Termoquímica

por | Sep 16, 2021 | NIVEL AVANZADO

 

 

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

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

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

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

SOLUCIÓN

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

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

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

SOLUCIÓN

La reacción de formación del acetileno es:

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

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

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

Aplicando la ley de Hess:

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

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

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

SOLUCIÓN

La reacción de combustión del C4H10:

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

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

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

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

Téngase en cuenta que ΔHfO2(g) = 0.

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

SOLUCIÓN

Usando la relación termodinámica para temperatura constante:

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

el proceso será espontáneo cuando se cumpla:

\fn_cm \small \Delta G < 0

Si el proceso está en equilibrio:

\fn_cm \small \small \Delta G = 0

Podemos calcular la temperatura de equilibrio haciendo:

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

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

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

Sustancia ΔHof 298 Kcal/mol ΔSof 298 cal/mol/K ΔCop 298 cal/mol/K
H2O(l) -68.315 16.71 18.00
H2S(g) -4.93 49.16 8.18
O2(g) 0 49.003 7.02
SO2(g) -70.94 59.30 9.53

SOLUCIÓN

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

    1. Se comunica a un sistema una cantidad de calor de 800 calorías y el sistema realiza un trabajo de 2 KJ. ¿Cuál es la variación que experimenta su energía interna?. Sol: 320 cal.
    2. Al quemar 2,35 gr de benceno en una bomba calorimétrica a volumen constante, se desprenden a 25ºC, 23.540 calorías. Calcular el calor de combustión del benceno a presión constante y a la misma temperatura. Sol: -3,7 KJ
    3. Hallar la variación de energía interna de un gas que a) absorbe 150 J de calor y hace un trabajo de 0,15 kJ. Sol:  0 J b) desprende 300 J y hace un trabajo de 0,15 kJ. Sol: -450 J.
    4. Al vaporizarse 1 mol de agua liquida a la temperatura de ebullición y a la presión constante de 1 atmósfera, se absorben 9,7 Kcal. El sistema realiza trabajo sobre la atmósfera que le rodea, a causa de la variación de volumen que tiene lugar cuando el agua pasa de liquido a vapor. Calcular: a) el trabajo realizado por un mol de agua liquida, sabiendo que su volumen a 373ºK es 0,019 litros y considerando que el vapor se comporta como un gas ideal.3099,63 J b)l a entalpía y variación de energía libre para este proceso. Sol: 40,54 KJ; 37,45 KJ.
    5. Con el calor procedente de la combustión de 1 metro cúbico de etileno, medido en c.n., ¿qué masa de agua, inicialmente a 25 ºC, se puede convertir en vapor a 100ºC. El calor de vaporización del agua a 100ºC es 539,5 cal/gr. Sol: 24,6 kJ.
    6. Queremos calentar a ebullición y convertir en vapor a 100ºC, 1000 L de agua que están a 0ºC. Hallar la masa de cada una de las siguientes sustancias: a) carbón, b) metano, c) propano, d) butano, e) etileno, f) metanol, g) etanol, que necesitamos quemar, suponiendo que se aprovecha el 75%  del calor desprendido en la combustión. Sol: 108,80; 64,13; 70,73; 71,79; 70,8; 157,24; 120,1 Kg.
    7. La entalpía estándar de combustión del butano es -2.878,6 kJ/mol. Escribir la reacción y calcular la energía total que puede obtenerse de una bombona de butano que contiene 4 kg de gas, al quemarlo en condiciones estándar. Sol: 198500 KJ.
    8. La entalpía estándar de combustión del butano gaseoso, para dar dióxido de carbono y agua liquida es -2.878,6 kj/mol. Las entalpias de formación de estas dos ultimas sustancias  son, respectivamente, -393,5 y -285,8 kJ/mol. Calcular para el butano : a) su calor de formación a presión constante, b) su calor de formación a volumen constante. Sol:124,4; 144,47 kJ/mol.
    9. Sabiendo que el calor de combustión del acetileno es -1298,3 KJ y que los de formación del CO2 y H2O(l)  son, respectivamente, -393,41 y – 285,85 kJ/mol, calcula el calor de formación del acetileno. Sol: 225.63 kJ/mol.
    10. Dadas las reacciones químicas descritas en las siguientes ecuaciones: 2H2(g)  +  O2(g) →  2H2O (l)       ΔH = -571,54 kJ H2O2(l)   → H2O(l)   +  ½  O2(g)     ΔH = -96,209 kJ determina la entalpía de formación del H2O2(l). Sol: -189,56 kJ/mol.
    11. ¿Cuál será el calor de reacción correspondiente a la oxidación del alcohol etílico a ácido acético, si en la combustión de 1 gr de alcohol y 1 gr de ácido acético en condiciones normales se desprenden, respectivamente, 29803,4 J y 13233,88 J? (El agua formada queda en estado liquido). Sol: -576,93 kJ/mol.
    12. ¿Cuánto calor se desprenderá en la combustión de un litro de alcohol de 96º que forma al quemarse anhídrido carbónico y agua liquida? (Densidad de la disolución alcohólica 0,8028 gr/cm3). Sol:  -22969,123 kJ.
    13. Los calores de combustión del etileno, carbono e hidrógeno son, respectivamente : -1396, -393,41 y -285,77 kJ/mol. Calcular, con estos datos, el calor de formación del etileno. Sol: -37,64 kJ/mol.
    14. Calcular el calor de formación del óxido nítrico (NO) a partir de las dos ecuaciones termoquímicas siguientes: N2(g) +  2O2(g)  →  2 NO2(g) – 67,78  kJ y 2NO(g)  +  O2(g) → 2NO2(g)  + 112,92 kJ         Sol: 90,35 kJ
    15. La entalpía de formación del butano es 124,65 kJ/mol. Calcula: a) Cuántas calorías suministra la combustión de los cuatro kilos de butano contenidos en una bombona. Sol: -51772,3 Kcal. b) Volumen de aire consumido en la combustión, si la temperatura ambiente es la estándar, 25ºC. Sol: 52162,233 L.
    16. Calcula la variación de la energía interna para la combustión del C6H6(l), si en la reacción se produce CO2(g)  y H2O(l) y el proceso tiene lugar a la temperatura constante de 25ºC. Sol: -3297,76 kJ/mol.
    17. El butano comercial es una mezcla que contiene el 92% de butano, el 6% de propano y otros gases que consideramos no aprovechables. Una botella de butano, a la presión de 2 atm. y 0ºC, contiene 12 kilos de esa mezcla gaseosa. Calcula a) cantidad de calor desprendido en la combustión de todo el gas de la botella. Sol: 631587,28 kJ. b) cantidad de aire necesario para la combustión del butano, si la temperatura ambiente es de 25ºC. Sol:  153,48 m3
    18. La combustión del etano y del eteno, desprenden, respectivamente, 1560,95 y 1411,93 kJ/mol. Calcular la variación de entalpía para la reacción: C2H4(g) +  H2(g)  → C2H6(g)           Sol: -434,79 kJ/mol
    19. La descomposición de ácido fórmico, para dar monóxido de carbono (gas) y agua (líquida), ¿es endotérmica o exotérmica?. Demuéstralo. Calcula la cantidad de calor absorbido o desprendido al descomponerse 920 gr de ácido fórmico. Sol: 675,2 kJ
    20. Calcula: a) La cantidad de calor desprendido en la combustión de 5 kg de propano. Sol: 252211,3 kJ. b) La variación de la energía interna del sistema si la reacción transcurre en condiciones estándar. Sol:  -251366,08 kJ.
    21. Los calores de combustión de la glucosa, C6H12O6(s) y del etanol líquido, son -2785,69 y -1370,956 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos, calcula el calor que se desprenderá en la fermentación de 100 kg de glucosa. Sol: 43,778 kJ/mol.
  1. En la combustión a volumen constante y a 25 °C, de 1 g de ácido tartárico sólido (COOH-CHOH-CHOH-COOH) se desprenden 1840 calorías. Las entalpías de formación del CO2(g) y del H2O(I) son, respectivamente,-393,5 y -285,8 kJ/mol. Calcular la entalpía de formación del ácido tartárico. Sol: -1279,9 KJ/mol.
  2. En la combustión a volumen constante de 1 gramo de ácido tartárico, a 25°C se desprenden 1.840 calorías. Calcular el calor de combustión del ácido tartárico a presión constante. Sol: Qp = -275,11 kcal/mol.
  3. Para la obtención de oxígeno en el laboratorio se utiliza la descomposición térmica del clorato de potasio según la ecuación:  2KCIO3(s)     2KCI(s) + 302(g); ΔHº = -89,5 kJ. Calcular la energía calorífica que se desprende cuando se obtienen 20 litros de oxígeno, medidos a 25 °C y 1 atmósfera. Sol: -24,4 kJ.
  4. El calor de combustión de la glucosa, C6H1206, es 2816,8 kJ/mol y el del etanol, C2H5OH, 1366,9  kJ/moI. Calcular el calor desprendido cuando se forma un mol de etanol por fermentación de la glucosa: C6H1206 → 2C2H5OH +2CO2(g) Sol:  -41,5 kJ/mol
  5. La entalpía de formación estándar del tricloruro de fósforo a 298ºK, es -287 kJ/mol. Se sabe que para la reacción:  PCI3(l) + Cl2(g) → PCl5(s),    ΔHº = -95 kJ
  6. Escribir la reacción de formación del tricloruro de fósforo y calcular la entalpía de formación estándar del pentacloruro de fósforo. SoI: ΔHº = -382 kJ/mol.
  7. Sabiendo que para la reacción: Pb(s) + 2AgCl(s) → 2Ag(s) + PbCl2(s), ΔHº = -105,0 kJ y que la entalpía estándar de formación del AgCl(s) es -127,2 kJ/mol, halla la entalpía estándar de formación del PbCl2(s).Sol: ΔHºf = -359,4 KJ/mol.
  8. Teniendo en cuenta las entalpías estándar de formación, hallar la variación de entalpía correspondiente a la reacción:   CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ¿Qué cantidad de calor se necesita para descomponer 6 toneladas de piedra caliza del 85 % de riqueza?. Sol: 178,3 KJ; 9,09.106 KJ.
  9. Calcular la entalpía de formación de óxido de cinc con los datos siguientes: a) H2SO4(aq) + Zn(s) → ZnSO4(aq) + H2(g)  ΔH = -80,1 kcal. b) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(I)   ΔH = -136,6 kcal. c) H2SO4(aq) + ZnO(s) → ZnSO4(aq) + H2O(l)     ΔH = -50,52 kcal. Sol: -97,9 kcal/mol.
  10. Calcular la entalpía estándar de formación del ácido fórmico, HCOOH, con los datos siguientes: a) HCOOH + 2O2 → CO2 + H2O.    ΔHº= -62 kcal. b) CO  +  1/2O2 → CO2     ΔHº= -68 kcal. c) H2  +  1/2O2 → H2O    ΔHº= -68 kcal. d) C + 1/2 O2 → CO      ΔHº= -29 kcal. Sol: ΔHº (HCOOH) = -103 kcal/mol.
  11. Calcular el calor de condensación del agua a 298ºK, a partir de las ecuaciones termoquímicas siguientes: a) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(I)    ΔHº = -136,64 kcal. b) 2H2(g) + O2(g)  → 2H2O(g)   ΔHº = -115,58 kcal. Sol: ΔHº = -10,53 kcal/mol.
  12. A partir de los valores de las entalpías estándar de formación: a) Determinar el calor de combustión del benceno, suponiendo que el agua formada se encuentre en estado líquido. b) Hallar la cantidad de calor que se desprende al formarse 72 gramos de agua. Sol:a) -3267,4 KJ/mol; b) 4357 KJ/mol
  13. Teniendo en cuenta las entalpías normales de formación: a) Calcular la variación de entalpía que corresponde a la siguiente reacción (verificada en condiciones estándar): CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) b) Durante la década de los años cuarenta se utilizó en España, como combustible para motores, el monóxido de carbono procedente de la combustión incompleta del carbón. ¿Qué cantidad de calor se producía (al quemarse 100 m3 de CO, medidos en c.n.?. Sol: a) -283 KJ b) 1,26·106
  14. La reacción: CuO(s) + H2(g) → Cu(s) + H2O(l) ¿es exotérmica o endotérmica? (La entalpía estándar de formación del CuO es -161,1 kJ/mol.) Dibujar el diagrama entálpico correspondiente. Sol: Exotérmica.
  15. Sabiendo que el calor de combustión de la propanona es ΔHº = -1787,2 kJ/mol, hallar la entaIpía de formación de la misma. (Suponer que el agua final se obtiene en estado líquido.) Sol: -250,7 KJ/mol
  16. Calcular la variación de entalpía correspondiente al proceso: Zn(s) + CI2(g) → ZnCI2(aq) a partir de los siguientes datos: a) Entalpía de formación del HCl(g) = -22060 cal/mol. b) Entalpía de disolución del HCl(g) = -17630 cal/mol. c) Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g);  ΔHº = -35890 cal. Sol: -115,3
  17. Calcular la entalpía de formación del AlCI3(s), a partir de las siguiente ecuaciones termoquímicas: a) 3Al(s) + 3HCl(aq)  →  AlCI3(aq) + 3/2 H2(g)    ΔHº = -127 kcal b) H2   +  Cl2  →  2HCl(g)    ΔHº = -44 kcal c) HCl (g)  →  HCl(aq)    ΔHº = -17,5 kcal d) AlCI3(s) →  AlCl3(aq)   ΔHº = – 77,9 Kcal   Sol:  -167,6 kcal/mol.
  18. Dibujar el diagrama entálpico correspondiente a la reacción: S(s) + H2(g) → H2S(g)     ΔHº = -5,3 kcal/mol.
  19. Sabiendo que la entalpía de formación del amoníaco es ΔHº= -10,94 kcal/mol, calcular la cantidad de calor que se produce al obtener 200 litros de amoníaco, medidos en condiciones normales. Sol: 97,6 kcal.
  20. En la fermentación de la glucosa se obtienen etanol y dióxido de carbono. Si en la combustión completa de la glucosa y del etanol se desprenden, respectivamente, 3,74 kcal/g y 7,11 kca/g y al formarse dióxido de carbono se desprenden 94 kcal/mol, calcular el calor de la reacción de fermentación de la glucosa, indicando explícitamente al final si el proceso es endo- o exotérmico. Sol:  19,1 kcal/mol. El proceso es exotérmico.
  21. Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas: 1) I2(g) + H2(g) → 2HI(g) ; ΔHº = -0,8 kcal. 2) I2(s)  +  H2(g)  →  2IH(g)  ΔHº = 12,0 kcal. 3) I2(g) + H2(g) → 2HI(aq) ; ΔHº = -26,8 kcal Calcular: a) El calor latente molar de sublimación del yodo. b) El calor de disolución molar del yo duro de hidrógeno. c) La cantidad de calor necesario para disociar en sus componentes el duro de hidrógeno gaseoso contenido, a 25ºC, en un matraz de 750 L a la presión de 800 mm de Hg.Sol: a) 12,8 kcal/mol b) -13 kcal/mol c) 12,9.
  22. A partir de las energías medias de enlace hallar el valor aproximado de la entalpía estándar de hidrogenación del acetileno a etano. Sol: -305 KJ.
  23. A partir de las energías medias de enlace, sabiendo que la entalpía estándar de sublimación del grafito es 718,6 kJ/mol, hallar el valor de la entalpía normal de formación del etanol en estado gaseoso. Sol: -241,8 KJ/mol.
  24. A partir de las energías de enlace, calcular la entalpía estándar de combustión del octano. Sol: -3886 KJ/mal.
  25. Indicar el signo de la variación de entropía en las siguientes reacciones químicas: a) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) b) HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s) c) C(s) + O2(g) → CO2(g)
  26. Dada la siguiente ecuación termoquímica: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ΔHº = -483,6 kJ, señalar cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles falsas. a) Al formarse 18 g de agua en condiciones estándar se desprenden 483,6 kJ. b) La formación del agua es una reacción muy exotérmica. c) Dado que ΔHº<0, la formación del agua es, con casi completa seguridad, un proceso espontáneo. d) La reacción de formación del agua será muy rápida.
  27. Sabiendo que para la reacción: N2O(g) → N2(g) + O2(g) ΔH = 10,5 kcal y ΔS = 18 cal/K, predecir si dicha reacción será o no espontánea a 27°C. Sol: No será espontánea.
  28. Con los siguientes datos:
    Sustancias H2S(g) SO2(g) H2O(l) S(s)
    ΔHº(kcal/mol) -5,3 -70,9 -68,3 0
    ΔHº(kcal/mol) 49,15 59,24 16,75 7,62

    Determinar los valores ΔHº, ΔSº y ΔGº para la reacción: 2H2S(g) + SO2(g) → 2H2O(l) + 3S(s) Sol: -55,1 kcal;  -101,2 cal/K; -24,9 kcal.

  29. La variación de entalpía, ΔH, en un proceso químico permite clasificar a éste como exotérmico o endotérmico. El proceso: Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g), es exotérmico. Contestar razonadamente a los siguientes puntos: a) ¿Qué gráfica representa correctamente la reacción: la (I) o la (II)? b) Para dicho proceso el calor desprendido a presión constante es 37,6 kcaJ/mol. Utilícese el primer principio para deducir, sin cálculos numéricos, si a volumen constante se desprende más o menos calor. c) Una reacción exotérmica ¿es necesariamente espontánea?
  30. Sabiendo que para el proceso: NO2(g) → N2(g) + O2(g)  ΔH = 10,5 kcal/mol y ΔS = 18.10-3 kcal/mol·K. a) Dibujar el correspondiente diagrama entálpico. b) ¿Se trata de una reacción endo o exotérmica? c) Calcular la variación de la energía de Gibbs y la tendencia al cambio espontáneo a 27°C. Sol: b) Dado que ΔH>0, la reacción es endotérmica c) ΔG = +5,1 kcal/mol; no espontáneo.
  31. En la reacción: Ag2O(s) → 2Ag(s) + O2(g) en condiciones estándar ΔHº = 7,31 kcal y ΔSº= 0,0158 kcaJ/K. Con la aproximación de que permanezcan independientes de la temperatura predecir en qué sentido será espontánea la reacción: a) A 25 °C y 1 atmósfera. b) A 300 °C y 1 atmósfera. c) ¿A qué temperatura se hallará la reacción en equilibrio?. a) En el sentido de formación del Ag2O.b) En el sentido de descomposición del Ag2O c) A 190 ºC.
  32. Para la reacción de formación del agua: H2(g) + O2(g) → H2O(g)   ΔHº = -58 kcal/mol y ΔSº = -10,7 cal/mol·K. Calcular: a) Si el proceso es espontáneo a 25 °C. b) La temperatura a la que se alcanza el equilibrio. c) ¿Cuáles serían las condiciones más favorables para obtener vapor de agua? Sol: a) Es espontáneo. b) A 5 420 K.
  33. Para obtener cloruro de etilo podemos emplear dos métodos distintos: 1) C2H6(g) + Cl2(g) → C2H5Cl(g) + HCl(g) 2) C2H4(g) + HCl(g) → C2H5Cl(g). Para la primera reacción: ΔSº= +2,09 J/mol·K y para la segunda: ΔSº= -128,6 J/mol·K. Por otra parte: ΔHºf(C2H5CI) = -104,9 kJ/mol; ΔHºf(HCI) = -92,3 kJ/mol ; ΔHºf(C2H6) = -84,7 kJ/mol, y ΔHºf(C2H4) = +52,3 kJ/mol.¿Cuál de los dos métodos es preferible? Sol: El primero.
JUNIO 2015

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

  1. Calcule la entalpía de formación estándar del eteno. (1 punto)
  2. Justifique si la reacción de formación del eteno será espontánea bajo determinadas condiciones de temperatura. (1 punto)
SEPTIEMBRE 2015

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

  1. Calcule la energía liberada en la producción de 150 g de CO2 si el rendimiento es del 45% (1,3 puntos)
  2. Indique cómo afectaría al equilibrio de combustión del carbono: i) un aumento de la temperatura del sistema y ii) un aumento en la presión del sistema (0,7 puntos) Datos: Masas atómicas: C=12, O=16 g/mol.
JUNIO 2016

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

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

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

SEPTIEMBRE 2016

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

CH3COOH + 2O2 → 2CO2 + 2H2O

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

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

SEPTIEMBRE 2020

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

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

Equilibrio químico

por | Ago 21, 2021 | NIVEL AVANZADO

En un recipiente vacío de 5,00 L se ha colocado una mezcla de nitrógeno e hidrógeno a 500 ºC. Al alcanzarse el equilibrio, se ha comprobado la presencia de 84,28 g de N2, 4,20 g de H2 y 9,61 g de amoniaco. Calcula el valor de la constante de equilibrio Kc para la reacción siguiente a la temperatura dada.

SOLUCIÓN

Datos: V = 5L    T = 500 ºC.    Mm(N2) = 28 g/mol Mm(H2) = 2 g/mol Mm(NH3) = 17 g/mol

Reacción N2(g) + 3H2(g) ⇔ 2NH3
Cantidades iniciales ¿? ¿? ¿?
Cantidades en equlibrio (g) 84,28 4,20 9,61
Moles en equilibrio 84,28/28 = 3,01 4,20/2 = 2,10 9,61/17 = 0,565
[ ] en equilibrio 3,01 mol/5 L =0,602 mol/L 2,10 mol/ 5 L = 0,42 mol/L 0,565 mol/5 L= 0,113 mol/L

Para el equilibrio dado, el valor de Kc será:

\fn_cm \small K_c=\frac{[NH_3]^2}{[N_2][H_2]^3}=\frac{0,113^2}{0,602\cdot 0,42^3}=0,286 \ L^2mol^{-2}

 

En un recipiente de 2,0 L se mezcla una cierta cantidad de N2 (g) y de H2 (g) y se eleva la temperatura a 1000 K hasta que el sistema alcance el equilibrio:

N2(g) + 3H2(g) ⇔ 2NH3(g)

A esta temperatura, el valor de Kc es 2,37·10-3 L2mol-2. Calcula el valor de Kp.

SOLUCIÓN

\fn_cm \small K_p=K_c(RT)^{\Delta n} 

\fn_cm \small K_p=2,37 \cdot 10^{-3}\cdot(0,082 \cdot 1000)^2=3,52 \cdot 10^{-7} \ atm^{-2}

La constante de equilibrio Kc para la reacción H2(g) + I2(g) ⇔ 2HI(g) vale 46,00 a 490 0C. Sabiendo que en el equilibrio las concentraciones molares de yodo y de yoduro de hidrógeno son, respectivamente, 0,0031 mol·L-1 y 0,0027 mol·L-1, calcula el valor de la concentración de hidrógeno en el equilibrio.

SOLUCIÓN

Datos:

    • Kc = 46,00
    • [I2] = 0,0031 mol·L-1
    • [HI] = 0,0027 mol·L-1
Reacción I2(g) + H2(g) ⇔ 2HI(g)
Cantidades iniciales ¿? ¿? ¿?
[ ] en equilibrio mol·L-1 0,031 ¿? 0,0027

\fn_cm \small K_c=46 = \frac{[HI]^2}{[I_2][H_2]}=\frac{0,0027^2}{0,0031\cdot[H_2]}

Despejando la concentración de hidrógeno tenemos:

\fn_cm \small [H_2]= \frac{0,0027^2}{0,0031\cdot46}=5,11\cdot 10^{-5} \ mol\cdot L^{-1}

Se ha introducido en un recipiente vacío de 4,00 L 15,63 g de amoniaco y 9,80 g de nitrógeno. El equilibrio se alcanza a cierta temperatura cuando el recipiente contiene 0,70 moles de amoniaco. Calcula el valor de Kc a la temperatura de la experiencia para el equilibrio de disociación del amoniaco siguiente:

2NH3(g)  ⇔ N2(g) + 3H2(g)

SOLUCIÓN

Datos:

    • V = 4L,
    • Masa inicial de nitrógeno = 9,80 g
    • Masa inicial de amoniaco = 15,64 g
    • Masa inicial de hidrógeno = 0
    • Moles de amoniaco en el equilibrio = 0,70 mol
    • Mm(N2) = 28 g/mol
    • Mm(H2) = 2 g/mol
    • Mm(NH3) = 17 g/mol
Reacción 2NH3 (g) ⇔ N2(g) + 3H2(g)
Cantidades iniciales en (g) 16,64 9,8 0
Moles iniciales 15,54 g/ 17 g/mol = 0,92 moles
Supongamos que se forman x moles de N2 hasta llegar al equilibrio
Moles en equilibrio (*) 0,70 = 0,92-2x x+0,35 3x
x = (0,92-0,70)/2 = 0,11 moles 0,11+0,35 = 0,46 3·0,11 = 0,33 moles
[ ] en equilibrio (molL-1) 0,70/4 = 0,175 0,46/4 = 0,115 0,33/4 = 0,083

(*) En la tabla anterior x representa el número de moles de N2 que se han formado. Según la estequiometría de la reacción:

    • Por cada mol de nitrógeno que se forma, también se forman 3 moles de hidrógeno. Por tanto, si se forman hasta alcanzar el equilibrio x moles de hidrógeno, también se formarán 3x moles de hidrógeno. Los x moles de nitrógeno formados se sumarán a los 0,35 moles que había desde el principio.
    • Por cada mol de nitrógeno que se forma, se disocian 2 moles de amoniaco. Por tanto, si se forman hasta alcanzar el equilibrio x moles de hidrógeno, también se habrán disociado 2x moles de amoniaco, siendo la cantidad de amoniaco en equilibrio (0,70 moles) la inicial menos la disociada = 0,92-2x.

Por tanto:

\fn_cm \small K_c=\frac{[N_2][H_2]^3}{[NH_3]^2}=\frac{0,115\cdot 0,083^3}{0,175^2}=2,15\cdot 10^{-3} \ mol^2L^{-2}

Se define el grado de disociación, α, como el tanto por uno de sustancia que se disocia en un equilibrio químico. Se determina mediante la razón entre el número de moles de la sustancia que se disocia en el equilibrio y el número de moles iniciales de dicha sustancia:

\fn_cm \small \alpha =\frac{moles \ de \ sustancia \ que\ se\ disocia \ en \ el \ equilibrio}{moles \ iniciales \ de \ sustancia \ que \ se \ disocia}

Es evidente que se habla de grado de disociación en equilibrios químicos en los que se parte de una sustancia reactiva que se divide en dos o más sustancias más simples, es decir, para equilibrios generales del tipo:

aA ⇔ bB + cC

En el ejemplo seguido aquí, el grado de disociación será:

\fn_cm \small \alpha =\frac{2x}{0,92}=\frac{0,22}{0,92}=0,239

Es decir, el amoniaco se disocia a la temperatura dada un 23,9%.

En un recipiente de 0,50 L se introdujeron 2 moles de bromo y tres moles de hidrógeno. Al alcanzarse el equilibrio a cierta temperatura, el valor de Kc es 0,50. Calcula las concentraciones de las tres sustancias presentes en el equilibrio:

Br2(g)  +  H2(g)  ⇔  2HBr(g)

SOLUCIÓN

Datos:

    • V = 0,5 L,
    • Cantidad inicial de Br2 = 2 moles.
    • Cantidad inicial de H2 = 3 moles.
    • Cantidad inicial de HBr = 0
    • Kc = 0,50
Reacción Br2 (g) + H2(g) ⇔ 2HBr(g)
Cantidades iniciales en (moles) 2 3 0
Supongamos que reaccionan x moles de Br2 hasta alcanzar el equilibrio
Moles en equilibrio 2-x 3-x 2x
[ ] en equilibrio (molL-1) 2-x/0,5 3-x/0,5 2x/0,5

La expresión de Kc es:

\fn_cm \small K_c=\frac{[HBr]^2}{[Br_2][H_2]}=\frac{(\frac{2x}{0,5})^2}{(\frac{2-x}{0,5})^2(\frac{3-x}{0,5})}=\frac{(2x)^2}{(2-x)(3-x)}=0,50

Realizando operaciones se obtiene una ecuación de segundo grado:

\fn_cm \small 3,5x^2+2,5x-3=0

Cuyas soluciones son:                                     x1 = 0,64 moles            x2 = -1,35

Es evidente que la segunda solución no tiene sentido, por tanto, x = 0,64 moles.

Las concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio serán:

    • [Br2] = 2,72 mol·L-1
    • [H2] = 4,72 mol·L-1
    • [HBr] = 2,56 mol·L-1

Se coloca cierta cantidad de trióxido de azufre en un matraz de 0,80 L. A cierta temperatura, se establece el equilibrio de disociación siguiente:

2SO3 ⇔ 2SO2 + O2

Se comprueba que en el equilibrio había dos moles de oxígeno. Si la constante Kc es igual a 0,22 mol·L-1 a la temperatura de la experiencia, calcula las concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio y el grado de disociación.

SOLUCIÓN

Datos: 

    • V = 0,80 L
    • Kc = 0,22 mol·L-1
    • Moles de oxígeno en el equilibrio = 2
Reacción 2SO3 (g) ⇔ 2SO2(g) + O2(g)
Moles iniciales en (moles) ¿? = n 0 0
Supongamos que reaccionan x moles de O2 hasta alcanzar el equilibrio
Moles en equilibrio n-2xn-4 2×4 x = 2 (dato)2
[ ] en equilibrio (molL-1) n-4/0,8 4/0,8 2/0,8

Por tanto:

\fn_cm \small K_c=\frac{[SO_2]^2[O_2]}{[SO_3]^2}=\frac{5^2 \cdot 2,5}{(n-4)^2}=0,22

Operando se obtiene una ecuación de segundo grado:

\fn_cm \small 0,22n^2-1,76n-58,98=0

Cuyas soluciones son:                                                          n1 = 20,85 moles y n2 = -12,85

Es evidente que la segunda solución no tiene sentido, por tanto, n = 20,85 moles. Por tanto, las concentraciones de las especies en el equilibrio son:

    • [SO3] = 21,06 mol·L-1
    • [SO2] = 5 mol·L-1
    • [O2] = 2,5 mol·L-1
En cuanto al grado de disociación, por definición:
\fn_cm \small \alpha =\frac{moles \ de \ SO_3\ disociados}{moles \ de \ SO_3\ iniciales}=\frac{2x}{n}=\frac{4}{20,85}=0,19
Es decir, a la temperatura de estudio el trióxido de azufre está disociado un 19%.

En un recipiente de 0,5 L se colocan 0,075 moles de PCl5 y se establece, a cierta temperatura, el equilibrio:

PCl5(g)  ⇔ PCl3(g) + Cl2(g)

Calcula la constante de equilibrio sabiendo que PCl5 se encuentra disociado un 62,5%.

SOLUCIÓN

Datos:

    • V = 0,50 L
    • Cantidad inicial de PCl5 = 0,075 moles
    • α = 0,625
Reacción PCl5 (g) ⇔ PCl3(g) + Cl2(g)
Moles iniciales en (moles) 0,075 0 0
Supongamos que reaccionan x moles de PCl3 hasta alcanzar el equilibrio
Moles en equilibrio 0,075-x x x
[ ] en equilibrio (molL-1) 0,075-x/0,5 x/0,5 x/0,5

El valor de Kc será:

\fn_cm \small K_c=\frac{[PCl_3][Cl_2]}{[PCl_5]}=\frac{(\frac{x}{0,5})(\frac{x}{0,5})}{(\frac{0,075-x}{0,5})}=\frac{x^2}{0,075-x}\cdot \frac{1}{0,5}=0,50

El valor de x se puede calcular a partir del dato del grado de disociación:

\fn_cm \small \alpha = \frac {moles \ PCl_5 \ disociados}{\ moles \ PCl_5\ iniciales}=\frac{x}{0,075} = 0,625

De donde x = 0,047 moles. Por tanto:

\fn_cm \small K_c=\frac{0,047^2}{0,075-0,047}\cdot \frac{1}{0,5}=0,158 \ mol\cdot L^{-1}

En un recipiente se han introducido 2 moles de N2O4 y se ha alcanzado el equilibrio N2O4(g) ⇔ 2NO2(g) cuando la presión total es de 0,1 atm. Si Kp vale 0,17 atm, calcula el grado de disociación del N2O4 y las presiones parciales en el equilibrio. Datos: PT = 0,1 atm y Kp = 0,17 atm

SOLUCIÓN

Reacción N2O4(g) ⇔ 2NO2(g)
Moles iniciales 2 0
Supongamos que se disocian x moles de N2O4
Moles en equilibrio 2-x 2x

[ ] en equilibrio (mol·L-1)

No se puede conocer pues no conocemos el volumen del recipiente

Planteamos Kp y la desarrollamos en función de las fracciones molares (ya que los datos que se dan son moles y conocemos la presión total).

\fn_cm \small K_p=\frac{P_{NO_2}^2}{P_{N_2O_4}}=\frac{(X_{NO_2 }\cdot P_T)^2}{X_{N_2O_4 }\cdot P_T}=\frac{X_{NO_2 }^2}{X_{N_2O_4 }}\cdot P_T

Donde las fracciones molares son las del equilibrio, es decir:

\fn_cm \small X_{NO_2}=\frac{2x}{2-x+2x}=\frac{2x}{2+x}

Sustituyendo estos valores en la expresión de Kp, así como los valores conocidos:

\fn_cm \small K_p=\frac{P_{NO_2}^2}{P_{N_2O_4}}=\frac{(X_{NO_2 }\cdot P_T)^2}{X_{N_2O_4 }\cdot P_T}=\frac{X_{NO_2 }^2}{X_{N_2O_4 }}\cdot P_T= \frac{\left ( \dfrac{2x}{2+x} \right )^2}{\dfrac {2-x}{2+x}}\cdot 0,1 = 0,17

Operando:

\fn_cm \small 0,17=\frac{4x^2}{4-x^2}\cdot 0,1

De donde resulta una ecuación de segundo grado cuyas soluciones son:

\fn_cm \small x_1= -1,09 \ (sin \ sentido)

\fn_cm \small x_2=1,09 \ moles

El grado de disociación será:

\fn_cm \small \alpha = \frac{moles \ disociados}{moles \ iniciales}=\frac{x}{2}=0,55

Las presiones parciales en el equilibrio serán:

\fn_cm \small P_{N_2O_4}=X_{N_2O_4}\cdot P_T= \frac{2-x}{2+x}\cdot P_T=\frac{2-1,09}{2+1,09}\cdot 0,1=0,029 \ atm

\fn_cm \small P_{NO_2}=X_{NO_2}\cdot P_T= \frac{2x}{2+x}\cdot P_T=\frac{2\cdot1,09}{2+1,09}\cdot 0,1=0,07 \ atm

O bien:

\fn_cm \small P_{NO_2}=P_T-P_{N_2O_4}=0,1-0,029=0,071 \ atm

Se han introducido 0,1 moles de PCl5 en un recipiente de 2 L y se alcanzó el equilibrio a 250 ºC.

PCl5(g) ⇔ PCl3(g) + Cl2(g)

Si Kp = 1,80 atm, calcula el valor de Kc a la misma temperatura y el grado de disociación de PCl5. Datos: V = 2L; Moles iniciales de PCl5 = 0,1; Kp = 1,80 atm; T = 250 ºC = 523 K

SOLUCIÓN

Reacción PCl5(g) ⇔ PCl3(g) + Cl2(g)
Moles iniciales 2 0
Supongamos que se disocian x moles de PCl5 hasta llegar al equilibrio
Moles en equilibrio 0,1-x x x

[ ] en equilibrio (mol·L-1)

0,1-x/2

x/2

x/2

Utilizando la relación:

\fn_cm \small K_c = K_p(RT)^{- \Delta n}

podemos calcular Kc:

\fn_cm \small K_c = 1,80 \cdot(0,082\cdot 523)^{-(2-1)}=0,042 \ mol\cdot L^{-1}

Aplicando la ley de acción de presiones:

\fn_cm \small K_c = \frac{[PCl_3][Cl_2]}{[PCl_5]}=\dfrac{\dfrac{x}{2}\cdot{\dfrac{x}{2}}}{\dfrac{0.1-x}{2}}=\frac{x^2}{0,2-2x}=0,042 \ mol \cdot L^{-1}

\fn_cm \small x^2+0,084x-8,4\cdot 10^{-3}=0

\fn_cm \small x=0,059 \ moles

El grado de disociación será:

\fn_cm \small \alpha=\frac{moles \ PCl_5 \ disociados}{moles \ PCl_5 \ iniciales}=\frac{x}{0,1}=0,59

En la reacción 2HF(g) ⇔ H2(g) + F2(g), a una temperatura a la que Kc = 1,0·10-13, se analizó la mezcla de reacción y se hallaron estos valores (todos ellos en mol·L-1): [HF] = 0,45 [H2] = 1,0·10-3 [F2] = 3,0·10-3. Predice si el sistema está en equilibrio o bien progresará en un sentido determinado para llegar a él.

SOLUCIÓN

Reacción 2HF(g) ⇔ F2(g) + H2(g)

[ ] (mol·L-1) ¿en equilibrio?

 0,45 3,0·10-3 1,0·10-3

\small Q_c=\frac{[F_2][H_2]}{[HF]^2}=\frac{3 \cdot 10^{-3}\cdot 1 \cdot 10^{-3}}{0,45}=1,48 \cdot 10^{-5}

Luego, como Qc ≠ Kc, el sistema no está en equilibrio. Además, como Qc > Kc, el sistema se desplazará de manera que la concentración de productos disminuya y aumente la de reactivo, es decir, hacia la izquierda.

Calcular la constante de equilibrio a 25°C para la decarboxilación del ácido pirúvico líquido para formar acetaldehído y CO2. Datos: ΔGof (acetaldehído) = -31,86 Kcal/mol, ΔGof (CO2) = -94,26 Kcal/mol y ΔGof (pirúvico) = -110,75 Kcal/mol.

SOLUCIÓN

La reacción es:

\fn_cm \small CH_3COCOOH(l) \rightleftharpoons CH_3CHO (g) + CO_2(g)

\fn_cm \small \Delta G = \Delta G^o_f (acetaldeh\acute ido) + \Delta G^o_f (CO_2) - \Delta G^o_f (pir\acute uvico) = -31,86 + (-94,26) -(-110,75) = -15,37 Kcal/mol

\fn_cm \small K = 10^\frac{-\Delta G^o_f}{2,303RT}

El factor 2,303·RT = 1365 cal/mol a 25 ºC.

\fn_cm \small K = 10 ^{\frac{-\Delta G^o}{1365}}=10^{15,37\cdot 1365}=1,79 \cdot 10^{11}

La solubilidad del hidróxido de níquel [Ni(OH)2] en agua destilada es 1,94·10-5 g/100ml a 25 ºC. determina su solubilidad a esta temperatura si a 1L de una disolución saturada de este compuesto se le añade: a) 1 g de cloruro de níquel (NiCl2) b) 1 g de hidróxido de sodio (NaOH). Basándote en los resultados anteriores, razona sí, para que precipite el hidróxido de níquel en un medio, es más útil añadirle cloruro de níquel o hidróxido de sodio.

Nota: se supone que tanto el NiCl2 como el NaOH añadidos se disuelven totalmente en agua y que el volumen de la disolución no varía al añadirlos.

SOLUCIÓN

1. En primer lugar escribimos el equilibrio de solubilidad del Ni(OH)2 y se relaciona con su Kps.

\fn_cm \small Ni(OH)_2(s)\rightleftharpoons Ni(OH)_2(aq)\rightarrow Ni^{2+}(aq)+2OH^-(aq)

Cuando se disuelve en agua destilada, los únicos iones en la disolución son los que proceden del Ni(OH)2; por tanto:

\fn_cm \small Ni(OH)_2(s) \fn_cm \small \rightleftharpoons \fn_cm \small Ni(OH)_2(aq) \fn_cm \small \rightarrow \fn_cm \small Ni^{2+}(aq) + \fn_cm \small 2OH^-(aq)
s s 2s

En las constantes de equilibrio, las concentraciones deben expresarse en M (mol/L):

\fn_cm \small M_{Ni(OH)_2}=58,7+(16+1)\cdot 2=92,7 \ g/mol

\fn_cm \small s=1,94\cdot 10^{-5}\frac{g}{100 \ mL}\cdot\frac{1 \ mol}{92,7 \ g}\cdot \frac{10^3 \ mL}{1L}=2,09\cdot 10^{-6} \ M

2. A continuación se estudia la solubilidad del Ni(OH)2 totalmente disociado. calculamos la concentración de cada uno de sus iones a partir de la concentración de sal.

\fn_cm \small M_{NiCl_2}=58,7+35,5\cdot 2=129,7 \ g/mol

\fn_cm \small [NiCl_2]=1 \ g/L\cdot 1 \ mol/129,7 \ g = 7,71\cdot 10^{-3}\ M

\fn_cm \small NiCl_2(aq) \fn_cm \small \rightleftharpoons \fn_cm \small Ni^{2+}(aq) + \fn_cm \small 2OH^-(aq)
Concentración \fn_cm \small 7,71\cdot 10^{-3} \ M \fn_cm \small 7,71\cdot 10^{-3} \ M \fn_cm \small 2\cdot 7,71\cdot 10^{-3} \ M

El ion Cl– no influye en el equilibrio de solubilidad del Ni(OH)2, pero el ion Ni2+ si lo hace, pues es común a ambos compuestos:

\fn_cm \small K_{ps}=[Ni^{2+}][OH^-]^2=(s+7,71\cdot 10^{-3})\cdot (2s)^2

Según el principio de Le Chatelier, la solubilidad del Ni(OH)2 en una disolución con un ion común es aún menor que en agua:

\fn_cm \small s+7,71\cdot 10^{-3}\approx 7,71\cdot 10^{-3}

\fn_cm \small K_{ps}=3,65\cdot 10^{-17}=7,71\cdot 10^{-3}\cdot (2s)^2

\fn_cm \small s=\sqrt{\frac{3,65\cdot 10^{-17}}{4\cdot7,71\cdot 10^{-3 }}}=3,44\cdot 10^{-8}\ M

3. Se estudia la solubilidad del Ni(OH)2 al añadir 1 g/L de NaOH que estará totalmente disociado. Se calcula la concentración de los iones a partir de la concentración de la base:

\fn_cm \small M_{NaOH}=40 \ g/mol; [NaOH]= 1\ g/L\cdot 1\ mol/40 \ g=2,5\cdot 10^{-2} \ M

\fn_cm \small NaOH(aq) \fn_cm \small \rightarrow \fn_cm \small Na^+(aq) + \fn_cm \small OH^-(aq)
Concentración \fn_cm \small 2,5\cdot 10^{-2} \ M \fn_cm \small 2,5\cdot 10^{-2} \ M \fn_cm \small 2,5\cdot 10^{-2} \ M

El Na+ no influye en el equilibrio de solubilidad del Ni(OH)2 pero el OH– sí, al ser un ion común a ambos compuestos:

\fn_cm \small K_{ps}=[Ni^{2+}][OH^-]^2=s\cdot (2s+2,5\cdot 10^{-2})^2

Según el principio de Le Chatelier, la solubilidad del Ni(OH)2 en una disolución con un ion común es aún menor que en agua:

\fn_cm \small 2s +2,5\cdot 10^{-2}\approx 2,5\cdot 10^{-2}

\fn_cm \small K_{ps}=3,65 \cdot 10^{-17}=s\cdot (2,5 \cdot 10^{-2})^2

\fn_cm \small s=\frac{3,65\cdot 10^{-2}}{(2,5 \cdot 10^{-2})^2}=5,84\cdot 10^{-14} \ M

4. Se comparan los dos resultados. El NaOH es más efectivo para hacer que precipite el Ni(OH)2 que el NiCl2, ya que la concentración del ion común está elevada al cuadrado en el equilibrio de solubilidad del Ni(OH)2.

La ingestión contínua de pequeñas cantidades de sales de plomo acaba provocando saturnismo, una enfermedad que afecta seriamente nuestro sistema nervioso. Por este motivo, la Unión Europea establece que el contenido de Pb2+ en aguas potables no puede sobrepasar los 10-5 g/L.

a) La cerusita es un mineral formado por PbCO3, una sal muy poco soluble en agua. Razona si un agua subterránea que haya estado en contacto con cerusita y, en consecuencia, se haya saturado de PbCO3 se podría destinar al consumo oral.

b) En el laboratorio se mezclan 150 mL de una disolución de nitrato de plomo (II) 0,04 M con 50 mL de carbonato de sodio 0,01 M. Razona si precipitará el carbonato de plomo (II) en el recipiente en el que se ha hecho la mezcla. ¿Qué sucedería si esta mezcla se acidifica con una disolución de ácido nítrico? Escribe la reacción correspondiente.

Datos: Kps PbCO3 a 25 ºC es 1,5 · 10-15. Considera que la temperatura siempre ha estado a 25ºC, que los volúmenes son aditivos y que el ácido carbónico es un ácido débil.

SOLUCIÓN

a) Lo primero es calcular la solubilidad del PbCO3, pues coincidirá con la concentración de esta sustancia en el agua saturada de carbonato de plomo (II). Para ello, se escribe el equilibrio de solubilidad del PbCO3 y se relaciona con su Kps.

\fn_cm \small \begin{matrix} PbCO_3(s) \rightleftharpoons PbCO_3(aq) \rightarrow Pb^{2+}(aq) + CO_3^{2-}(aq) \\ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ s \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ s \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ s \end{matrix}

\fn_cm \small K_{ps}=[Pb^{2+}][CO_3^{2-}]\Rightarrow 1,5 \cdot 10^{-15} =s \cdot s\Rightarrow 3,87\cdot 10^8 \ M

Expresamos la [Pb2+] en el agua saturada con cerusita en g/L para compararla con el límite establecido por la Unión Europea:

\fn_cm \small M_{Pb}= 207,2 \ g/mol\Rightarrow 3,87 \cdot \frac{mol}{L}\cdot\frac{207,2 \ g }{mol}=8,02 \cdot 10^{-6} \frac{g}{L}

\fn_cm \small 8,02 \cdot 10^{-6} \ g/L < 10^{-5} \ g/L\Rightarrow agua \ apta \ para \ el \ consumo

b) La reacción que se produce al mezclar las dos disoluciones:

\fn_cm \small PbCO_3(aq) + Na_2CO_3 (aq)\rightarrow 2NaNO_3(aq) +PbCO_3 \downarrow

Para saber si se va a formar o no el precipitado, determina la concentración de cada uno de los iones que están relacionados con su equilibrio de solubilidad y evaluamos la Q del sistema:

\fn_cm \small Pb(NO_3)_2(aq) \fn_cm \small \rightarrow \fn_cm \small Pb^{2+}(aq) + \fn_cm \small 2NO_3^-(aq)
Concentración 0,04 M 0,04 M
\fn_cm \small Na_2CO_3(aq) \fn_cm \small \rightarrow \fn_cm \small 2Na^+(aq) + \fn_cm \small CO_3^{2-}(aq)
Concentración 0,01 M 0,01 M

Calculamos los moles de cada uno de los iones que intervienen en el equilibrio y su concentración en la mezcla de las dos disoluciones. Suponemos que los volúmenes son aditivos:

\fn_cm \small n_{Pb^{2+}}=0,04 \ M \cdot 0,15\ L=6\cdot 10^{-3} \ mol

\fn_cm \small n_{CO_3^{2-}}=0,01 \ M \cdot 0,05\ L=5\cdot 10^{-4} \ mol

\fn_cm \small Q=[Pb^{2+}][CO_3^{2-}]= \frac {6 \cdot 10^{-3}}{0,2}\cdot\frac{5 \cdot 10^{-4}}{0,2}=7,5 \cdot 10^{-5}

Q > Kps, lo que indica que se formará el precipitado de PbCO3.

Como el anión carbonato procede de un ácido débil, si se trata esta sal con un ácido fuerte, se produce la reacción:

\fn_cm \small PbCO_3(s)+2HNO_3(aq)\rightleftharpoons Pb(NO_3)_2(aq)+H_2CO_3(aq)

\fn_cm \small H_2CO_3(aq)\rightarrow CO_2(g)+H_2O(l)

Si se libera, el equilibrio se desplazará hacia la derecha y acabará disolviéndose el precipitado de PbCO3.

Se añade AgNO3 a 1L de una disolución que contiene 0,1 mol de Cl– y 0,1 mol de PO43-. Suponiendo que el volumen de la disolución es siempre de 1 L, determina: a) Qué cantidad, en gramos, de AgNO3 tenemos que añadir para que aparezca precipitado. b) Cuál es el primer precipitado que aparece. c) La máxima cantidad de AgNO3 que podemos añadir a la disolución sin que aparezca un segundo precipitado. Datos: Kps AgCl = 1,8·10-10; Kps Ag3PO4 = 2,6·10-18.

SOLUCIÓN

Se estudia el equilibrio de solubilidad de las sustancias que se forman al añadir Ag+ a una disolución con Cl– y PO43-.

\fn_cm \small AgCl(s)\rightleftharpoons AgCl(aq)\rightarrow Ag^+(aq)\ + Cl^-(aq)

\fn_cm \small Ag_3PO_4(s)\rightleftharpoons Ag_3PO_4(aq)\rightarrow 3Ag^+(aq)+PO_4^{3-}(aq)

\fn_cm \small K_{ps}=[Ag^+]^3[PO_4^{3-}]

Se calcula [Ag+] en equilibrio con cada uno de los aniones:

\fn_cm \small [Ag^+]=\frac{K_{ps \ AgCl}}{[Cl^-]}=\frac {1,8\cdot 10^{-10}}{0,1}=1,8\cdot 10^{-9} \ M

\fn_cm \small [Ag^+]=\sqrt[3]{{\frac{K_{ps \ AgPO_4}}{[PO_4^{-3}]}}}=\sqrt[3]{\frac{2,6\cdot 10^{-18}}{0,1}}=2,96 \cdot 10^{-6} \ M

La primera sustancia que precipita es el AgCl que aparece al añadir [Ag+] = 1,8·10-9 mol/L. Como MAgCl = 169,9 g/mol.

[Ag+] = [AgNO3] = 1,8·10-9 mol/L·169 g/mol = 3,06·10-7 g/L

Podemos añadir AgNO3 sin riesgo de que aparezca un precipitado distinto hasta que [Ag+] = 2,96·10-6 M, lo que hace:

[Ag+] = [AgNO3] = 2,96·10-6 mol/L·169 g/mol = 5,03·10-4 g/L

Razona en tu cuaderno si las respuestas son ciertas:

En un reactor se introducen, en las condiciones de reacción óptimas, 3 mol de nitrógeno y 9 moles de hidrógeno; sin embargo, nunca vamos a conseguir que se produzca 6 moles de amoniaco. Indica a qué es debido:

Con respecto a la constante equilibrio, indica cuál de las siguientes afirmaciones es falsa:

Cuando el carbón arde con una cantidad de oxígeno insuficiente, se produce monóxido de carbono, un gas tóxico que puede producir la muerte. El proceso es exotérmico. Para evitar la formación del monóxido de carbono, podemos:

El producto de solubilidad del CaCl2 es 5·10-6. Razona cuál de las siguientes acciones es más efectiva para reducir la solubilidad en agua del cloruro de plomo (II):

  1. Escribe la expresión de la constante Kc para cada una de las siguientes reacciones reversibles en el equilibrio: 2NOCl (g) ⇄ 2NO (g) + Cl2 (g) ; b) N2O5(g) ⇄ 2 N02(g) + 1/2 O2(g) c) C6H5COOH(aq) + H2O (aq) ⇄ C6H5COO–(aq) + H3O+(aq)
  2. Calcula cómo varía el valor de Kc de una reacción reversible si se multiplican o se dividen por dos los coeficientes estequiométricos de la ecuación ajustada.
  3. La constante de equilibrio Kc para la reacción Cl2(g) ⇄ CI (g) + CI (g) vale 1,4.10-38 a 25ºC. Explica qué indica este valor tan pequeño de Kc. Escribe la expresión de la constante de equilibrio para esta reacción y para su contraria. Deduce el valor de la constante K’c para esta última y halla la relación existente entre Kc Y K’c.
  4. Se ha comprobado en cierta experiencia que, a 25 ºC, las concentraciones en equilibrio en el sistema N2O4 (g) ⇄ 2N02 (g) son: [NO2] = 0,048 mol/L y [N2O4] = 0,491 mol/L. Calcula la constante Kc a la temperatura dada y su valor si el equilibrio dado se formulase del modo siguiente: 1/2 N2O4 (g) ⇄ N02 (g) ; Sol.: 4,693·10-3 mol/L; 6,85. 10-2.
  5. Para el equilibrio 2NO (g) + O2 (g) ⇄ 2 NO2 (g), a 230 ºC la constante Kc vale 6,44·105 (m/l)-1. Si las concentraciones de NO y de NO2 en el equilibrio son, respectivamente, 0,054 mol/l y 15,5 mol/l, calcula el valor de la concentración de O2 en el equilibrio. Sol: 0,128 mol/l
  6. En un recipiente de 0,76 L están presentes en equilibrio 0,60 mol de S03, 0,40 mol de NO, 0,10 mol de NO2 y 0,80 mol de SO2. Escribe la ecuación correspondiente y calcula los moles de NO que deberán introducirse en el recipiente, en las mismas condiciones, para que en el equilibrio llegue a haber 0,30 mol de NO2. Sol: 2,07 moles.
  7. Calentando a 1 000ºC en un recipiente cerrado una mezcla de 3 moles de CO2 y 1 mol de H2, se alcanzó el siguiente equilibrio cuando se habían formado 0,8 moles de CO y 0,8 moles de H2O:   CO2 (g) + H2 (g) ⇄ CO (g) + H2O (g) ; Calcula la constante de equilibrio Kc. Sol: 1,45.
  8. Una vasija de 1,0 L contiene 1,04 g de H2 y 8,32 g de O2, Después de elevar la temperatura hasta cierto valor, se alcanzó el equilibrio cuando el recipiente contenía 2,16 g de H2O. Calcula la constante Kc para el equilibrio de síntesis del agua:  2H2(g) + O2(g) ⇄ 2 H2O(g) Sol: 0,45 L/mol.
  9. Se ha calentado a 490ºC el yoduro de hidrógeno contenido en un recipiente con una concentración de 2,1·10-3 mol/l. Si a esa temperatura Kc vale 0,022, calcula las concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio: 2HI (g) ⇄ H2 (g) + I2 (g)  Sol.: 0,24.10-3 mol/l; 1,6.10-3 mol/l.
  10. En un recipiente de 1,0 L se introdujo a cierta temperatura 1,0 mol de PCl5 y se estableció el equilibrio PCl5 (g) ⇄  PCl3 (g) + Cl2 (g). Si Kc vale 0,045 mol/l a dicha temperatura, calcula las concentraciones de equilibrio de las tres sustancias. Sol: 0,19 mol/l; 0,81 mol/l.
  11. A cierta temperatura la constante Kc del equilibrio de síntesis del amoníaco vale Kc = 2,0 (m/l)-2. Si al comienzo de la reacción se colocó cierta cantidad de NH3 en un recipiente de 1,0 L y se comprobó que en el equilibrio había 2,0 moles de N2, calcula la concentración de cada sustancia en el equilibrio: N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) Sol: 2,0 mol/l; 6,0 mol/l; 29,4 mol/l.
  12. El equilibrio N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) tiene una constante Kc cuyo valor es 5,8·10-3 mol/l a cierta temperatura. Calcula el grado de disociación del N2O4 a esta temperatura si la concentración inicial es 0,02 mol/l. Sol: 0,24.
  13. Se prepara una mezcla de reacción cuyas concentraciones son las siguientes: 0,003 mol/l de H2, 0,001 mol/l de N2 y 0,002 mol/l de NH3 y se calienta a 500ºC. Sabiendo que a esta temperatura Kc = 0,11 (m/l)-2, predice si se producirá amoníaco o se descompondrá éste para alcanzar el equilibrio:        N2 (g) + 3H2 (g) ⇄  2 NH3 (g)
  14. Una mezcla de reacción formada por hidrógeno, yodo y yoduro de hidrógeno, en concentración 0,002 M para cada una de las sustancias, se introdujo en un recipiente de reacción y se calentó a 490 °C. Si se sabe que para el sistema en equilibrio H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g) la constante Kc vale 46,0, predice el sentido en que progresará la reacción hasta alcanzar el equilibrio en el caso de que no lo haya alcanzado ya.
  15. Para el equilibrio N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) la constante Kp vale 0,17 atm a 300 K. Calcula el grado de disociación del N2O4 si la presión total es de 1 atm. Sol: 20%.
  16. Escribe las expresiones de las constantes Kc y Kp para las reacciones: a) C (s) + H2O (g) ⇄ CO (g) + H2 (g) b) (NH4)2Se (s)  ⇄ 2 NH3 (g) + H2Se (g).
  17. Para el equilibrio NH4HS (s) ⇄ NH3 (g) + H2S (g), la constante Kp a 25 °C es igual a 0,12 atm2. Calcula el valor de Kc para el mismo equilibrio a dicha temperatura. Sol: 2,01·10-4 (mol/l)2.
  18. Razona cuál será el efecto de aumentar la temperatura en los siguientes equilibrios: a) 2SO2(g) + O2(g) ⇄ 2SO3(g); ΔHº = -198 kJ b) C(s) + H2O (g) ⇄ CO (g) + H2(g);  ΔHº = +131 kJ.
  19. Explica el efecto que producirá sobre cada uno de los siguientes equilibrios el aumento de presión por disminución del volumen: a) 2NO2(g) ⇄  N2O4(g) ; b) 2SO3(g) ⇄ 2SO2(g) + O2(g).
  20. Razona el efecto que producirán en los equilibrios siguientes los cambios indicados: a) Añadir Cl2(g) a CO(g) + Cl2(g) ⇄ COCl2(g). b) Retirar PCl3(g) de PCl3(g) + Cl2(g) ⇄ PCl5(g). c) Retirar HCI (g) de NH4Cl(s) ⇄ NH3(g) + HCl(g).
  21. Dado el equilibrio N2F4(g) ⇄ 2 NF2(g), en el que ΔHº = +38,5 kJ, razona qué efecto producirán en él los cambios siguientes: a) Calentar la mezcla a volumen constante. b) Retirar algo de NF2 de la mezcla. c) Aumentar la presión disminuyendo el volumen. d) Agregar un gas inerte a volumen constante.
  22. Describe razonadamente el efecto que producirá cada uno de los cambios siguientes sobre el sistema en equilibrio: 2NO (g) + Cl2(g) ⇄ 2NOCl (g);  para el que ΔHº = +25,85 kJ/mol. Añadir a la mezcla de reacción algo de cloro. b) Retirar algo de NOCI. c) Disminuir la temperatura. d) Disminuir la presión aumentando el volumen. e) Añadir un catalizador.
  23. En un recipiente de 1 L a 300 °C se encuentran en equilibrio 0,50 mol de SO3, 1,30 mol de SO2 y 1 ,06 mol de O2, Calcula las presiones parciales de los tres gases y las constantes Kc y Kp para el equilibrio 2SO2(g) + O2(g) ⇄ 2SO3(g). Sol: 61,08 atm; 49,81 atm; 23,49 atm; 0,14 L/mol; 0,003 atm-1.
  24. En un recipiente cerrado, a 600 K, tiene lugar el equilibrio 2NO2(g) ⇄ 2NO(g) + O2(g). Calcula el valor de Kp si las concentraciones de los gases en el equilibrio son [NO2] = 0,0146 M, [NO] = 0,00382 M y [O2] = 0,00191 M. Sol: 6,44 . 10-3 atm.
  25. Se llena un recipiente con fosgeno, a la presión inicial de 1,0 atm y a 573 K. Y se alcanza el equilibrio COCl2(g) ⇄ CO(g) + Cl2(g), cuya constante Kp vale 10-3 atm. Calcula las presiones parciales y la presión total en el equilibrio. Sol: 0,969 atm; 0,031 atm; 0,031 atm; 1,031 atm.
  26. Una muestra de N2O4 (g), en un recipiente cerrado a 298 K, alcanza el equilibrio de disociación N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g). A esta temperatura, Kp es igual a 0,140 atm. Calcula la presión parcial de cada gas si la presión total en el equilibrio es de 2,0 atm. Sol: 1,54 atm; 0,46 atm.
  27. A 1300 K la constante Kp vale 0,70 para el equilibrio CO2(g) + H2(g) ⇄ CO (g) + H2O(g). Se han colocado en un matraz 10 moles de CO2 y 10 moles de H2, y el equilibrio se alcanza a la temperatura dada cuando la presión total vale 10 atm. Calcula las presiones parciales de los cuatro gases en el equilibrio. Sol: 2,72 atm; 2,72 atm; 2,28 atm; 2,28 atm.
  28. En un recipiente de 7,5 L se han mezclado 0,50 mol de H2 y 0,50 mol de I2.La temperatura se eleva a 448 °C hasta que se alcanza el equilibrio: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2HI (g), siendo Kc = 50. Calcula el valor de Kp, la presión total en el equilibrio, los moles de cada sustancia presentes en el equilibrio y sus presiones parciales. Sol: 50; 7,88 atm; 0,1102 mol; 0,1102 mol; 0,7796 mal; 0,87 atm; 0,87 atm; 6,15 atm.
  29. Un matraz de 1 L que contiene 15,23 gr de yodo, se llena de IH a 25ºC y 743 mm. Se cierra el matraz y se calienta a 450ºC. Calcular la composición de la mezcla gaseosa en el equilibrio. La para el proceso : + 2 HI ; a 450ºC es igual a 50,9. Considerar nulo el volumen del iodo sólido. Sol.- y 0,039 ; 0,000501 ; 0,0605 moles.
  30. En un recipiente de capacidad igual a 1,876 litros se colocan  20 gr de iodo y se llena  con hidrogeno a 20ºC y 767 mm. Se cierra el matraz y se calienta a 400ºC. Calcular la cantidad de yoduro de hidrógeno que se forma. Para el proceso: HI(g) ⇄ 1/2H2(g) + 1/2I2(g); la constante es igual a 0,1297 a 400ºC. Sol: 0,1251 moles.
  31. A 350ºC el yoduro de hidrógeno está disociado en un 19,18%. Hallar la constante de equilibrio a esta temperatura para las reacciones: a) HI(g) ⇄ 1/2H2(g) + 1/2I2(g) ¿Cómo varía el grado de disociación del HI al modificar la presión? Sol: 0,1186 ; 71,02 ; no varía.
  32. Un matraz de 1 litro contiene 6,28 milimoles de N2O4. Al calentar a 25ªC la presión gaseosa es de 0,2118 atm. Calcular las constantes para la reacción: de disociación del tetróxido de nitrógeno a dicha temperatura. Sol: 0,005851 moles/L; 0,143 atm.
  33. A 50ºC y presión de 1 atm, la densidad de vapor del , es 2,202 veces mayor que la del aire a las mismas condiciones. Hallar la constante Kp para la disociación del tetróxido de nitrógeno a dicha temperatura. Sol: 0,977 atm.
  34. A 35ºC, la constante para la disociación del N2O4 es igual a 0,32 atm. Calcular las presiones a las cuales el N2O4 está disociado a esta temperatura en un 25% y en 50%. Sol: 1,2 atm y 0,24 atm.
  35. Hallar el volumen de un recipiente que al contener 1 gr de N2O4, la presión ejercida a 45ºC es de 2 atm. Las constantes Kc y Kp para la disociación del N2O4 a esta temperatura son, respectivamente 0,02577 moles/L y 0,672 atm. Sol: 0,1812 litros.
  36. Un recipiente de 10 litros contiene en equilibrio a 200ºC; 4,24 gr de PCl5; 2,88 gr de PCl3 y 5,46 gr de Cl2. Hallar las constantes Kc y Kp para la disociación del a esta temperatura. Sol: 0,007929 moles/L; 0,3075 atm.
  37. Un recipiente de 1,891 litros contiene 0,03 moles de PCl3; 0,03 moles de Cl2 y 0,06 moles de PCl5 en equilibrio a 200ºC. Determinar: a) la constante Kc para la disociación del PCl5 a esta temperatura; b) la presión de la mezcla gaseosa; c) la composición de la mezcla gaseosa si a temperatura invariable el volumen se reduce a la mitad, y d) la presión de la mezcla en estas nuevas condiciones. Sol: 0,007931 moles/L; 2,461 atm; 0,0675 moles de PCl5; 0,0225 moles de PCl3; 0,0225 moles de Cl2; 4,615 atm.
  38. A 250ºC y presión de 1,261 atm la densidad de vapor del PCl5 con respecto al hidrogeno es igual a 58,5. Hallar la constante para la disociación del PCl5 a esta temperatura. Sol: 1,79 atm.
  39. Hallar la presión a la cual el PCl5 a 200ºC tiene una densidad de vapor relativa al aire en las mismas condiciones igual a 5. La  constante Kp para la disociación del a esta temperatura es 0,3075 atm. Sol:1,288 atm.
  40. 41.Hallar el grado de disociación de 0,01 moles de contenidos en un recipiente de 1 litro de capacidad a 250ºC. La  constante para la disociación del PCl5 a esta temperatura es 1,79 atm. Sol: 0,834.
  41. Al calentar el pentacloruro de antimonio se disocia en tricloruro de antimonio y cloro. A 182ºC y presión de 1 atm se disocia en un 29,2%. Calcular las constantes Kc y Kp para la disociación del SbCl5 a esta temperatura y hallar la presión a la cual se disociaría en un 60%. Sol: 0,09324 atm; 0,0025 m/L; 0,166 atm.
  42. La densidad de vapor con respecto al aire del SbCl5 a 248ºC y 2 atm es 6,5. Calcular la constante Kp para la disociación del SbCl5 a esta temperatura. Sol: 1,063 atm.
  43. Una mezcla de nitrógeno e hidrógeno en la relación volumétrica y molar de 1 a 3  se calienta a 400ºC y se comprime a 50 atm . En la mezcla gaseosa en equilibrio que se obtiene, en presencia de un catalizador adecuado, existe un 15,11% de amoniaco. Calcular la constante Kp para el proceso: N2(g) + 3H2(g) ⇄ NH3(g), a 400ºC. Sol: 0,0001667 atm-2.
  44. La constante para el proceso: N2(g) + 3H2(g) ⇄ NH3(g), a 450ºC, es igual a 0,0000519 atm-2. Calcular el tanto por ciento en volumen de NH3 que existirá en la mezcla gaseosa en equilibrio obtenida al someter una mezcla que contiene en volumen un 25% de N2 y un 75% de H2 a 450ºC y 100 atm en presencia de un catalizador. Sol: 16,4%.
  45. En presencia de un catalizador, el alcohol isopropílico se transforma en acetona e hidrógeno, según la reacción: CH3CHOHCH3 ⇄ CH3COCH3 + H2. Calcular los gramos de acetona que se forman al calentar a 227ºC, 6 gr de alcohol isopropílico contenidos en un recipiente de 5 litros de capacidad en presencia del catalizador. La constante Kp para este proceso a 227ºC es igual  a 1,42 atm. Sol: 4,11 gr de acetona.
  46. El proceso Deacon para la obtención del cloro viene expresado por la ecuación : 4HCl(g) + O2 (g) ⇄ 2H2O(g)  + 2Cl2 (g). Calcular  la constante Kp para este proceso a 390ºC si al mezclar 0,08 moles de cloruro de hidrógeno y 0,1  moles de oxígeno a esta temperatura se forman a la presión total de 1 atm 0,032 moles de cloro. Hallar el volumen del recipiente que contiene esta mezcla. Sol: 69,6 1/atm; 8,885 L.
  47. La constante de equilibrio a 100ºC para la formación del acetato de etilo a partir de ácido acético y de alcohol etílico es igual a 4. Calcular el número de moles de acetato de etilo que se forman al reaccionar 2 moles del alcohol con 5 moles del ácido. Sol: 1,76.
  48. Se hacen reaccionar 25 gr de ácido acético con 75 gr de alcohol etílico a 100ºC. La constante de equilibrio para la formación del acetato de etilo es igual a 4. Calcular la fracción del ácido acético que se esterifica. Sol: 92,9%.
  49. Calcular la cantidad de agua que debe añadirse a 100 gr de acetato de etilo para que a 100ºC se descompongan 40 gr de éster. Kx para la formación del acetato de etilo a 100ºC es 4. Sol: 30 gr de agua.
  50. Calcular la cantidad de ácido acético que debe añadirse a 100 gr de alcohol etílico para obtener a 100ºC, 100 gr de acetato de etilo. Kx para la formación del acetato de etilo a 100ºC es 4. Sol: 86,9 gr.
  51. A 55ºC, el valor  de Kp para la reacción  N2O4 ⇄  2NO2 es de 0,66 atm. Calcular el % de disociación del N2O4 a 55ºC y con una presión total de 380 mm.¿cuáles son las presiones parciales de N2O4 y NO2 en el equilibrio?. Sol: 50%, 0,17 y 0,33 atm.
  52. Dado que K = 33,3  para la disociación del Cl5P a 760ºC, ¿Cuál será el estado final en el equilibrio del sistema si se inyectan simultáneamente 1,5 g de Cl5P y 15 g de Cl3P en  un volumen de 36,3 ml a 760ºC? Sol: 0,017; 3,18; 0,181 M.
  53. Hallar el volumen de un recipiente que al contener 1 g de N2O4, la presión ejercida a 45ºC es de 2 atm. La constante Kc es de 0,02577 m/L. Sol: 0,18 L.
  54. En una cámara vacía se hacen reaccionar a 448ºC, 0,5 moles de hidrógeno y 0,5 moles de yodo, siendo Kc para la reacción   I2 + H2 ⇄ 2HI, igual a 50. Calcular: a) Kp b) la presión total en la cámara, c) moles de yodo sin reaccionar en el equilibrio, d) presión parcial de cada componente en la mezcla. Sol: 50; 5,9; 0,11; 0,65; 4,6.
  55. A 817ºC la constante Kp para la reacción  CO2(g) + C(s) ⇄ 2CO(g) es de 10 atm. ¿Cuál es el análisis de los gases en equilibrio a 817ºC y una presión de 4 atm?¿Cuál es la presión parcial de CO2 en el equilibrio?¿Para qué presión parcial dará el análisis de los gases un contenido en CO2 del 6% en volumen? Sol: 23%, 77%, 0,92; 0,04.
  56. El fosgeno, COCl2 se descompone a elevada temperatura dando CO y Cl2. En una experiencia, se inyectan 0,631 g de fosgeno en un recipiente de 472 cc a 1000ºK. Cuando se ha establecido el equilibrio se observa que la presión total es de 2,175 atm. Calcular Kc para la descomposición del fosgeno a 1000ºK. Sol: 0,32.
  57. A 2000ºC y 1 atm, el dióxido de carbono está disociado en un 18%  según la ecuación :  2CO2 ⇄ O2 + 2CO ; calcular Kp, averiguar qué presión debe ejercer la mezcla gaseosa para que el grado de disociación llegue a ser del 32 %.
  58. A 250ºC un recipiente de 12 L, contiene 0,428 moles de Cl5P, 0,125 moles de Cl3P y 1,71 moles de Cl2. Calcular: a) la constante de equilibrio, b) la composición de la mezcla si a temperatura constante se reduce el volumen a la mitad. Sol:  0,0416; 0,072 ; 1,657 ; 0,375.
  59. A temperatura próxima a 400ºC se mezclan 0,062 moles de hidrógeno y 0,042 moles de yodo, al establecerse el equilibrio se forma 0,076 moles de IH. Calcular: las constantes de equilibrio, el número de moles de HI que se formarían al mezclar a la misma temperatura 0,08 moles de hidrógeno, con 0,08 moles de yodo. Sol: 60,15; 0,1272.
  60. A 200ºC la constante Kc para la disociación del Cl5P es 0,007927. Hallar: el grado de disociación a 200ºC. Si en un matraz de 1 L existe 3,125 gr de Cl5P, calcular el grado de disociación de éste, si el matraz estaba previamente lleno de cloro en las condiciones normales. Sol: 50,93%, 14,5%.
  61. La constante Kp para la disociación del tetróxido de dinitrógeno a 25º C es 0,141. Calcular a dicha temperatura la concentración del NO2 en equilibrio con 0,0072 moles de N2O4 existentes en un recipiente de 0,25 L de capacidad. Hallar la presión y la densidad de la mezcla gaseosa. Sol: 0,0129; 138; 3,243.
  62. Un recipiente de 1L, contiene N2, H2 y NH3, en equilibrio. La reacción es exotérmica, ΔH = -24 kcal/mol.  3H2 + N2  ⇄  2NH3. Las concentraciones son: [N2] = 0,921 m/l, [H2] = 0,761 m/l, [NH3] = 0,158 m/l. 
    1. Predecir el efecto en la posición de equilibrio por la adición de 1 mol de H2.
    2. Predecir el efecto de la adición de 1 mol de NH3.
    3. Predecir el efecto de la remoción de 0,2 moles de N2.
    4. Predecir el efecto de aumentar la presión al doble.
    5. Predecir el efecto de reducir el volumen a la mitad.
    6. Predecir el efecto de un aumento de presión por la adición de He. (comportamiento ideal).
    7. Predecir el efecto de aumento en la temperatura.
    8. Predecir el efecto de una disminución en la temperatura.
  63. Considere la reacción :  2NO2 ⇄ N2 + 2O2 + calor. Predecir como afectará cada uno de los siguientes cambios a la posición de equilibrio:
    1. Se adiciona NO2.
    2. Disminuye la concentración de N2.
    3. El volumen se reduce a la mitad.
    4. Se adiciona He.
    5. Se aumenta la temperatura.
  64. Para la reacción: 4 NH3 + O2 ⇄ 4 NO + 6H2O + calor. La posición es este equilibrio se desplazará a la izquierda por:
    1. Remoción de NO.
    2. Adición de O2.
    3. Disminución de la temperatura.
    4. Aumento de la presión. 
    5. Disminución de la presión.
  65. Calcular la constante de equilibrio de la reacción: CO + H2O ⇄  CO2 + H2. Todos en estado gaseoso. A 300ºC, el análisis indicó 0,6 m/l de CO, 0,2 m/l de vapor de agua, 0,5 m/l de CO2 y 0,96 m/l de H2 en equilibrio. Sol: 4
JUNIO 2017

En un recipiente de 1 L se introdujeron 131 g de NOCl, calentándose seguidamente hasta 462 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio siguiente:

2 NOCl(g) ↔ 2NO(g) + Cl2(g)

se comprobó que se había disociado un 33% de NOCl. Para dicho equilibrio:

  1. Calcule Kc (1,5 puntos)
  2. Calcule Kp (0,5 puntos)
  3. Indique razonadamente cómo evolucionaría al disminuir la concentración de cloro (0,2 puntos)

Datos: Masas atómicas: N=14, O=16; Cl=35,5 g/mol. R=0,082 atmL/molK

SEPTIEMBRE 2017

1. En un recipiente de 10L en el que se ha hecho vacío se introducen 56 g de N2 y 2 g de H2. Se calienta la mezcla a 300 ºC estableciéndose el siguiente equilibrio:

N2(g)+ 3H2(g) ↔ 2NH3(g)

Cuando se alcanza el equilibrio, el número de moles de H2 es igual al de NH3.

  1. Calcule los moles de cada componente en el equilibrio (1 punto)
  2. Calcule Kc y Kp (1 punto)
  3. Razone como afectaría al equilibrio una disminución del volumen del sistema (0,2puntos)

Datos: Masas atómicas: N= 14; H= 1 g/ mol. R= 0,082 atmL/molK

 

2. Sabiendo que el producto de solubilidad (Kps) de la especie Zn(OH)2 es igual a 2·10-17:

  1. Calcule el pH de una disolución saturada de dicha especie. (1 punto)
  2. Calcule la concentración de Zn2+ en una disolución saturada de Zn(OH)2. Exprese el resultado en g/L (0,5 puntos)
  3. Si Kps (Co(OH)2) = 1,6·10-15, indique razonadamente cuál de las dos hidróxidos es más soluble en agua (0,5 puntos)

Dato: Masa atómica: Zn= 65,4 g/mol.

JUNIO 2018

En un recipiente de 3 L se introdujeron 29,9 g de SbCl5 y se calentó hasta 182 oC, alcanzándose el equilibrio siguiente:

SbCl5(g) ↔ SbCl3(g) + Cl2(g)

Sabiendo que la presión total fue de 1,54 atm, calcule:

  1. La constante Kc (1,5 puntos)
  2. La constante Kp (0,5 puntos)

Datos: Masas atómicas: Sb = 121,7; Cl = 35,5 g mol-1. R=0,082 atmLmol-1K-1.

SEPTIEMBRE 2018

Una mezcla gaseosa, constituida inicialmente por 15,9 gramos de hidrógeno y 1345 g de vapor de yodo y se calienta a 450 ºC en un recipiente de 1 L, alcanzándose el siguiente equilibrio:

I2(g) + H2(g) ↔ 2HI(g)

en el que se han formado 9,52 moles de HI.

  1. Calcule Kc (1 punto)
  2. Calcule Kp (0,5 puntos)
  3. Si la variación de entalpía de la reacción es de -2,6 Kcal, indique razonadamente como afectaría un aumento de temperatura a la concentración de I2 en el equilibrio (0,5 puntos)

Datos: Masas atómicas: I= 126,9; H= 1 g mol; R= 0,082 atmLmol-1K-1

JUNIO 2019

En un recipiente de 3 L se introdujeron 29,9 g de SbCl5 y se calentó hasta 182 ºC, alcanzándose el equilibrio siguiente:

SbCl5(g) ↔ SbCl3(g) + Cl2(g)

Sabiendo que la presión total fue de 1,54 atm, calcule:

  1. La constante Kc (1,5 puntos)
  2. La constante Kp (0,5 puntos)

Datos: Masas atómicas: Sb=121,7; Cl=35,5 g mol-1. R=0,082 atm L mol-1K-1

SEPTIEMBRE 2019

En un recipiente cerrado de 400 mL en el que se ha hecho vacío, se introducen 2,032 g de I2 y 1,280 g de Br2 y se calienta hasta 150 ºC, alcanzándose el siguiente equilibrio:

Br2(g) + I2(g) ↔ 2IBr(g)

  1. Calcule la presión total en el equilibrio. (0,8 p.)
  2. Si en el equilibrio hay 1,43‧10-2 moles de IBr, calcule la concentración molar de cada una de las especies en el equilibrio y los valores de Kc y Kp a 150 ºC (1,2 p.)

Datos: Masas atómicas: Br=80; I=127 (g‧mol-1). R=0,082 atm‧L‧mol-1‧K-1

JULIO 2020

El tetraóxido de dinitrógeno se disocia para dar dióxido de nitrógeno según el siguiente equilibrio: N2O4(g) ↔ 2NO2 (g) Kc = 0,212 a 100 ºC En una mezcla de los dos gases, a 100 ºC, sus concentraciones son: [N2O4] = 0,10 M y [NO2] = 0,12 M.

  1. ¿Se encontrará dicha mezcla en equilibrio? Justifique numéricamente su respuesta. En caso de no ser así, ¿cuáles serán las concentraciones de ambos gases cuando se alcance el equilibrio? (1,75 p.)
  2. ¿Cómo afectará al equilibrio un aumento de la presión total del sistema? Justifique su respuesta. (0,25 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 (Kps) 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)

Estado de equilibrio

  • Un sistema se encuentra en estado de equilibrio químico cuando su composición química no varía con el tiempo. Dos características:
    • El equilibrio es reversible. Se puede alcanzar un mismo estado de equilibrio partiendo de los reactivos o de los productos: reactivo ⇄ productos
    • El equilibrio químico es dinámico.

Constante de equilibrio

  • Para el proceso genérico: aA +bB ⇄ cC + dD

\fn_cm \small K_c=\frac{[C]^c \cdot [D]^d}{[A]^a \cdot[B]^b} \ \ \ \ \ \ \ \ K_p=\frac{P_C^c \cdot P_D^d}{P_A^a\cdot P_B^b} \ \ \ \ \ \ \ \ K_p = K_c \cdot (RT)^{\Delta n}

  • El valor de la constancia depende de los coeficientes estequiométricos con que esté definido el proceso. para: 2aA + 2bB ⇆ 2 cC + 2dD, K’C= KC2.

Estudio del equilibrio

  • Evolución hacia el equilibrio:

\fn_cm \small Q=\frac{[C]^c \cdot [D]^d}{[A]^a \cdot[B]^b}\Rightarrow \left\{\begin{matrix} \ \ \ \ Si \ Q<K, reactivos \rightarrow productos \\ \ \ \ \ Si \ Q>K, productos \rightarrow reactivos \\ Si \ Q=K, estado \ de \ equilibrio \end{matrix}\right.

  • Equilibrios homogéneos: todas las sustancias están en la misma fase y todas figuran en la K.
2AB ⇆ A2 + B2
Inicial c0 0 0
Reacciona -2x x x
Equilibrio c0-2x x x

Grado de disociación:

\fn_cm \small \alpha=\frac{cantidad \ de \ sustancia \ que \ reacciona}{cantidad \ de \ sustancia \ inicial}=\frac{2x}{c_0}

  • Equilibrios heterogéneos: no todas las sustancias que forman el sistema se encuentran en el mismo estado físico o en la misma fase. En la K solo se incluyen las sustancias que están en fase homogénea:

\fn_cm \small CaCO_3(s) \rightleftharpoons CaO(s) + CO_2(g) \ \ \ \ K_p= P_{CO_2} \ \ \ \ K_c = [CO_2]

Principio de Le Chatelier

  • Cuando un sistema en equilibrio experimenta una transformación, dicho sistema evoluciona para alcanzar un nuevo equilibrio en el sentido en que se opone a la transformación sufrida.
Si aumenta la concentración de una sustancia evoluciona en el sentido en que se consume esa sustancia.
Si disminuye la concentración de una sustancia en el sentido en que aumenta esa sustancia.
Si aumenta la presión del sistema o disminuye su volumen en el sentido en que disminuye el número de partículas gaseosas.
Si disminuye la presión del sistema o aumenta su volumen el sentido en el que aumenta el número de partículas gaseosas.
Si aumenta la temperatura en el sentido en que tiene lugar el proceso endotérmico.
Si disminuye la temperatura en el sentido en que tiene lugar el proceso exotérmico.

Equilibrio de solubilidad

  • Equilibrio de solubilidad: es el equilibrio que se establece entre una sustancia sólida y esa sustancia disuelta en una disolución saturada. 
  • Solubilidad (s): es la concentración que alcanza un sólido en una disolución saturada. Se suele expresar en g/L o en g/100 mL. Su valor para una sustancia depende del disolvente y de la temperatura.
    • La solubilidad está relacionada con la constancia el equilibrio de solubilidad KPS; la relación depende de la estequiometría del compuesto:

\fn_cm \small Ag_2CrO_4(s)\rightleftharpoons Ag_2CrO_4(aq)\rightarrow 2Ag^+(aq)+CrO_4^{2-}(aq)

 

\fn_cm \small s \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ 2s \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ s

 

\fn_cm \small K_{ps}=[Ag^+]^2[CrO_4^{2-}]=(2s)^2s=4s^3

    • La solubilidad disminuye en presencia de un ion común.

FUENTE: Inicia DUAL QUÍMICA 2º BACHILLERATO Oxford EDUCACIÓN

Estructura de la materia

por | May 27, 2020 | NIVEL AVANZADO

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Partículas elementales

Mapa interactivo: si quieres saber más sobre cada partícula clica sobre su nombre

 

Dados los valores de números cuánticos (4, 2, 3, -½); (3, 2, 1, ½); (2, 0, -1, ½); (1, 0, 0, ½): a) Indique cuáles de ellos no están permitidos. b) Indique el nivel y el orbital en el que se encontrarían los electrones definidos por los valores de los números cuánticos permitidos. c) Indique en cuál de ellos la energía es mayor.

SOLUCIÓN

a) Los números cuánticos expresados en el enunciado vienen en el siguiente orden:

 

 

 

 

(nº cuántico principal, nº cuántico orbital, nº cuántico magnético, nº cuántico de espín)

(n, l, ml, ms)

Teniendo esto en cuenta, y teniendo en cuenta los valores que estos números cuánticos pueden tomar, no son posibles los siguientes:

(4, 2, 3, -½) porque  ml no puede tomar valores mayores a l.

(2, 0, -1, ½) porque si l = 0 entonces ml sólo puede valer 0.

b) (3, 2, 1, ½)   n = 3;  l = 2;  ml= 1;  ms = ½

Es un electrón situado en el nivel 3. El valor de l indica que se trata de un orbital d, concretamente el 3d.

(1, 0, 0, ½)   n = 1;  l = 0;  ml = 0;  ms = ½

Es un electrón situado en el nivel 1. El valor de l indica que se trata de un orbital s, concretamente el 1s.

c) De los dos permitidos, el electrón con mayor energía (energía menos negativa) es aquel que se encuentra en el nivel superior, es decir, el electrón cuyos números cuánticos son (3, 2, 1, ½).

Dadas las configuraciones electrónicas: A: 1s23s1;   B: 1s22s3;  C: 1s22s22p63s23p5;   D: 1s22s22px22py02pz0. Indique razonadamente: a) La que no cumple el principio de exclusión de Pauli. b) La que no cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund. c) La que, siendo permitida, contiene electrones desapareados.

SOLUCIÓN

a) El principio de exclusión de Pauli se puede establece que no puede haber dos fermiones (dos electrones en este caso) con todos sus números cuánticos idénticos en el mismo sistema cuántico (en este caso en el átomo).

Este principio lo incumple la configuración electrónica B pues el orbital 2s sólo puede contener dos electrones, uno con número cuántico +1/2 y el otro con número cuántico -1/2. Dado que el número cuántico de espín, ms, sólo puede tomar estos dos valores, si hubiera un tercer electrón en este orbital se repetiría necesariamente uno de sus valores.

b) El principio de máxima multiplicidad de Hund dice que en orbitales degenerados de una misma energía, los electrones se distribuyen de forma que todos los espines electrónicos están desapareados pues así se consigue la mayor estabilidad energética.

Este principio lo incumple la configuración electrónica D, pues posee dos electrones el el orbital degenerado 2px, mientras que los otros dos orbitales del mismo tipo y nivel energético (2py, y 2pz) están vacíos. Esta configuración electrónica debería ser, por ejemplo:

1s22s22px12py12pz0

c) De las configuraciones electrónicas propuestas, la A y la C son las que poseen electrones desapareados. La configuración electrónica a contiene un solo electrón en el orbital 3s y corresponde a un estado excitado del átomo de litio, que en su estado fundamental tendría por configuración:

1s22s1

La configuración C tiene un electrón desapareado en uno de los orbitales 3p. Corresponde a la configuración electrónica del cloro en su estado fundamental, que también podríamos escribir, para ver el electrón desapareado, de la siguiente forma:

1s22s22p63s23px23py23pz1

Finalmente, tal como se ha mencionado en el apartado anterior, la configuración electrónica D expresada de manera que cumpla el principio de máxima multiplicidad de Hund, también tendría dos electrones desapareados.

Las cuestiones correspondientes a este contenido se encuentran combinadas con las de las propiedades periódicas. Es por lo que las hemos incluido solo en el apartado del sistema periódico. Accede desde el siguiente enlace.

Sistema Periódico

 

Modelo de Dalton

  • Definición: partícula indivisible e indestructible; es característico de cada elemento químico.
  • Base experimental: leyes ponderales.

Modelo de Thomson

  • Definición: partícula neutra formada por una masa de carga positiva que contiene partículas muy pequeñas de masa negativa, los electrones
  • Base experimental: descubrimiento del electrón tras estudiar las experiencias en tubos de descarga.

Modelo de Rutherford

  • Definición: partícula neutra con un núcleo muy pequeño y una corteza muy grande (10.000 veces mayor) En el núcleo está la carga positiva y la mayor parte de la masa. En la corteza, los electrones giran a su alrededor junto con posterioridad se descubrió que en el núcleo estaban los protones y los neutrones.
  • Base experimental: lanzar contra una lámina de oro partículas radiactivas de tipo alfa.

Modelo de Bohr

  • Definición: partícula neutra con una estructura nuclear similar a la prevista por Rutherford. Los electrones giran en la corteza solo a ciertas órbitas estacionarias. en cada órbita el electrón tiene un nivel de energía.
  • Consecuencias:
    • Un electrón puede pasar de una órbita a otra solo se absorbe o emite un fotón cuya energía coincide con la diferencia de energía entre esas órbitas.
    •  Tanto el radio de las órbitas estacionarias como su energía, dependen de un número cuántico n:

\fn_cm \small r=an^2 \ \ \ \ \ \ E=-\frac{b}{n^2}

a y b son constantes cuyo valor depende del elemento al que pertenece el átomo tienes el número cuántico; puede adoptar los valores 123 etcétera.

  • Base teórico-experimental:
    • Hipótesis de Planck. Los cuerpos absorben o emiten energía en forma de cuántos o fotones. energía de una radiación coincide con la energía de cada fotón:

\fn_cm \small E_{fot\acute on}=h\nu

    • Efecto fotoeléctrico. Una redacción luminosa puede arrancar electrones un metal y producir una corriente eléctrica. para ellos, la energía de sus botones debe superar un valor mínimo que depende del elemento metálico junto superada esa energía umbral, la intensidad de la corriente producida es proporcional a la intensidad de la reacción luminosa.

\fn_cm \small E_{fot\acute on}=E_{umbral}+E_c_{max}

\fn_cm \small h\nu =h\nu _o+\frac{1}{2}m_ev_e^2

    • Espectros atómicos. El espectro de emisión y absorción de los elementos químicos costas de una radiaciones concretas que son características de cada elemento. se puede encontrar una fórmula matemática que relaciona en las longitudes de onda del espectro del hidrógeno.

Modelo mecanocuántico

  • Definición: partícula neutra con una estructura nuclear similar a la predicha por Rutherford. Los electrones se encuentra en la corteza ocupando orbitales.
    • Un orbital es una región del espacio en la que hay una probabilidad superior al 90% de encontrar un electrón. En cada orbital, el electrón se encuentra en un estado cuántico, definido por 4 números cuánticos: n, l, m y s.
    • Es su movimiento, los electrones llevan una onda asociada. La representación gráfica de la función de onda asociada a un estado cuántico permite conocer la forma y el tamaño de los orbitales.
  • Base teórico-experimental:
    • Espectro de los átomos polielectrónicos. Mejoras tecnológicas en los espectroscopios y la obtención de los mismos en presencia de un campo magnético muestran más rayas en el espectro de las que se podían prever de acuerdo con el modelo de Bohr.
    • Principio de dualidad onda corpúsculo de Louis de Broglie. Toda partícula que se mueve lleva asociada una onda cuya longitud de onda viene expresada:

\fn_cm \small \lambda=\frac{h}{mv}

    • Principio de incertidumbre de Heisenberg. Es imposible conocer con absoluta precisión, a la vez, la posición y el estado de movimiento del electrón. Su límite de incertidumbre es:

\fn_cm \small \Delta x\Delta p\geq h/2\pi

El valor de h = 6,63·10-34J·s determina que estos dos principios solo tiene significado en partículas de masa muy pequeña, como el electrón.

Partículas en el átomo

  • Partículas elementales. Sin estructura interna. Dos tipos: Leptones (como el electrón) y quarks (no se han detectado en forma aislada)
  • Hadrones. Partículas formadas por varios quarks. Pueden ser de dos tipos: bariones (combinaciones de tres quarks, como el protón o el neutrón) y mesones (combinaciones de dos quarks como los piones). 

FUENTE: Inicia DUAL QUÍMICA 2º BACHILLERATO Oxford EDUCACIÓN

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