d) Indique de que forma se puede aumentar la velocidad de reacción, sin variar la temperatura y la composición.

31. Discuta el efecto de cuatro factores que afectan a la velocidad de una reacción química según la Teoría de Colisiones.

32. La reacción en fase gaseosa A + B → C + D es endotérmica y su ecuación cinética es v = k·[A]. Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: (a) El reactivo A se consume más deprisa que el B. (b) Un aumento de la presión total produce un aumento de la velocidad de reacción. (c) Una vez iniciada la reacción, la velocidad de reacción es constante si la temperatura no varía. (d) Por ser endotérmica, un aumento de temperatura disminuye la velocidad de reacción. Sol: a) F; b) V; c) F; d) F.

33. La reacción A + B → C es un proceso elemental, responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿Cuáles son las unidades de la velocidad de reacción? b) Escriba la expresión de velocidad en función de las concentraciones.c) Indique la molecularidad y los ordenes parciales de reacción. d) ¿Se modifica la velocidad de reacción si las concentraciones iniciales de A y B se mantienen constantes pero cambia la temperatura del experimento?

34. Defina velocidad, orden y molecularidad de una reacción química. Explique sus posibles diferencias para el caso:

2NO₂(g) + F2(g) → 2 NO₂F(g)

donde v = k [NO₂][F₂] y justifique cómo se lograría aumentar más la rapidez de la reacción si duplicando la cantidad inicial de dióxido de nitrógeno o duplicando la cantidad inicial de flúor.

35.La reacción en fase gaseosa 2 A + B → 3 C es una reacción elemental y por tanto de orden 2 respecto de A y de orden 1 respecto de B. a) Formule la expresión para la ecuación de la velocidad. b) Indique las unidades de la velocidad de reacción y de la constante cinética. c) Justifique como afecta a la velocidad de reacción un aumento de la temperatura a volumen constante. d) Justifique como afecta a la velocidad de reacción un aumento del volumen a temperatura constante.

SEPTIEMBRE 2017

Sabiendo que la energía de activación para la reacción: A + B → C + D es igual a 30 kJ, y para la reacción inversa su valor es 50 kJ:

Indique justificadamente si la reacción directa será exotérmica o endotérmica (0,8 puntos)
Si la energía media de los productos de la reacción directa es igual a 35 kJ, ¿Cuál será la energía de los reactivos? (0,8 puntos)
Justifique como afectaría la presencia de un catalizador positivo a la energía de activación y al orden de la reacción directa (0,6 puntos)

JUNIO 2018

Una reacción química transcurre a través las siguientes etapas elementales:

i) H₂+ ICl → HI + HCl lenta
ii) HI + ICl → I₂ + HCl rápida

Escriba la ecuación global para la reacción. (0,4 p.)
¿Cuál será la ecuación de velocidad de la reacción, el orden de reacción global y las unidades de la constante de velocidad? (0,9 p.)
Explique si alguna de las especies involucradas en la reacción es un intermedio. (0,3 p.)
¿Qué le ocurre a la velocidad de reacción (v) durante el transcurso de la reacción (aumenta, disminuye o permanece constante)? Explique su respuesta. (0,4 p.)

JUNIO 2019

Considere la siguiente reacción química en fase gaseosa: 2 NO₂→ 2 NO + O₂ cuya velocidad de reacción viene dada por la expresión: v = k [NO₂]²

Indique cuál es el orden de reacción y las unidades de k. (0,5 p.)
Si en un determinado instante el O₂ se está formando a una velocidad de 0,8 mol‧L ‧s, explique a qué velocidad se estará consumiendo el NO₂, en ese mismo instante. (0,5 p.)
¿Qué le ocurre a la velocidad de reacción (v) durante el transcurso de la reacción (aumenta, disminuye o permanece constante)? Explique su respuesta. (0,5 p.)
¿Qué le ocurrirá a la constante de velocidad (k) si se aumenta la temperatura (k aumenta, disminuye o permanece constante)? Explique su respuesta. (0,5 p.)

SEPTIEMBRE 2020

Se sabe que la reacción A + B → C es de 2º orden con respecto a A y de 1^er orden con respecto a B.

Escriba la ecuación de velocidad de la reacción. (0,25 p)
¿Es dicha reacción un proceso elemental? Justifique su respuesta. (0,25 p)
¿Cuáles son las unidades de la velocidad de reacción (v) y de la constante de velocidad (k)? (0,5 p)
¿Cómo variarán v y k si se duplica la concentración de A? (0,5 p)
¿Cómo afectará a v y a k una disminución de la temperatura? (0,5 p)

JUNIO 2021

El siguiente diagrama entálpico corresponde a la reacción 2A → B + C:

Copie el diagrama en la hoja de respuestas e indique si las flechas corresponden a E_ad (Ea de la reacción directa), E_ai (reacción inversa) o ΔH. (0,3 p)
Fijándose en los valores de E, calcule (con su signo correspondiente) Ead, Eai y ΔH(reacción directa).(0,4 p)
¿Cuál será la energía del estado de transición (complejo activado)? (0,25 p)
Escriba la expresión general de ΔH(reacción directa) en función de Ead y Eai, y compruebe que secumple. (0,3 p)
Explique si la reacción directa es endotérmica o exotérmica. (0,25 p)
Explique si la adición de un catalizador afectaría a la velocidad de la reacción y a ΔH. (0,5 p)

JULIO 2021

La descomposición de O₃ a O₂ transcurre a través del siguiente mecanismo, en dos etapas elementales:

i) O₃ → O₂ + O lenta. i) O + O₃ → 2O₂ rápida

Escriba la ecuación global para la reacción. (0,4 p)
Según el mecanismo propuesto, ¿cuál será la ecuación de velocidad de la reacción, el orden de reacción global y las unidades de la constante de velocidad? (0,9 p)
Explique si alguna de las especies involucradas en la reacción es un intermedio. (0,3 p)
¿Cómo afectará a la velocidad de reacción y a la constante de velocidad un aumento de T? (0,4 p)

Velocidad de reacción

La velocidad instantánea de reacción es la variación, en un instante determinado, de la concentración de cada una de las sustancias que intervienen en el proceso en la unidad de tiempo.

Para una reacción genérica irreversible: aA + bB → cC + dD

$\fn_cm v=-\frac{1}{a}\frac{d[A]}{dt}=-\frac{1}{b}\frac{d[B]}{dt}=\frac{1}{c}\frac{d[C]}{dt}=-\frac{1}{d}\frac{d[D]}{dt}$

Ecuación o Ley de velocidad

La ecuación de velocidad expresa la relación matemática entre la velocidad de una reacción y la concentración de los reactivos.

Para una reacción genérica irreversible: aA + bB → cC + dD

$\fn_cm v=k[A]^{\alpha}[B]^{\beta}$

α, orden parcial respecto a A y β, orden parcial respecto a B.

α + β, orden global de la reacción

Mecanismo de reacción

El mecanismo de una reacción es el conjunto de reacciones sencillas, llamadas etapas elementales, que representan el avance de la reacción global a escala molecular. En algunas etapas pueden aparecer intermedios de reacción que no están en el proceso global.

La velocidad de reacción en un proceso articulado en varias etapas elementales viene dada por la velocidad de la etapa más lenta (etapa determinante).

Teorías de las reacciones químicas

Teoría de colisiones

Estado de transición

En ambos casos se requiere un choque eficaz. Se producirá si las partículas chocan con energía suficiente y orientación adecuada.

Factores que afectan a la velocidad de una reacción

Temperatura. Un aumento de la temperatura, aumenta la velocidad de las reacciones.

Concentración (presión). Su aumento aumenta la velocidad de las reacciones.

Naturaleza de los reactivos.

Superficies de contacto. La disminución en el tamaño de la partícula aumenta la velocidad de reacción.

Catalizador. Alteran la velocidad de la reacción sin sufrir un cambio neto.

FUENTE: Inicia DUAL QUÍMICA 2º BACHILLERATO Oxford EDUCACIÓN

Ácido-Base

por QuimicaLab | Oct 23, 2021 | NIVEL AVANZADO

La lluvia es ligeramente ácida. Su pH es aproximadamente 5,6 porque contiene, disuelto, dióxido de carbono de la atmósfera, que da lugar a H₂CO₃ en disolución. La acidez del agua de lluvia empieza a ser preocupante cuando el pH es inferior a 5,6. Entonces se habla de lluvia ácida.

En general, se admite que la acidificación de la lluvia se debe a los óxidos de azufre y de nitrógeno presentes en la atmósfera a consecuencia de los procesos de combustión.

La mayor fuente de óxidos de azufre la constituye la combustión de carbón y petróleo en las centrales que generan electricidad. Ambos combustibles contienen pequeños porcentajes de azufre (1-3 %). Los procesos metalúrgicos constituyen otra fuente principal de óxidos de azufre, ya que la cantidad de dióxido de azufre procedente de fuentes naturales es muy pequeña (erupciones volcánicas). El dióxido de azufre se oxida en la atmósfera a trióxido de azufre que reacciona con las gotas de agua formando ácido sulfúrico (H₂SO₄) diluido.

Los óxidos de nitrógeno se generan fundamentalmente cuando se queman combustibles a altas temperaturas, como resultado de la combinación de nitrógeno atmosférico y oxígeno. Los medios de transporte son fuente importante de óxidos de nitrógeno, pero también se producen en los incendios forestales y las quemas agrícolas. En el aire, el NO se convierte lentamente en una mezcla de óxidos de nitrógeno, que reacciona con las gotas de agua de lluvia para formar una disolución de ácido nítrico (HNO₃).

Los óxidos de azufre y nitrógeno pueden desplazarse a considerables distancias antes de combinarse con el agua y precipitarse en forma de ácidos, haciendo que el problema creado en unos países sea sufrido también en países vecinos. Así, en Suecia se culpa a Gran Bretaña de la lluvia ácida que padecen y ocurre lo mismo entre Estados Unidos y Canadá.

Las soluciones propuestas están en la línea de reducir las emisiones de estos óxidos. Así, se puede eliminar azufre del petróleo y carbón, o utilizar combustibles de bajo contenido en azufre. También se eliminan los óxidos de azufre producidos en las centrales térmicas, transformándolos en sulfatos. Y ya has visto los catalizadores de los tubos de escape de los automóviles, que transforman el NO otra vez en N₂.

Determine el pH de una disolución de ácido nítrico del 3% de riqueza y 1,015 g·cm^-3 de densidad.

SOLUCIÓN

Se comienza calculando la molaridad de la disolución:

$\fn_cm \small M=\frac{3 \ \cancel {g \ HNO_3}}{100 \ \cancel {g \ disoluci\acute on}}\cdot\frac{1.015 \ \cancel {g \ disoluci\acute on}}{\cancel {cm^3 \ disoluci\acute on}}\cdot\frac{1000 \ \cancel {cm^3 \ disoluci\acute on}}{L \ disoluci\acute on}\cdot \frac{mol \ HNO_3}{\cancel {63 \ g \ HNO_3}}$

$\fn_cm \small M=0,48 \ molL^{-1}$

El HNO₃ es un ácido fuerte, que en agua se disocia por completo, por lo que no hay equilibrio:

Reacción	HNO₃(ac)	→	NO₃^–(ac)	+	H⁺(ac)
[ ] iniciales mol·L^-1	0,48		0		0
[ ] en equilibrio mol·L^-1	0		0,48		0,48

$\fn_cm \small pH=-log[H^+]=-log0,48=0,316$

Calcula el pH de una disolución preparada al disolver 0,34 g de NH₃ en 200 mL. K_b(NH₃) = 1,8·10^-5.

SOLUCIÓN

El primer paso que debemos dar es calcular la concentración inicial de amoniaco en disolución:

$\fn_cm \small [NH_3]=\frac{0,34/34}{0,2}=0,05 \ M$

Con esto, ya podemos plantear el equilibrio de disociación básica:

Reacción	NH₃(ac)	+	H₂O	⇔	NH₄⁺(ac)	+	OH^–(ac)
[ ] iniciales mol·L^-1	0,05				0		0
[ ] en equilibrio mol·L^-1	0,05-x				x		x

$\fn_cm \small K_b=\frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]}=\frac{x^2}{(0,05-x)}=1,8\cdot 10^{-5}$

Dado el bajo valor de K_b, podemos suponer que x <<< 0,05, con lo que la ecuación anterior queda más sencilla:

$\fn_cm \small \frac{x^2}{0,05}\approx 1,8\cdot 10^{-5}\ \ \Rightarrow \ \ x=9,5\cdot 10^{-4} \ M$

Efectivamente, 9,5·10^-4 <<< 0,05 (hemos simplificado adecuadamente).

$\fn_cm \small x = [OH^-] = 9,5\cdot 10^{-4} \Rightarrow pOH = -log[OH^-] = 3$

$\fn_cm \small pH + pOH = 14 \Rightarrow pH = 14-3 = 11$

En una disolución 0,03 m de amoniaco, éste se encuentra disociado^* en un 2,4%. Calcule: a. El valor de la constante de disociación de la bese. b. ¿Qué cantidad de agua habrá que añadir a 100 mL de dicha disolución para que el pH de la disolución resultante sea 10,5? Suponga que los volúmenes son aditivos.

* Es habitual hablar en estos ejercicios (y en otros muchos lugares) de grado de disociación del amoniaco aunque como se puede ver en su equilibrio, el amoniaco no se disocia. Sería mejor hablar en este caso de grado de extensión del equilibrio.

SOLUCIÓN

a. El equilibrio ácido-base del amoniaco en disolución acuosa es el siguiente:

Reacción	NH₃(ac)	+	H₂O	⇔	NH₄⁺(ac)	+	OH^–(ac)
[ ] iniciales mol·L^-1	c= 0,03 M				0		0
[ ] en equilibrio mol·L^-1	c(1-α)				cα		cα

Donde α es el grado de disociación del amoniaco, es decir, α = 0,024 de acuerdo con el dato de disociación del enunciado. Con este dato podemos poner:

Reacción	NH₃(ac)	+	H₂O	⇔	NH₄⁺(ac)	+	OH^–(ac)
[ ] en equilibrio mol·L^-1	0,03·(1-0,024)=0,02928				0,03·0,024=0,00072		0,03·0,024=0,00072

$\fn_cm \small K_b=\frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]}=\frac{0,00072^2}{0,02928}=1,77\cdot10^{-5}$

b. Veamos primero el pH de la disolución antes de diluirla:

$\fn_cm \small pOH=-log[OH^-]=-log0,00072=2,14\ \Rightarrow \ pH=14-2,14=11,86$

Luego, efectivamente, hay que diluir la disolución para que baje el pH. si se desea que el valor del mismo sea de 10,5, entonces:

$\fn_cm \small pOH=14-pH=3,5$

$\fn_cm \small [OH^-]=10^{-3,5}=3,16\cdot 10^{-4} \ M$

Según hemos visto, este valor en el equilibrio es igual al producto:

$\fn_cm \small 3,16 \cdot 10^{-4} = c\alpha$ donde ahora c representa la concentración inicial de amoniaco después de diluir y α a partir de la expresión de K_b:

$\fn_cm \small k_b=1,77\cdot 10^{-5}=\frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]}=\frac{c\alpha\cdot c\alpha}{c(1-\alpha)}=\frac{3,16\cdot 10^{-4} \alpha}{1-\alpha}$

$\fn_cm \small \alpha = 0,053$

Ya podemos conocer la concentración inicial:

$\fn_cm \small 3,16 \cdot 10^{-4}=c \cdot 0,053 \Rightarrow c=5,96 \cdot 10^{-3} \ M$

Como se trata de una disolución, la concentración determinada tiene por expresión.

$\fn_cm \small c=\frac{n}{0,1+V}$

donde n es el número de moles iniciales de amoniaco, es decir, el número de moles contenidos en 100 mL de una disolución 0,03M de amoniaco y V es el volumen en litros de agua que hay que añadir para diluir la disolución.

$\fn_cm \small 5,96 \cdot 10^{-3} = \frac{0,03\cdot 0,1}{0,1 + V} \ \Rightarrow V=0,4 \ \ L$

El pH de una disolución acuosa de hidróxido de potasio es 13. Calcule:

Los gramos de KOH necesarios para preparar 250 mL de disolución.
El pH de la disolución obtenida al mezclar 10 mL de la disolución anterior con 10 mL de H₂SO₄ 1,5·10^-1 M.
El volumen de HCl del 8% de riqueza y 1,038 g·cm³ de densidad necesarios para neutralizar 150 mL de la disolución de KOH original.

SOLUCIÓN

a) Se ha de preparar una disolución de KOH, por lo que quizá sea más cómodo hablar del pOH que del pH, más aún conocida la relación entre ambos: pH + pOH = 14.

En nuestro caso, pOH = 14-13=1 → pOH = -log[OH] = 1 → [OH] = 10^-1= 0,1 M. El KOH es una base fuerte, que en agua se disocia por completo, por lo que el ión hidróxido que hay en disolución procede del KOH (KOH → K⁺ + OH^–).

Por tanto, la concentración inicial de KOH fue 0,1 M.

Calculamos la masa necesaria para preparar 0,25 L de esta disolución:

M = n/V → n = 0,1· 0,25 = 0,025 moles de KOH

Estos 0,025 mol KOH, en gramos son 0,025·56,1 = 1,4025 g KOH.

b) Se está ante la reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, por lo que lo podemos resolver estequiométricamente:

Calculamos los moles iniciales de ambas especies:

$\fn_cm \small n=M\cdot V\Rightarrow \left\{\begin{matrix} n_{H_2SO_4}=0,15\cdot 0,01=0,0015 \ mol \ H_2SO_4 \\ n_{KOH} = 0,1\cdot 0,01= 0,0001 \ mol \ KOH \end{matrix}\right.$

Reacción	H₂SO₄	+	2KOH	→	K₂SO₄	+	2H₂O
Moles iniciales	0,0015		0,001		0		0
Moles finales	0,001		0		0,0005		0,001

$\fn_cm \small H_2SO_4 + 2KOH \rightarrow K_2SO_4 + 2H_2O$

El reactivo limitante es el KOH, ya que los 0,0015 mol deH₂SO₄ consumen 0,003 mol de KOH y solo hay 0,001. Vemos que sobran 0,001 mol de ácido.

$\fn_cm \small V_{total} = 10 + 10 = 20 mL$

$\fn_cm \small [H_2SO_4]=\frac{n}{V}=\frac{0,001}{0,02}=0,05 \ M$

El H₂SO₄ es un ácido fuerte, que en agua se disocia por completo, por lo que no hay equilibrio:

Reacción	H₂SO₄(ac)	→	SO₄^2-(ac)	+	2H⁺(ac)
Moles iniciales	0,05		0		0
Moles finales	0		0,05		0,1

$\fn_cm \small pH=-log[H^+]=-log0,1=1$

c) Se vuelve a estar ante la reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, por lo que lo podemos resolver estequiométricamente. Además es una reacción 1:1, por lo que el número de moles que reaccionan de ambos reactivos son idénticos.

$\fn_cm \small HCl + KOH \rightarrow KCl + H_2O$

Moles de KOH = 0,1 mol/L·0,15 L = 0,015 mol KOH

Moles de HCl necesarios = 0,015 moles y por tanto m(g) HCl necesarios = 0,015·36,5 = 0,5475 g HCl puros.

Como la disolución es del 8% de riqueza, para tener 0,5475 g de soluto puro, necesitaremos tomar:

$\fn_cm \small m_{disoluci\acute on}=\frac{0,5475 \bcancel {\ g \ de HCl \ puros} \cdot 100 \ g \ de \ disoluci\acute on}{8 \bcancel {\ g \ de \ HCl \ puros}}=6,84 \ g \ disoluci\acute on$

$\fn_cm \small d = \frac{m}{V}\Rightarrow V=\frac{m}{d}=\frac{6,84 \ g}{1,038 g/cm^3}=6 \ cm^3 \ disoluci\acute on$

Determine el pH de la disolución obtenida al mezclar 15 mL de HCl 10^-3 m con 10 mL de NaOH 10^-2 M.

SOLUCIÓN

Se está ante la reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, por lo que lo podemos resolver estequiométricamente.

Se calcula los moles iniciales de ambas especies:

$\fn_cm \small n=M\cdot V\Rightarrow \left\{\begin{matrix} n_{HCl}=0,001\cdot 0,015=0,000015 \ mol \ HCl \\ n_{NaOH} = 0,01\cdot 0,01= 0,0001 \ mol \ NaOH \end{matrix}\right.$

Reacción	HCl	+	NaOH	→	NaCl	+	H₂O
Moles iniciales	1,5·10^-5		10^-4		0		0
Moles finales	0		8,5·10^-5		1,5·10^-5		1,5·10^-5

Vemos que sobran 8,5·10^-5 mol de base. $\fn_cm \small V_{total}=10+15=25mL$

$\fn_cm \small [NaOH] = \frac{n}{V}=\frac{8,5\cdot 10^{-5}}{0,025}= 3,4\cdot 10^{-3} \ M$

NaOH es una base fuerte, que en agua se disocia por completo, por lo que no hay equilibrio:

Reacción	NaOH(ac)	→	Na⁺(ac)	+	OH^–(ac)
[ ] inicial	3,4·10^-4		0		0
[ ] final	0		3,4·10^-4		3,4·10^-4

$\fn_cm \small pOH=-log[OH^-]=-log3,4\cdot10^{-3}=2,47\Rightarrow pH=14-2,47=11.53$

Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: K_a1= 7,5 x 10^–3, K_a2 = 6,2 x 10^–8 y K_a3 = 2,2 x 10^–13, calcular las concentraciones de los iones H₃O⁺, H₂PO4^–, HPO4^2– y PO4^3– en una disolución de H₃PO₄ 0,08 M.

SOLUCIÓN

Equilibrio 1

Reacción	H₃PO₄	+	H₂O	⇔	H₂PO₄^–	+	H₃O⁺
[ ] iniciales	0,08				0		0
	Supongamos que se disocian x moles·L^-1 de H₃PO₄
[ ] en equilibrio (mol·L^-1)	0,08-x				x		x

$\fn_cm \small K_{a1}=\frac{[H_2PO_4^- ] [H_3O^+] }{[H_2PO_4]}=\frac{x^2}{0,08-x}=7,5 \cdot 10^{-3} \ M$

$\fn_cm \small [H_2PO_4^- ] = [H_3O^+] = 0,021 \ M$

Equilibrio 2

Reacción	H₂PO₄^–	+	H₂O	⇔	HPO_4^2-	+	H₃O⁺
[ ] iniciales	0,021				0		0,021
	Supongamos que se disocian y moles·L^-1 de H₂PO₄^–
[ ] en equilibrio (mol·L^-1)	0,021 – y				y		0,021 + y

$\fn_cm \small K_{a2}=\frac{[HPO_4^2-][H_3O^+]}{[H_2PO_4^-]}=\frac{y\cdot(0,021+y)}{0,021-y}\approx \frac{0,021y}{0,021}=6,2\cdot10^{-8} \ M$

$\fn_cm \small y = 6,2\cdot 10^{-8} \ M \ \Rightarrow \ [HPO_4^{2-}]=6,2\cdot 10^{-8} \ M$

Equilibrio 3

Reacción	HPO₄^2-	+	H₂O	⇔	PO_4^3-	+	H₃O⁺
[ ] iniciales	6,2·10^-8				0		0,021
	Supongamos que se disocian z moles·L^-1 de HPO₄^2-
[ ] en equilibrio (mol·L^-1)	6,2·10^-8– z				z		0,021+z

$\fn_cm \small K_{a3}=\frac{[H_3PO_4][H_3O^+]}{[HPO_4^{2-}]}=\frac{z\cdot(0,021+z)}{6,2\cdot 10^{-8}-z}\approx \frac{0,021z}{6,2\cdot10^{-8}}=2,2\cdot10^{-13} \ M$

$\fn_cm \small z= 6,5\cdot10^{-19} \ \Rightarrow \ [PO_4^{3-}]=6,5\cdot10^{-19} \ M$

Justifique, mediante los equilibrios apropiados y sin necesidad de cálculos numéricos, si las disoluciones de las siguientes sustancias tendrán pH ácido, neutro o básico:

Cianuro sódico, K_a(HCN)=4,8·10^-10
Nitrato potásico,
Nitrato amónico, K_b(NH₃)=1,7·10^-5

SOLUCIÓN

Las sales, generalmente, son solubles y electrolitos fuertes, es decir, se disocian por completo. Lo que hay que preguntarse es si los iones resultantes tienen o no actividad ácido- base.

a) NaCN(s) → Na⁺(ac) + CN^–(ac)

Nos cuestionamos los procesos ácido-base en los que intervienen ambos iones:

NaOH(ac) → Na⁺(ac) + OH^–(ac). El Na⁺, una vez formado, no tiene marcha atrás.
HCN(ac) ↔ H⁺(ac) + CN^–(ac) El CN^–, una vez formado, sí tiene marcha atrás, es decir, el CN^– sí puede intervenir como reactivo en un proceso ácido-base:

CN^–(ac) + H₂O ↔ HCN(ac) + OH^–(ac)

Es un equilibrio de basicidad, luego la disolución dada tiene un carácter básico.

b) KNO₃(s) → K⁺(ac) + NO₃^–(ac)

Nos cuestionamos los procesos ácido-base en los que intervienen ambos iones:

KOH(ac) → K⁺(ac) + OH^–(ac). El K⁺, una vez formado, no tiene marcha atrás.
HNO₃(ac) → H⁺(ac) + NO₃^–(ac). El NO₃^–, una vez formado, no tiene marcha atrás.

Por tanto la disolución dada tiene un carácter neutro.

c) NH₄NO₃(s) → NH₄⁺(ac) + NO₃^–(ac)

Nos cuestionamos los procesos ácido-base en los que intervienen ambos iones:

HNO₃(ac) → H⁺(ac) + NO₃^–(ac). Se observa que el NO₃^–, una vez formado, no tiene marcha atrás.
NH₃(ac) + H₂O ↔ NH₄⁺(ac) + OH^–(ac). Se observa que el NH₄⁺ , una vez formado, sí tiene marcha atrás, es decir, el NH₄⁺ sí

puede intervenir como reactivo en un proceso ácido-base:

NH₄⁺(ac) ↔ NH₃(ac) + H⁺(ac)

Es un equilibrio de acidez, luego la disolución dada tiene un carácter ácido.

*Si la sal produjese dos iones con actividad ácido-base, como el NH₄CN, habrá que comparar la magnitud de la constante de disociación de ambos iones.

En este caso, K_aNH₄ = 5,88·10^-10 y K_bCN = 2,08·10^-5. Como K_bCN^–>K_aNH₄⁺, la disolución tendrá carácter básico.

El análisis cuantitativo

El trabajo más frecuente en todos los laboratorios químicos consiste en la realización de análisis cualitativos (¿qué sustancias hay en una muestra?) y cuantitativos (¿cuánto hay de cada una de ellas?). El análisis cuantitativo determina las cantidades de sustancias químicas expresadas como pureza de muestras o concentración de disoluciones. Por ejemplo, determinar el % de un determinado metal contenido en un mineral, el % de ácido acético en un vinagre, la concentración de cloro en el agua, etc.

Si la muestra es sólida, caso muy habitual, lo más práctico es disolverla en agua, normalmente por reacción con ácidos, y llevar la disolución hasta un volumen perfectamente determinado, para aplicar posteriormente a esa disolución técnicas experimentales con objeto de determinar su concentración.

De entre esas técnicas (métodos ópticos, eléctricos, gravimetrías y volumetrías), solamente vas a trabajar con las volumetrías o valoraciones volumétricas, que consisten en medir volúmenes de dos disoluciones, una de ellas de concentración conocida, para determinar la concentración de la otra.

Valoraciones volumétricas

Los métodos volumétricos son los más sencillos, y, además, el material necesario es barato. Fíjate en que se usa un soporte con una pinza de bureta, una bureta y un erlenmeyer (además, hace falta una pipeta para medir con precisión el volumen de disolución que se añade al erlenmeyer). Con un trabajo adecuado por parte del experimentador se consiguen errores menores del 1%.

Las reacciones químicas en una valoración volumétrica deben ser completas, rápidas y se debe determinar con facilidad el punto final de la reacción. Las reacciones de neutralización ácido-base cumplen estas tres características.

En las volumetrías se dispone de dos disoluciones, de forma que un volumen determinado de la disolución de concentración desconocida (25 ml generalmente) se coloca en el erlenmeyer, y se llena la bureta con la disolución valorante, de concentración conocida. También se puede colocar la disolución de concentración conocida en el erlenmeyer y la de concentración a determinar en la bureta.

Se va añadiendo disolución desde la bureta hasta que se observa el final de la reacción, por medio del cambio de color del indicador. En ese momento, se lee el volumen añadido de disolución, según la escala de la bureta.

Realización de una volumetría ácido-base

Se toma una cierta cantidad de la disolución problema a valorar, y se sitúa en un matraz erlenmeyer, junto con unas gotas de indicador. La elección del indicador se hace teniendo en cuenta el ácido y la base que reaccionan, como verás más adelante.
Se prepara una disolución del agente valorante, de concentración conocida, y con ella se llena la bureta. El agente valorante será un ácido si el problema a valorar es una base; análogamente, el agente valorante será una base si el problema a valorar es un ácido.
Se va añadiendo poco a poco la disolución de la bureta, agitando el erlenmeyer para lograr una mezcla rápida de ambos reactivos. Esta adición se detiene en el momento del viraje del indicador a un color persistente (punto final de la valoración). Este cambio de color indica que las cantidades puestas a reaccionar han sido las estequiométricas.

FUENTE: https://e-ducativa.catedu.es/

Más información en el siguiente video.

¿En qué unidades se mide K_w?
A un recipiente con agua se le añade NaOH hasta que la concentración de iones OH- es de 0,1 M. Calcula la [H₃O⁺] e indica si se trata de una disolución ácida o básica. Solución: [H₃O⁺]=10^-13, básica.
Justifica si es posible la existencia de una disolución acuosa en la que no existan iones hidroxilo.
Señala cuáles son las bases conjugadas de los ácidos HCl, H₂O, H₃O+, NH₄⁺ y HCO₃^–. A continuación, indica cuáles son los ácidos conjugados de las bases Cl^–, H₂O, CO₃^2-, OH^– y NH₃.
Justifica porqué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.
Defina y explique en forma clara y concisa los siguientes términos a) electrólito fuerte; b) electrólito débil; c) no electrolito; d) ácido fuerte; e) base fuerte ; f) ácido débil; g) base débil.
De los nombres y las fórmulas de. a) los ácidos fuertes comunes; b) seis bases débiles; c) las bases fuertes solubles comunes; d) diez sales iónicas solubles.
Calcule las concentraciones de los iones constituyentes en las disoluciones de las concentraciones indicadas en los compuestos siguientes: a) 0,10M HI; b) 0,010 M Sr(OH)₂; c) 0,050 M KOH; d) 2·10^-3M Ba(NO₃)₂ e) 3·10^-4 M H₂SO₄ f) 3,5·10^-4 M HClO₄.
Escriba las reacciones de disociación de las siguientes especies químicas, indicando cuál es su base conjugada: agua , ion hidrógenosulfuro, ion hidrogenocarbonato, ion oxhidrilo, ion hidrogenosulfato, amoníaco, dioxoclorato(III) de hidrógeno.
Indique cuáles son los ácidos conjugados en disolución acuosa de las siguientes especies químicas: agua, ion hiddrogenosulfuro, ion carbonato, ion etanoato, ion sulfato, hidróxido de amonio, hidracina.
Ponga un ejemplo en cada caso de ácido de Arrhenius, base de Brönsted y ácido de Lewis. Razone la respuesta.
De las siguientes sales: cloruro de potasio, acetato de sodio, sulfato de amonio y cianuro de potasio,¿cuáles presentan, al disolverse en agua carácter ácido básico o neutro?
¿Una disolución neutra tiene siempre pH=7?
Explique cómo varía la acidez de los hidrácidos del grupo de los halógenos.
Dos ácidos tienen valores de pKa iguales a 4,8 y 9,1 respectivamente ¿cómo son las respectivas bases conjugadas?
Calcule el pH de una disolución 0,1M de a) ácido bromhídrico; b) ácido sulfúrico c) hidróxido de potasio d) hidróxido de calcio.
Determinar el pH y el grado de disociación de una disolución 0,5M de ácido cianhídrico. K_a= 4,8.10^-10.
Tenemos una disolución acuosa de ácido fluorhídrico 10-2M, en la que la concentración de iones H₃O⁺ es 2,3·10^-3m/l Calcula: a) el pH de la disolución y b) la constante del ácido fluorhídrico.
Se dispone de una disolución de ácido butanoico en agua, cuyo pH es 3. A 25 ºC, la constante de ionización del ácido vale 1,5·10^-5. Calcular la molaridad de la disolución y el grado de disociación.
Calcular el pH de una disolución de cianuro de potasio que contiene 32,55 g/l K_a=4,0 ·10^-10.
Hallar la constante de hidrólisis y la concentración en mg/l de una disolución de bromuro de amonio cuyo pH es 6. K_b= 1,8·10^-5.
Entre las siguientes bases seleccione la que tiene K_b más pequeño y la que tiene el valor mayor. Anilina, p-cloroanilina, amoníaco, metilamina.
Se desea obtener una disolución acuosa de pH=8,65 disolviendo una de las siguientes sales en agua.¿Cuál de estas sales se debe utilizar y con qué molaridad? a) cloruro amónico , b) bisulfato potásico, c) nitrito de potasio d) nitrato sódico. Datos KNH₃= 1,8·10^-5 KHNO₂= 7,2·10^-4.
indique cuál es el ácido más fuerte de las siguientes parejas: a) ácidos cloroso o clórico. b) ácidos carbónico o nitroso c) ácidos silícico o fosfórico.
Indique cuál de estos ácidos es el más débil y el más fuerte. Justifique la respuesta. Bromuro de hidrógeno, cloroacético, propiónico, 2-fluoropropiónico y tricloroacético.
Calcular las concentraciones de todos los iones en una disolución de ácido sulfúrico 0,5M.(Ka₂= 1,1·10^-2) [H₂SO₄]=0; [HSO₄^–] = 0,49 mol/L;[SO₄^2-] = 0,011 mol/L; [H₃O⁺]=0,51 mol /L.
El ácido sórbico, HC₆H₇O₂(pK_a=4,77), se emplea mucho en la industria alimentaria como conservante. Por ejemplo, su sal de potasio se añade al queso para evitar la formación de mohos. ¿Cuál es el pH de una disolución de sorbato de potasio(aq) 0,37M? pH=9,2
La piridina C₅H₅N (pK_b=8,82), reacciona con HCl formándose una sal, el cloruro de piridinio. Escriba la ecuación iónica para la hidrólisis del ion piridinio y calcule el pH de una disolución acuosa de cloruro de piridinio 0,0482M. pH= 3,3.
Calcular el pH de una disolución de ácido fuerte monoprótico 10^-7M a 25 ºC. pH= 6,8.
¿Cuál es la proporción de bicarbonato a ácido carbónico en la sangre a pH=7,4? Ka₁= 4,4·10^-7 , Ka₂= 4,7·10^-11 [HCO₃^–]/[H₂CO₃]=10,96.
Disponemos de 500mL de disolución 0,4M de ácido débil y 0,4M de sal del mismo sabiendo que la constante de acidez del mismo es 10^-6, calcular: a) pH de la disolución reguladora. pH=6. b) pH al adicionar 50 mL de HCl 0,1M a 500 cc de la reguladora. pH= 5,98. c) pH al adicionar 50 ml de HCl 0,1M a 500 cc de agua. pH=2,04. d) pH al adicionar 50 mL de NaOH 0,1M a 500 cc de la reguladora. pH= 6,02 e) pH al adicionar 50 ml de NaOH 0,1M a 500 cc de agua. pH = 11,96.
Dadas las siguientes disoluciones acuosas: A = NH₄Br 0,2M; B = NH₃ 0,6M; C= HCl 0,1M. Calcular el pH de la disolución resultante al mezclar K_b=1,8·10^-5a) 150 ml de A con 100 ml de B. pH=9,6 b) 50 ml de B con 300 ml de C. pH=5,2.
El pH de una disolución acuosa de un ácido monoprótico HA es 2. K_a=1,2·10^-4.) ¿Cuál es el grado de ionización de dicho ácido? α= 1,2 b) Se mezclan 200 ml de este ácido con 400 ml de KOH 0,3M ¿Cuál es el pH de la disolución resultante? pH= 4,32 c) ¿Cómo evoluciona el pH de la disolución anterior al adicionar 50 ml de HCl 0,8N? ΔpH=0,43.
Hallar el volumen de NaOH 0,1M necesario para neutralizar 10 cm³ de ácido sulfúrico del 98% de riqueza en peso y densidad 1,84 g/cc. V=3,68 L.
Para neutralizar 40 ml de ácido sulfúrico 0,05 M se necesitan 10,23 ml de una disolución de hidróxido de sodio de molaridad desconocida. Calcular la cantidad de agua que hay que añadir a 500 ml de esta disolución de hidróxido de sodio para obtener una disolución 0,05 M. V_agua= 3410 mL.
Hallar el pH de la disolución resultante de disolver 4 g de hidróxido de sodio en 250 ml de agua. Si se diluye la disolución anterior hasta 2000 ml, ¿cuál sería el nuevo pH? Calcular el volumen de una disolución de ácido sulfúrico 0,025 M necesario par neutralizar completamente 50 ml de la disolución inicial. pH=13,60; pH=12,7; V=400 mL.
En un matraz aforado de 100 ml se introducen 6,75 gramos de hipobromito potásico y se completa con agua hasta el enrase con lo que se obtiene una disolución. Calcular: a) El grado de hidrólisis de la sal en dicha disolución.α=2,83·10^-3 b) El volumen de ácido hipobromoso 0,8 M que debe añadirse a 40 ml de la disolución anterior para obtener un tampón de pH = 8,5. V_ácido= 31,6 mL. Dato:Ka=2.5·10^-9.
La constante de ionización del ácido butanoico es 1,5·10^-5. Calcular: a) El pH de la disolución formada al disolver 3,6 gramos de ácido butanoico en 500 mL de agua. pH = 2,96 b) pH de la disolución obtenida cuando 100 mL del ácido anterior se neutralizan con hidróxido de sodio 0,2M. pH = 8,80 c) pH de la disolución de hidróxido de sodio 0,2M pH = 13,30 d) pH de la disolución formada al adicionar a 300 mL del ácido anterior, 100mL de NaOH 0,2M. pH = 5,46 K_w=10^-14 T=25 ºC
En el laboratorio se prepara un litro de las siguientes disoluciones: formiato sódico 0,2 M y HCl 0,5 M. a) Determinar el pH de la disolución de formiato sódico 0,2 M. pH = 8,35. b) ¿Cuál es el pH de la disolución que resulta al mezclar 200 ml de formiato de sodio 0,2M y 50 ml de HCl 0,5M. pH = 3,17.
Para preparar el ácido clorhídrico diluido, se dispone de ácido concentrado de densidad 1,18 g/cc y 36% en peso. Calcular la molaridad, molalidad del ácido concentrado, así como, el volumen necesario para preparar un litro de HCl 0,5 M. M = 11,65 mol/L; m= 15,43 mol/Kg; V=42,9 mL; pH de la disolución de HCl diluido. pH= 0,30. K_a=4·10^-4 K_w=10^-14 T = 25 ºC.
Se valoran 25 mL de ácido acético (K_a=1,8·10^-5) 0,100 M con NaOH 0,100M. Calcular el pH en los siguientes puntos de la valoración: a) Punto inicial. pH= 2,87. b) Al adicionar 10 mL de NaOH. pH= 4,56. c) Al adicionar 24 mL. pH= 6,12. d) En el punto de equivalencia. pH= 8,72 e) Cuando el volumen de NaOH añadido es de 30 mL. pH= 11,96
Se dispone de 600 mL de disolución reguladora 0,7M en NH₃(K_b=1,8·10^-5) y 0,2 M en NH₄Br. Calcular la variación que experimenta el pH de la misma al adicionar 20 mL de clorhídrico 0,3M. ΔpH = -0,027.

JUNIO 2013

Determine la masa de NaOH necesaria para neutralizar 25 mL de una disolución de un ácido monoprótico débil de pH = 2,15 que se encuentra disociado un 7,1 %. (1,5 puntos)

SEPTIEMBRE 2013

Un vinagre comercial tiene una riqueza del 5% en masa de ácido acético, CH₃COOH, y una densidad d = 1,00 g/cm³. Calcule: a. La molaridad de la disolución en ácido acético. (0,6 puntos) b.El grado de ionización del ácido y el pH del vinagre. (1 punto) c. El volumen de KOH 0,5 M necesario para neutralizar 20 mL de vinagre. (0,4 puntos) K_a = 1,8.10^-5.

JUNIO 2014

Calcule la masa de HNO₂ necesaria para preparar 500 mL de una disolución de pH = 3,2, sabiendo que su constante de acidez es 7,1·10^-4 mol/L. (1,5 puntos)

SEPTIEMBRE 2014

Calcule el pH de una disolución saturada de Cd(OH)₂. (0,75 puntos)
Calcule la solubilidad en mol/L del Cd(OH)₂ a pH=13. (0,75 puntos)

JUNIO 2015

Sabiendo que el pH de una disolución acuosa de ácido acético (CH₃-COOH) es igual a 2,87; calcule: a. Grado de disociación del ácido en dicha disolución (1,5 puntos) b. Concentración molar del ácido en dicha disolución (0,5 puntos). Dato: K_a(CH₃-COOH) = 1,8 ·10^-5
Justifique, sin realizar cálculos numéricos, si las siguientes disoluciones son ácidas, básicas o neutras; explicando los procesos que tienen lugar: a. Disolución acuosa de cloruro de amonio (NH₄Cl) (1 punto) b. Disolución acuosa de acetato sódico (CH₃-COONa) (1 punto) Datos: K_a(CH₃-COOH) = 1,8·10^-5; K_b(NH₃) = 1,7·10^-5

SEPTIEMBRE 2015

Calcule el pH de la disolución resultante obtenida al mezclar 20 mL de una disolución de ácido nítrico (HNO₃), del 5% de riqueza y 1,008 kg/L de densidad, con 40 mL de una disolución de NaOH de pH igual a 13,55. Considere que el volumen de la mezcla de dichas disoluciones es aditivo (2 puntos). Datos: Masas atómicas: H=1; N=14; O=16 g/mol
Una disolución acuosa 0,01 M de ácido benzoico (C₆H₅COOH) presenta un grado de disociación del 8,15%. Calcule: a. Constante de acidez del ácido benzoico (1 punto) b. pH de la disolución (1 punto)

JUNIO 2016

Calcule el pH de las siguientes disoluciones acuosas: a. NaOH, 2·10^-5 M (0,5 puntos) b. CH₃-COONa, 0,5 M (1,5 puntos) Dato: K_a(CH₃-COOH)=1,85·10^-5.
Si una disolución acuosa de ácido benzoico (C₆H₅-COOH) de concentración 0,01 M está ionizada al 7,6%, calcule: a. La constante de ionización de dicho ácido. (1 punto) b. El pH de dicha disolución. (0,5 puntos) c. La concentración de ácido benzoico sin ionizar que se halla presente en el equilibrio. (0,5 puntos)

SEPTIEMBRE 2016

Se prepara una disolución de ácido clorhídrico por dilución de 10 mL de una disolución comercial con agua destilada hasta un volumen final de 1,5 L. Sabiendo que la disolución comercial tiene densidad igual a 1,15 g mL^-1y riqueza del 30% en peso, calcule para la disolución diluida de HCl: (Datos: Masas atómicas: H=1; Cl=35,5). a. Su concentración molar (1,5 puntos) b. Su pH (0,5 puntos)
Sea una disolución acuosa 3,2·10^-3 M de una sustancia básica M(OH)₂, que presenta un grado de ionización de 0,58. Calcule: a. El pH de dicha disolución (1 punto) b. La constante de basicidad de dicha sustancia (1 punto)

JUNIO 2017

Calcule el volumen de NaOH de riqueza del 40% y densidad 1,20 kg/L necesario para: a. Preparar 5 L de disolución de pH=13 (1,7 puntos) b. Neutralizar 25 mL de una disolución acuosa de HNO₃ de concentración 3 mol/L (0,5 puntos) Datos: Masas atómicas: Na= 23; H= 1; O= 16 g/mol.
Para una disolución acuosa de cloruro de amonio (NH₄Cl) de concentración 0,015 mol/L, calcule: a. La constante de hidrólisis (0,5 puntos) b. El grado de hidrólisis (1 punto) c. El pH (0,5 puntos) Datos: K_b(NH₃) = 1,7·10^-5.

SEPTIEMBRE 2017

Sea una disolución acuosa de NH₃ de concentración 0,1 mol/L. Calcule: a. La constante de basicidad del NH₃ (1 punto) b. El grado de disociación del NH₃ (1 punto)Datos: K_a (NH₄⁺) = 5,7·10^-10
Se dispone de 1 L de una disolución de un ácido débil de fórmula molecular AH, con una concentración 0,2 mol/L. Si el grado de disociación es del 22%: a. Calcule constante de acidez de la especie AH (1,5 puntos) b. Calcule el pH de dicha disolución (0,5 puntos) c. Justifique la veracidad o falsedad de la siguiente afirmación: “La base conjugada del ácido AH no sufre hidrólisis” (0,2 puntos)

JUNIO 2018

Sabiendo que la constante de acidez del ácido cianhídrico es K_a(HCN)=6,2•10^-10, calcule para una disolución acuosa de NaCN 0,01 M: a. El pH (1,5 puntos) b. El grado de hidrólisis (0,5 puntos)
Se preparan 100 mL de una disolución acuosa conteniendo 0,5 g de un ácido monoprótico (AH). Calcule: a. El pH de la disolución (1 punto) b. La concentración molar de ácido sin disociar (AH) en el equilibrio (0,5 puntos) c) El grado de ionización de dicho ácido (0,5 puntos) Datos: K_a(AH)= 2,6·10^-5. Masa molecular de AH = 180 g·mol^-1

SEPTIEMBRE 2018

Para una disolución acuosa de un ácido monoprótico (AH), en la que la concentración de H₃O⁺ es igual a 1,34•10^-3 mol L^-1 y el porcentaje de disociación del ácido 1,3%, calcule: a. La concentración molar de la especie AH en equilibrio (1 punto) b. La constante de acidez de dicho ácido (1 punto)
Sabiendo que la constante de basicidad del amoniaco es K_b(NH₃)=1,8•10^-5, para una disolución acuosa de NH₄Cl 0,01 M, calcule: a. El pH (1,5 puntos) b. El grado de hidrólisis (0,5 puntos)

JUNIO 2019

Se dispone de dos disoluciones ácidas de HCl y HCN, ambas de concentración 0,05 mol‧L^-1. Calcule: a) El pH de la disolución de HCl. (0,5 p.) b) El pH de la disolución de HCN. (1,5 p.). Dato: K_a(HCN) = 4,9‧10^-10.
a) Calcule el volumen de una disolución de NaOH, de concentración 3,5 mol‧L^-1, necesario para neutralizar 50 mL de una disolución de HNO₃, de concentración 504 g‧L^-1. (1,5 p.) Datos: Masas atómicas: H=1, N=14, O=16 (g‧mol^-1) b) Se dispone de una disolución de CH₃-COOH y otra de HClO₂, ambas de concentración 0,1 mol/L. Explique razonadamente cual presentará un valor menor de pH, sabiendo que: K_a(CH₃-COOH) =1,8‧10^-5 y K_a (HClO₂) = 1,1‧10^-2 (0,5 p.).

SEPTIEMBRE 2019

Calcule el pH de las siguientes disoluciones: a) Disolución acuosa de NaOH 0,5 M. (0,5 p.) b) Disolución formada al mezclar 200 mL de una disolución de HCl 0,2 M y 100 mL de una disolución de NaOH 0,5 M. Considere los volúmenes aditivos. (1,5 p.)
Una disolución acuosa de HClO 0,2 M tiene un pH igual a 4,12. Calcule para dicho ácido: a) Su grado de disociación. (1 p.) b) Su constante de acidez. (1 p.) Datos: Masas atómicas: H=1; Cl=35,5; O=16 (g‧mol-1).

JUNIO 2020

El amoniaco es una base débil, cuya constante de basicidad es K_b(NH₃) = 1,8·10^-5. a) Calcule el pH de una disolución de NH₃ de concentración c = 0,15 M. (1 p.) b) Explique si una disolución de cloruro amónico (NH₄Cl) en agua será ácida, básica o neutra. No es necesario realizar cálculos numéricos, pero sí explicar los procesos químicos que tienen lugar. (1 p.)
a) Calcule el pH de la disolución obtenida al mezclar 40 mL de HCl 0,25 M con 25 mL de Ca(OH)₂ 0,2 M (considere los volúmenes aditivos). (1,25 p.) b) Calcule el pH de una disolución de K(OH) 0,05 M. (0,75 p.)

SEPTIEMBRE 2020

a) En un recipiente se encuentra una disolución saturada de Ni(OH)₂, en equilibrio con 2,0 g de Ni(OH)₂(s). a1) Si la concentración de iones hidroxilo es [OH^‒] = 3,2·10^‒5 M, ¿cuál será la [Ni²⁺]? (0,6 p) a2) Si se extrae del recipiente 1,0 g del precipitado de Ni(OH)₂(s), ¿qué ocurrirá con las concentraciones [OH^‒] y [Ni²⁺] (aumentarán, disminuirán o permanecerán constantes)? Justifique su respuesta. (0,3 p) a3) Si se adiciona al recipiente una disolución saturada de NiCl₂ en agua, de forma que la [Ni²⁺] en la disolución aumenta, ¿qué ocurrirá con el precipitado de Ni(OH)₂(s) (su masa aumentará, disminuirá o permanecerá constante)? Justifique su respuesta. (0,3 p) b) Calcule la constante del producto de solubilidad (K_ps) del Fe(OH)₃ a 25 ºC si su solubilidad en agua a dicha temperatura es s = 1,96·10^-10 M. (0,8 p)
Calcule el volumen de una disolución de Ca(OH)₂ 0,5 M necesario para: a) Preparar 0,5 L de una disolución de pH = 13. (1 p) b) Neutralizar 100 mL de una disolución de HCl 1 M. (1 p)

Teoría de Arrhenius

Ácido: sustancia neutra que coma disuelta en agua, desprende protones (H⁺): HA ⇔ H⁺ + A^–

Base: sustancia neutra que coma disuelta en agua, desprende hidroxilos (OH^–): BOH ⇔ B⁺ + OH^–

Reacción de neutralización, entre un ácido y una base: HA + BOH → A^– + B⁺ + H₂O

Teoría de Bronsted y Lowry

Ácido: sustancia capaz de ceder protones (H⁺). Ejemplos: HCl, H₂SO₄

Base: sustancia capaz de captar protones (H⁺). Ejemplos: NH₃, CO₃^2-.

La reacción entre un ácido y una base es una transferencia de protones: HA + B → A^– + BH⁺

Par ácido-base conjugado. Ejemplos: HA/A^– y B/BH⁺.

Equilibrio de ionización del agua

H₂O + H₂O ⇔ OH^– + H₃O⁺ K_w= [H₃O⁺][OH^–] = 10^-14pH = -log [H₃O⁺]

pOH = -log [OH^–] 14 = pH + pOH

Disolución neutra [H₃O⁺] = [OH^–] [H₃O⁺] = 10^-7; [OH^–] = 10^-7 pH = 7 , pOH = 7

Disolución ácida [H₃O⁺] > [OH^–] [H₃O⁺] > 10^-7; [OH^–] < 10^-7 pH < 7, pOH > 7

Disolución básica [H₃O⁺] < [OH^–] [H₃O⁺] < 10^-7; [OH^–] > 10^-7 pH > 7, pOH < 7

Fortaleza relativa de los ácidos y las bases

La fuerza relativa de los ácidos y de las bases depende del desplazamiento hacia la derecha en el proceso:

$\fn_cm \small HA + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_2O \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-$

$\fn_cm \small k_a=\frac{[A^-][H_3O^+]}{[HA]} \ \ \ \ k_b=\frac{[BH^+][OH^-]}{[B]}$ Grado de ionización o de disociación (α):

$\fn_cm \small \alpha _A=\frac{[A^-]}{[HA]_0} \ \ \ \ \ \ \alpha _B=\frac{[BH^+]}{[B]_0}$

Equilibrio de hidrólisis

Hidrólisis: se produce cuando alguno de los iones de una sal sufre un proceso ácido-base con el agua. Sufren hidrólisis los aniones que proceden de un ácido débil o los cationes que proceden de una base débil:

Sal procedente de un ácido fuerte y una base fuerte. No hay hidrólisis → medio neutro. Ejemplo: NaCl.

Sal procedente de un ácido débil y una base fuerte. Sufre hidrólisis el anión dando un medio básico. Ejemplo: CH₃COONa.

$\fn_cm \small K_h=\frac{K_w}{K_a}$

Sal cuya unión procede de un ácido fuerte y su catión de una base débil. Sufre hidrólisis el catión dando un medio ácido. Ejemplo: NH₄Cl.

$\fn_cm \small K_h=\frac{K_w}{K_b}$

Disolución reguladora

Las disoluciones reguladores, tampón o amortiguadoras, mantienen fijo el pH del medio aunque se le añadan pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte. Se pueden formar de dos maneras:

Un ácido débil más una sal de ese ácido débil. Ejemplo: CH₃COOH + NaCH₃COO

Una base débil más una sal de base débil. Ejemplo: NH₃ + NH₄Cl

Medida de la acidez o basicidad de una disolución

Mediante indicadores: su color cambia con el pH del medio en que se encuentre. Papel indicador: papel impregnado de una mezcla de indicadores que toman un color según el pH.

pHmetro. Electrodo que mide el valor del pH cuando se introducen en una disolución.

Valoración ácido base

Permite conocer la concentración de un ácido midiendo el volumen de una base de concentración conocida que se requiere para reaccionar cierta cantidad del ácido (o viceversa).

Punto de equivalencia: en el, la [H₃O⁺] procedente del ácido coincide con la [OH^–] procedente de la base. Se produce a:

pH = 7 si se valora un ácido fuerte con una base fuerte.

pH < 7 si se valora una base débil con un ácido fuerte.

pH > 7 si se valora un ácido débil con una base fuerte.

FUENTE: Inicia DUAL QUÍMICA 2º BACHILLERATO Oxford EDUCACIÓN

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

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

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SEPTIEMBRE 2017

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SEPTIEMBRE 2018

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SEPTIEMBRE 2020

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Disolución neutra	[H₃O⁺] = [OH^–]	[H₃O⁺] = 10^-7; [OH^–] = 10^-7	pH = 7 , pOH = 7
Disolución ácida	[H₃O⁺] > [OH^–]	[H₃O⁺] > 10^-7; [OH^–] < 10^-7	pH < 7, pOH > 7
Disolución básica	[H₃O⁺] < [OH^–]	[H₃O⁺] < 10^-7; [OH^–] > 10^-7	pH > 7, pOH < 7

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