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1. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidróxido de paladio(II); b) Ácido sulfúrico; c) Ácido 2-aminopropanoico; d) BeH2 ; e) Ag3AsO4 ; f) CH3CH2CH2OH 2. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Peróxido de bario; b) Hidróxido de magnesio; c) Etanamida; d) Sn(IO3)2 ; e) V2O5 ; f) CH3COCH2CH2CH3 3. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Nitrato de hierro(II); b) Cromato de potasio; c) Ácido but-3-enoico d) Sc2S3 ; e) CaO2 ; f) (CH3)2CHCH3

4. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Amoniaco; b) Hidrogenosulfito de cobre(II); c) Butan-2-ol; d) WO3 ; e) KMnO4 ; f) CH3CHClCOOH 5. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Sulfuro de cadmio; b) Hidróxido de hierro(III); c) Ácido 2-bromobutanoico; d) CrO3 ; e) Hg(ClO2)2 ; f) CH3COCH3 6. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Dióxido de titanio; b) Fosfato de níquel(II); c) Ciclohexano; d) CaCO3 ; e) H2O2 ; f) CH3CH2CH2CHO 7. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Hidróxido de plomo(II); b) Ácido cloroso; c) But-1-ino; d) Cr2O3 ; e) Ba(MnO4)2 ; f) CH4

8. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Cloruro de amonio; b) Carbonato de rubidio; c) Ciclopentano; d) Bi2O3 ; e) CCl4 ; f) CH3CHClCH3 9. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Óxido de molibdeno(IV); b) Nitrato de amonio; c) Metoxietano d) NaClO ; e) CaH2 ; f) CH3CONH2 10. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Clorato de cobalto(III); b) Sulfuro de cinc; c) Etanoato de etilo d) Au2O3 ; e) Pt(OH)2 ; f) CH3CH2NHCH3 11. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Óxido de cromo(III); b) Ácido perclórico; c) 2,2-Dimetilbutano; d) H2SO3 ; e) NaH ; f) CH3COOCH3 12. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Ácido nitroso; b) Hidróxido de plomo(IV); c) Nitrobenceno d) HIO3 ; e) Ba3(PO4)2 ; f) (CH3)3N 13. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Ácido selenioso; b) Óxido de titanio(IV); c) Etanamina; d) SF6 ; e) KNO3 ; f) CH3CH3COCH2CH3 14. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Ácido clórico; b) Seleniuro de hidrógeno; c) Propanal; d) SiCl4 ; e) NaHCO3 ; f) CH3OCH3

APÉNDICE FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS Y ORGÁNICOS

15. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Fosfato de hierro(III); b) Hidruro de berilio; c) Nitrobenceno; d) CO ; e) CuBr2 ; f) CH3NH2 16. Formule o nombre los siguientes compuestos:a) Dicromato de plata; b) Hidróxido de vanadio(V); c) Butan-2-ol; d) MnO2 ; e) HIO2 ; f) CH3COOH 17. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Peróxido de calcio; b) Sulfuro de hidrógeno; c) 1,2-Dicloroetano; d) KMnO4 ; e) LiH ; f) HCHO 18. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Ácido fosfórico; b) Bromuro de magnesio; c) Ácido benzoico; d) K2SO3 ; e) Be(OH)2 ; f) CH3CHO 19. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Nitrato de hierro(III); b) Óxido de litio; c) Metanol; d) CaH2 ; e) HBrO ; f) CH2=CHCH2CH=CH2

20. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Peróxido de estroncio; b) Nitrato de hierro(II) c) Dietilamina; d) H2S ; e) Cr(OH)3 ; f) CH3COCH3 21. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hipoyodito de calcio; b) Óxido de cobalto(III); c) Fenol; d) NaHSO4 ; e) CuH2 ; f) CH3CH2CONH2 22. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidróxido de estaño(IV); b) Perclorato de sodio; c) Propino; d) K2O2 ; e) (NH4)2S ; f) CH3COOCH3 23. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidruro de magnesio; b) Ácido nítrico; c) 1,2-Dimetilbenceno; d) Na2CrO4 ; e) CsCl ; f) HOCH2CHO 24. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Óxido de níquel(III); b) Hidróxido de estroncio; c) Nitrobenceno; d) PbBr2 ; e) Zn(NO3)2 ; f) CH2=CHCH2CH2CH3 25. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Ácido hipobromoso; b) Hidróxido de cobre(II); c) Ácido 2-aminopropanoico; d) CaO2 ; e) NaHCO3 ; f) CH2=CHCH2CHO 26. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Ácido fosfórico; b) Permanganato de bario; c) Propino; d) SrO ; e) Sc(OH)3 ; f) CH2OHCH2CH2OH 27. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Peróxido de Bario; b) Óxido de cobalto(III); c) But-2-enal; d) HClO ; e) CdI2 ; f) CH3CH2NH2 28. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Dióxido de azufre; b) Nitrato de amonio; c) Pentan-2-ona; d) HClO2 ; e) Ni2Se3 ; f) CH2Cl2 29. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Carbonato de aluminio; b) Yoduro de plomo(II); c) Ácido propinoico; d) Ca(OH)2 ; e) HBrO3 ; f) CH3CHOHCH2COOH 30. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidróxido de hierro(II); b) Sulfuro de hidrógeno; c) Metilbenceno; d) Mg(HSO4)2 ; e) H3PO3 ; f) CH3CH(CH3)CH(CH3)CH2CH3 31. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Peróxido de sodio; b) Hidrogenosulfito de cinc; c) Propano-1,2-diol; d) CuCl2 ; e) Pb(HS)2 ; f) CH3CHO

32. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Óxido de níquel(II); b) Carbonato de

sodio; c) 1,1-Dicloroetano; d) AgOH; e) NaH; f) CH3CCH 33. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Bromuro de hidrógeno; b) Ácido nitroso; c) 2-Metilbut-2-eno; d) K2O2 ; e) Pb(ClO3)4 ; f) CH3COCH2CH3 34. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Óxido de calcio; b) Ácido bórico; c) Hepta-2,4-dieno; d) Na2SO4 ; e) SnS2 ; f) CH3CH=CHOH 35. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Sulfuro de manganeso(III);

b) Hidrogenocarbonato de cadmio; c) Ácido benzoico; d) K2Cr2O7 ; e) Rb2O2 ; f) CHCCOOH 36. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Nitrito de plata; b) Hidróxido de magnesio; c) 1,1 Dicloroetano; d) MoO3 ; e) Ca3(PO4)2 ; f) CH2OHCH2OH 37. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Peróxido de rubidio; b) Hidrogenocarbonato de calcio; c) Butanona; d) BeH2 ; e) HClO4 ; f) CH3CONH2 38. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Permanganato de bario; b) Peróxido de potasio; c) Triclorometano; d) HgO ; e) ZnS ; f) CH2=CHCH3 39. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Hidrogenocarbonato de sodio; b) Hidróxido de cobre(I); c) Pent-1-ino; d) Ca(BrO3)2 ; e) PH3 ; f) CH2=CHCHO 40. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Pentafluoruro de antimonio; b) Óxido de

plomo(II); c) Hex-4-en-2-ol; d) V2O5 ; e) HNO2 ; f) CH3CCCH3 41. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Sulfato de manganeso (II); b) Hidróxido de cesio; c) p-Clorofenol; d) TiO2 ; e) CaHPO3 ; f) CH3CH2CH2OCH3 42. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Sulfito de potasio; b) Hidróxido de estroncio; c) Ciclobutano; d) NaClO ; e) O5Cl2 ; f) CH3NHCH(CH3)2 43. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Bromuro de hidrógeno; b) Carbonato de calcio; c) Ácido butanodioico; d) ZnH2 ; e) AgOH ; f) CH2=CHCl 44. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Dióxido de azufre; b) Ácido hipobromoso; c) Buta-1,3-dieno; d) Na2O2 ; e) BaCO3 ; f) CH3CH(CH3)COCH3 45. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Seleniuro de hidrógeno; b) Hidróxido de cobalto(II); c) Propilamina d) PbCrO4 e) Au2O3 ; f) CH2=CHOH 46. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Peróxido de hidrógeno; b) Hidrogenosulfito de cobre(II); c) 2,2,4-Trimetilpentano; d) KClO4 ; e) Fe(OH)2 ; f) CH2OHCOOH 47. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Cromato de plata; b) Óxido de estaño(IV); c) But-1-eno; d) CaBr2 ; e) Zn(OH)2 ; f) CH3CHOHCH3

48. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Sulfuro de hidrógeno; b) Óxido de vanadio(V); c) Ácido 3-metilbutanoico; d) K2SO3; e) Hg(OH)2; f) CH3CH2CHO 49. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Nitrito de hierro(II); b) Peróxido de cobre(II); c) Pent-3-ona; d) LiH; e) K2HPO4; f) CH3COOCH2CH3

50. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Hipobromito de sodio; b) Ácido fosfórico; c) m-Dimetilbenceno; d) FeO; e) SiI4; f) CH2=CHCH=CH2 51. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Perclorato de cromo(III); b) Nitrato de paladio(II); c) Propano-1,3-diol; d) FeCl2; e) Ag2O; f) CH3COOCH2CH2CH3 52. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Hidróxido de hierro(III); b) Sulfato de potasio; c) Ciclohexano; d) BaCO3; e) H2O2; f) CH3CH2CH2Cl 53. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Permanganato de bario;b) Dióxido de azufre; c) Ácido 3-hidroxibutanoico; d) NaNO2; e) AgF; f) CH3COCH3 54. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Clorato de calcio; b) Hidróxido de níquel(II); c) Propanal; d) Na2O2; e) Fe2S3; f) CH3CH2NHCH3 55. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Hidruro de aluminio; b) Hipoyodito de cobalto(II); c) o-Dibromobenceno; d) NH4Cl; e) BaCr2O7; f) CH3CH2OCH3 56. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Nitrato de plata; b) Sulfuro de cobre(II); c) o-Nitrofenol; d) SiO2; e) TiF4; f) CH3NH2 57. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Bromato de sodio; b) Ácido sulfuroso; c) 2-Metilpent-1-eno; d) AuCl3; e) LiOH; f) CH3CH2CH2CH2OH 58. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Hidróxido de platino(IV); b) Dióxido de selenio; c) Propeno; d) KMnO4; e) CsHSO3; f) CH3CH2OH 59. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Hidrógenocarbonato de sodio; b) Sulfuro de plomo(II); c) Ciclohexa-1,3-dieno; d) Al2O3; e) H2CrO4; f) CH≡CCH3

60. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Cromato de estaño(IV); b) Fluoruro de vanadio(II); c) p-Nitrofenol; d) NaH2PO4; e) Tl2O3; f) CH3CH=CHCH2CH3

61. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Nitrato de cobre(II); b) Hidróxido de cesio; c) Ácido benzoico; d) Bi2O3; e) (NH4)2S; f) N(CH3)3 62. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Sulfito de sodio; b) Hidróxido de níquel(II); c) 2-Metilbutanal; d) HBrO; e) SnCl4; f) CH2=CHCH=CHCH3

63. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Ácido cloroso; b) Yoduro de amonio; c) 1,3-Dietilciclohexano; d) As2S3; e) KHCO3; f) CH3CH2COOCH2CH3

64. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Hipoyodito de potasio; b) Óxido de teluro(IV); c) m-Bromofenol; d) LiCl; e) CaH2; f) CH3CH2OCH2CH3

65. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Perclorato de cromo(III); b) Nitrato de paladio(II); c) 2,3-Dimetilbut-1-eno; d) H2SO4; e) CsOH; f) CH3CH2Br 66. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Óxido de magnesio; b) Cromato de mercurio(I); c) 3-etil-3-metilpentano; d) PbSO4; e) PH3; f) CH3COCH2CH3

67. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Hidróxido de bario; b) Permanganato de litio; c) Dietil éter; d) Ca3(PO4)2; e) B2O3; f) CH3CHClCH2CH2Cl 68. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Sulfuro de hidrógeno; b) Nitrito de plata; c) Clorobenceno; d) Mn(OH)2; e) H2SeO3; f) CH3CHO 69. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Hidrógenosulfato de potasio; b) Óxido de vanadio(V); c) Ácido 2,2-dimetilpentanoico; d) RbClO4; e) BaCl2; f) CH3CH2N(CH3)2 70. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Hidrógenosulfuro de cinc; b) Yodito de cesio; c) 1,2-Dietilbenceno; d) UO2; e) Sn(NO3)4; f) CH3CH2COONa 71. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Óxido de cobalto(III); b) Tetracloruro de titanio; c) 1,2,4-Trimetilciclohexano; d) SO2; e) HBrO3; f) CH3CONH2 72. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Manganato de cobalto(II); b) Ácido bórico; c) 3-Etilhexano; d) Sr(OH)2; e) NaH2PO3; f) CH3NHCH2CH2CH3 73. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Ácido perclórico;b) Seleniuro de hidrógeno; c) Pent-4-en-2-ol; d) MgO; e) OsO4; f) CH3CH2CH2CH2CHO 74. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Hidróxido de calcio; b) Ácido fosforoso; c) Dicromato de magnesio; d) O5Br2; e) Fe2(SO4)3; f) CH3COCH2CH3 75. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Óxido de carbono;b) Nitrito de cobre(II); c) Etilmetil éter; d) Mn(OH)3; e) PtS; f) HOOCCH2CH2CH2COOH 76. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Hidruro de hierro(III); b) Ácido yodoso; c) 1-Etil-2-metilciclopentano; d) Ni2(CO3)3; e) Sc2O3; f) CH3CH2CN 77. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Óxido de selenio(VI); b) Ácido dicrómico; c) 2-Metilhexa-1,5-dien-3-ino; d) MgI2; e) HNO2; f) CH≡CCH2CH2OH 78. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Óxido de cromo(III); b) Fosfato de calcio; c) Ácido benzoico; d) BaSO4; e) KNO3; f) CH2=CHCHOHCH2OH 79. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Sulfato de amonio; b) Hidróxido de plomo(IV); c) Ácido propenoico; d) HI; e) NaHCO3; f) C6H5NO2

80. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Óxido de platino(IV); b) Yodato de calcio; c) Eltilbenceno; d) PH3; e) MnO2; f)CH3CH2NHCH(CH3)2 81. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Dicromato de litio; b) Ácido fosforoso; c) Hexanodial; d) MoH6; e) HgSO3; f) CH2=CHCH=CH2

82. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Óxido de cobre(I); b) Hidrógenofosfato de potasio; c) But-2-ino; d) SiH4; e) Li2SO3; f) CH3CH=CHOH 83. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidróxido de calcio; b) Ácido fosfórico; c) 1,2-Dimetilbenceno; d) Br2O5 ; e) Fe2(SO4)3 ; f) CH2=CHCOCH2CH3 84. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Monóxido de carbono; b) Nitrito de cobre(II); c) Etilmetil éter; d) LiOH ; e) MnS ; f) CH2OHCHOHCOOH 85. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Telururo de hidrógeno; b) Hidróxido de mercurio(II); c) Etanal; d) FeCl2 ; e) Na2CrO4 ; f) CH3COOCH2CH2CH3

86. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Cloruro de amonio; b) Ácido selenioso; c) Etanoato de metilo; d) HClO2 ; e) Al2O3 ; f) CH3CH(NH2)COOH 87. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Permanganato de potasio; b) Sulfuro de plata; c) Heptan-2-ona; d) PtO2 ; e) Cu(NO2)2 ; f) CCl4

88. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Ácido perclórico; b) Hidróxido de paladio(II); c) Pent-2-eno; d) Na3AsO4 ; e) O5Br2 ; f) (CH3)2CHOH 89. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Amoniaco; b) Hidrogenosulfato de aluminio; c) Ácido etanoico; d) Ni(OH)2 ; e) KNO3 ; f) CH2=CHCOCH3 90. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Sulfito de amonio; b) Peróxido de bario; c) Hexa-1,4-dieno; d) HIO3 ; e) SO3 ; f) CH3CH2CH2CH(NH2)CH2CH3 91. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Acido perbrómico; b) Hidróxido de plata; c) Dimetilamina; d) NH4NO3 ; e) Cu2O ; f) CHCl3

92. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidruro de berilio; b) Cromato de bario; c) Nitrobenceno; d) Sr3(PO4)2 ; e ) H2O2 ; f ) CH3C≡CCH2CH2Cl 93. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Fluoruro de calcio; b) Trióxido de wolframio; c) Metilpropano; d) H2Se ; e) Mg(HSO4)2 ; f) CH3CHOHCH2CHO 94. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Ácido crómico; b) Hidróxido de cobre(II); c) Pentan-2-ol; d) SrO2 ; e) AlH3 ; f) CH2=CHC≡CCH2CH3 95. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Difluoruro de oxígeno; b) Ácido mangánico; c) m-Etilfenol; d) RaCl2; e) Hg2O; f) HCONHCH3 96. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Óxido de cobalto(II); b) Disulfato de sodio; c) N-metiletanamida; d) Bi2O5; e) O3I2; f) CH2OHCHO

97. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidruro de cesio; b) Tribromuro de fósforo; c) Pentano-1,3-diamina; d) CeCl3; e) Ga(OH)3; f) HCOOCH3 98. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidróxido de litio; b) Hexafluoruro de azufre; c) Fenilamina; d) Ag2O2; e) Fe(HSe)2; f) C6H5Br 99. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Óxido de talio(III); b) Fosfito de cinc; c) Nitrobenceno; d) PbS; e) Sc(OH)3; f) CH3CHClCH2CHFCH3

Encontrarás más ejercicios y ejemplos resueltos de formulación y nomenclatura de compuestos orgánicos e inorgánicos en las siguientes referencias:

“Formulación y nomenclatura de compuestos inorgánicos: recomendaciones IUPAC 2005”. Se trata de un manual editado por el Departamento de Física y Química del Colegio Portocarrero, en el que se recogen las nuevas normas de la IUPAC para formular y nombrar los compuestos inorgánicos. Podrás descargarlo desde la página web del colegio (www.colegioportocarrero.net), en el área de Bachillerato.

Química 2º Bachillerato SM: libro de texto recomendado para la asignatura (formulación compuestos orgánicos en pág. 302-333)

www.emestrada.net : se trata de una web donde podrás encontrar multitud de ejercicios de selectividad resueltos, clasificados y ordenados por temas, desde el año 2000 hasta la última prueba PAU de Andalucía.

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1. Razone qué cantidad de las siguientes sustancias tienen mayor número de átomos: a) 0’5 moles de SO2 b) 14 gramos de nitrógeno molecular c) 67’2 litros de gas helio en condiciones normales de presión y temperatura. Masas atómicas: N = 14; O = 16; S = 32 2. En 1 m3 de metano medido en condiciones normales de presión y temperatura, calcule: a) El número de moles de metano. b) El número de moléculas de metano. c) El número de átomos de hidrógeno. 3. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Dos masas iguales de los elementos A y B contienen el mismo número de átomos. b) La masa atómica de un elemento es la masa, en gramos, de un átomo de dicho elemento. c) El número de átomos que hay en 5 g de oxígeno atómico es igual al número de moléculas que hay en 10 g de oxígeno molecular. 4. Razone si son verdaderas o falsas las afirmaciones siguientes: a) La masa de un ion monovalente positivo es menor que la del átomo correspondiente. b) El número atómico de un ion monovalente positivo es menor que el del átomo correspondiente. c) En un gramo de cualquier elemento hay más átomos que habitantes tiene la Tierra, 6·109. 5. Defina los siguientes conceptos: a) Masa atómica de un elemento. b) Masa molecular. c) Mol 6. El sulfato de amonio se utiliza como fertilizante en agricultura. Calcule: a) El tanto por ciento en peso de nitrógeno en el compuesto. b) La cantidad de sulfato de amonio necesaria para aportar a la tierra 10 kg de nitrógeno. Masas atómicas: H = 1; N = 14; O= 16; S = 32. 7. Se toman 25 mL de un ácido sulfúrico de densidad 1’84 g/cm3 y del 96% de riqueza en peso y se le adiciona agua hasta 250 mL. a) Calcule la molaridad de la disolución anterior. b) Describa el material necesario y el procedimiento a seguir para preparar la disolución. Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32

EJERCICIOS TEMA 1 LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA, DISOLUCIONES Y ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

PAU 2000

8. Se hacen reaccionar 10 g de cinc metálico con ácido sulfúrico en exceso. Calcule: a) El volumen de hidrógeno que se obtiene, medido a 27º C y 740 mm de mercurio de presión. b) la masa de sulfato de cinc formada si la reacción tiene un rendimiento del 80%. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: O = 16; S = 32; Zn = 65’4 9. La concentración de HCl de un jugo gástrico es 0’15 M. a) ¿Cuántos gramos de HCl hay en 100 mL de ese jugo? b) ¿Qué masa de hidróxido de aluminio, Al(OH)3, será necesario para neutralizar el ácido anterior? Masas atómicas: H = 1; O = 16; Al = 27; Cl = 35’5 10. Se prepara ácido clorhídrico por calentamiento de una mezcla de cloruro de sodio con ácido

sulfúrico concentrado, según la reacción (sin ajustar): NaCl + H2SO4 Na2SO4 + HCl Calcule: a) La masa, en gramos, de disolución de ácido sulfúrico del 90% de riqueza en peso que será necesaria para producir 1 tonelada de disolución concentrada de ácido clorhídrico del 42% en peso. b) La masa de cloruro de sodio consumida en el proceso. Masas atómicas: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32; Cl = 35’5

1. Tenemos 250 mL de una disolución de KOH 0’2 M. a) ¿Cuántos moles de KOH hay disueltos? b) ¿Cuántos gramos de KOH hay disueltos? c) Describa el procedimiento e indique el material necesario para preparar la disolución. Masas atómicas: H = 1; O = 16; K = 39. 2. Una disolución acuosa de ácido clorhídrico tiene una riqueza en peso del 35% y una densidad de 1’18 g/cm3. Calcule: a) El volumen de esa disolución que debemos tomar para preparar 500 mL de disolución 0’2 M de HCl. b) El volumen de disolución de NaOH 0’15 M necesario para neutralizar 50 mL de la disolución diluida del ácido. Datos: Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5. 3. Uno de los alimentos más consumido es la sacarosa C12H22O12. Cuando reacciona con el oxígeno se transforma en dióxido de carbono y agua desprendiendo 348’9 kJ por cada mol de sacarosa quemado, a la presión de una atmósfera. El torrente sanguíneo absorbe, por término medio, 26 moles de O2 en 24 horas. Con esta cantidad de oxigeno: a) ¿Cuántos gramos de sacarosa se pueden quemar al día? b) ¿Cuántos kJ se producirán en la combustión? Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.

PAU 2001

1. En 0’5 moles de CO2, calcule: a) El número de moléculas de CO2 b) La masa de CO2 c) El número total de átomos. Masas atómicas: C = 12; O = 16. 2. a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio? b) ¿Cuántos átomos de aluminio hay en 0’5 g de este elemento? c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0’5 g de tetracloruro de carbono? Masas atómicas: C = 12; Na = 23; Al = 27; Cl = 35’5. 3. Razone si las siguientes afirmaciones son correctas o no: a) 17 g de NH3 ocupan, en condiciones normales, un volumen de 22’4 litros. b) En 17 g NH3 hay 6'023·1023 moléculas. c) En 32 g de O2 hay 6'023·1023 átomos de oxígeno. Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16. 4. Un vaso contiene 100 mL de agua. Calcule: a) Cuántos moles de agua hay en el vaso. b) Cuántas moléculas de agua hay en el vaso. c) Cuántos átomos de hidrógeno y oxígeno hay en el vaso. Masas atómicas: H = 1; O = 16. 5. En 10 litros de hidrógeno y en 10 litros oxígeno, ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, hay: a) El mismo número de moles. b) Idéntica masa de ambos. c) El mismo número de átomos. Indique si son correctas o no estas afirmaciones, razonando las respuestas. 6. Si 25 mL de una disolución 2’5 M de CuSO4 se diluyen con agua hasta un volumen de 450 mL: a) ¿Cuántos gramos de cobre hay en la disolución original? b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución final? Masas atómicas: O = 16; S = 32; Cu = 63’5. 7. a) Calcule la molaridad de una disolución de HNO3 del 36% de riqueza en peso y densidad 1’22 g/mL. b) ¿Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0’5 L de disolución 0’25 M? Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16 8. En la etiqueta de un frasco comercial de ácido clorhídrico se especifican los siguientes datos: 35% en peso; densidad 1’18 g/mL. Calcule: a) El volumen de disolución necesario para preparar 300 mL de HCl 0’3 M. b) El volumen de NaOH 0’2 M necesario para neutralizar 100 mL de la disolución 0’3 M de HCl. Masas atómicas: H =1; Cl = 35’5.

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9. Dada la siguiente reacción química (sin ajustar): AgNO3 + Cl2 N2O5 + AgCl + O2 Calcule: a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3. b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20º C y 620 mm de mercurio. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: N = 14; O = 16; Ag = 108.

10. El níquel reacciona con ácido sulfúrico según la reacción: Ni + H2SO4 NiSO4 + H2 a) Una muestra de 3 g de níquel impuro reacciona con 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico 18 M. Calcule el porcentaje de níquel en la muestra. b) Calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25º C y 1 atm, cuando reaccionan 20 g de níquel puro con exceso de ácido sulfúrico. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masa atómica: Ni = 58’7 1. Calcule: a) La masa, en gramos, de una molécula de agua. b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 g de agua. c) El número de moléculas que hay en 11’2 L de hidrógeno, que están en condiciones normales de presión y temperatura. Masas atómicas: H = 1; O = 16 2. La estricnina es un potente veneno que se ha usado como raticida, cuya fórmula es C21H22N2O2. Para 1 mg de estricnina, calcule: a) El número de moles de carbono. b) El número de moléculas de estricnina. c) El número de átomos de nitrógeno. Masas atómicas: C = 12; H = 1; N = 14; O = 16 3. Calcule el número de átomos que hay en: a) 44 g de CO2. b) 50 L de gas He, medidos en condiciones normales. c) 0’5 moles de O2. Masas atómicas: C = 12; O = 16. 4. Las masas atómicas del hidrógeno y del helio son 1 y 4, respectivamente. Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Un mol de He contiene el mismo número de átomos que un mol de H2. b) La masa de un átomo de helio es 4 gramos. c) En un gramo de hidrógeno hay 6’023·1023 átomos. 5. La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C2H4O. Si su masa molecular es 88: a) Determine su fórmula molecular. b) Calcule el número de átomos de hidrógeno que hay en 5 g de dicho compuesto. Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.

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6. Una disolución de HNO3 15 M tiene una densidad de 1’40 g/mL. Calcule: a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO3. b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución de HNO3 0’05 M. Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1. 7. Dada una disolución acuosa de HCl 0’2 M, calcule: a) Los gramos de HCl que hay en 20 mL de dicha disolución. b) El volumen de agua que habrá que añadir a 20 mL de HCl 0’2 M, para que la disolución pase a ser 0’01 M. Suponga que los volúmenes son aditivos. Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5. 8. Al tratar 5 g de galena con ácido sulfúrico se obtienen 410 cm3 de H2S, medidos en

condiciones normales, según la ecuación: PbS + H2SO4 PbSO4 + H2S Calcule: a) La riqueza de la galena en PbS. b) El volumen de ácido sulfúrico 0’5 M gastado en esa reacción. Masas atómicas: Pb = 207; S = 32. 9. El carbonato de sodio se puede obtener por descomposición térmica del hidrogenocarbonato

de sodio, según la reacción: 2 NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O Se descomponen 50 g de hidrogenocarbonato de sodio de un 98 % de riqueza en peso. Calcule: a) El volumen de CO2 desprendido, medido a 25º C y 1’2 atm. b) La masa, en gramos, de carbonato de sodio que se obtiene. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: Na = 23; H = 1; C = 12; O = 16. 1. Una bombona de butano contiene 12 kg de este gas. Para esta cantidad calcule: a) El número de moles de butano. b) El número de átomos de carbono y de hidrógeno. Masas atómicas: C = 12; H = 1. 2. Calcule: a) La masa de un átomo de bromo. b) Los moles de átomos de oxígeno contenidos en 3’25 moles de oxígeno molecular. c) Los átomos de hierro contenidos en 5 g de este metal. Masas atómicas: Br = 80; O =16; Fe = 56. 3. En 1’5 moles de CO2, calcule: a) ¿Cuántos gramos hay de CO2? b) ¿Cuántas moléculas hay de CO2? c) ¿Cuántos átomos hay en total? Masas atómicas: C = 12; O = 16.

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4. Calcule: a) La masa de un átomo de potasio. b) El número de átomos de fósforo que hay en 2 g de este elemento. c) El número de moléculas que hay en 2 g de BCl3. Masas atómicas: K = 39; P = 31; B = 11; Cl = 35’5. 5. En 10 g de Fe2(SO4)3 : a) ¿Cuántos moles hay de dicha sal? b) ¿Cuántos moles hay de iones sulfato? c) ¿Cuántos átomos hay de oxígeno? Masas atómicas: Fe = 56; S = 32; O = 16. 6. Se toman 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico concentrado del 92 % de riqueza en peso y de densidad 1’80 g/mL y se diluye con agua hasta 100 mL. Calcule: a) La molaridad de la disolución concentrada. b) La molaridad de la disolución diluida. Masas atómicas: S = 32; H = 1; O = 16. 7. a) Calcule el volumen de ácido clorhídrico del 36 % de riqueza en peso y densidad 1’19 g/mL necesario para preparar 1 L de disolución 0’3 M. b) Se toman 50 mL de la disolución 0’3 M y se diluyen con agua hasta 250 mL. Calcule la molaridad de la disolución resultante. Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5. 8. Dada la reacción de descomposición del clorato de potasio (sin ajustar):

2 KClO3 2 KCl + 3 O2 Calcule: a) Los gramos de clorato de potasio, del 98’5 % de pureza, necesaria para obtener 12 L de oxígeno, en condiciones normales. b) Los gramos de cloruro de potasio que se obtiene en el apartado anterior. Masas atómicas: Cl = 35’5; K = 39; O = 16. 9. Se hacen reaccionar 200 g de piedra caliza que contiene un 60 % de carbonato de calcio con exceso de ácido clorhídrico, según:

CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + CO2 + H2O Calcule: a) Los gramos de cloruro de calcio obtenidos. b) El volumen de CO2 medido a 17º C y a 740 mm de Hg. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; Cl = 35’5; Ca = 40. 1. Calcule el número de átomos contenidos en: a) 10 g de agua. b) 0’2 moles de butano. c) 10 L de oxígeno en condiciones normales. Masas atómicas: H = 1; O = 16.

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2. Para 2 moles de SO2, calcule: a) El número de moléculas. b) El volumen que ocupan, en condiciones normales. c) El número total de átomos. 3. Razone si en 5 litros de hidrógeno y en 5 litros de oxígeno, ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, hay: a) El mismo número de moles. b) Igual número de átomos. c) Idéntica cantidad de gramos. Masas atómicas: O = 16; H = 1 4. En 5 moles de CaCl2, calcule: a) El número de moles de átomos de cloro. b) El número de moles de átomos de calcio. c) El número total de átomos. 5. a) ¿Cuál es la masa de un átomo de calcio? b) ¿Cuántos átomos de boro hay en 0’5 g de este elemento? c) ¿Cuántas moléculas hay en 0’5 g de BCl3? Masas atómicas: Ca = 40; B = 11; Cl = 35’5. 6. Una disolución acuosa de CH3COOH, del 10 % en peso, tiene 1’055 g/mL de densidad. Calcule: a) La molaridad. b) Si se añade un litro de agua a 500 mL de la disolución anterior, ¿cuál es el porcentaje en peso de CH3COOH de la disolución resultante? Suponga que, en las condiciones de trabajo, la densidad del agua es 1 g/mL. Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16. 7. Calcule: a) La molaridad de una disolución acuosa de ácido clorhídrico del 25 % en peso y densidad 0’91 g/mL. b) El volumen de la disolución del apartado anterior que es necesario tomar para preparar 1’5 L de disolución 0’1 M. Masas atómicas: Cl = 35’5; H = 1. 8. La tostación de la pirita se produce según la reacción:

4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 SO2 Calcule: a) La cantidad de Fe2O3 que se obtiene al tratar 500 kg de pirita de un 92 % de riqueza en FeS2, con exceso de oxígeno. b) El volumen de oxígeno, medido a 20 ºC y 720 mm de Hg, necesario para tostar los 500 kg de pirita del 92 % de riqueza. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: Fe = 56; S = 32; O = 16.

9. El cinc reacciona con el ácido sulfúrico según la reacción:

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 Calcule: a) La cantidad de ZnSO4 obtenido a partir de 10 g de Zn y 100 mL de H2SO4 2 M. b) El volumen de H2 desprendido, medido a 25 ºC y a 1 atm, cuando reaccionan 20 g de Zn con H2SO4 en exceso. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: Zn = 65’4; O = 16; S = 32; H = 1.

1. Para 10 g de dióxido de carbono, calcule: a) El número de moles de ese gas. b) El volumen que ocupará en condiciones normales. c) El número total de átomos. Masas atómicas: C = 12; O = 16. 2. En una bombona de gas propano que contiene 10 kg de este gas: a) ¿Cuántos moles de ese compuesto hay? b) ¿Cuántos átomos de carbono hay? c) ¿Cuál es la masa de una molécula de propano? Masas atómicas: C = 12; H = 1. 3. En tres recipientes de 15 litros de capacidad cada uno, se introducen, en condiciones normales de presión y temperatura, hidrógeno en el primero, cloro en el segundo y metano en el tercero. Para el contenido de cada recipiente, calcule: a) El número de moléculas. b) El número total de átomos. Dato: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. 4. En 20 g de Ni2(CO3)3: a) ¿Cuántos moles hay de dicha sal? b) ¿Cuántos átomos hay de oxígeno? c) ¿Cuántos moles hay de iones carbonato? Masas atómicas: C = 12; O = 16; Ni = 58’7. 5. Para los compuestos benceno y acetileno (etino), justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Ambos tienen la misma fórmula empírica. b) Poseen la misma fórmula molecular. c) La composición centesimal de los dos compuestos es la misma. 6. Para un mol de agua, justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) En condiciones normales de presión y temperatura, ocupan un volumen de 22’4 litros. b) Contiene 6'02·1023 moléculas de agua. c) El número de átomos de oxígeno es doble que de hidrógeno.

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7. Una disolución de ácido acético tiene un 10% en peso de riqueza y una densidad de 1’05 g/mL. Calcule: a) La molaridad de la disolución. b) La molaridad de la disolución preparada llevando 25 mL de la disolución anterior a un volumen final de 250 mL mediante la adición de agua destilada. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16. 8. Una disolución acuosa de H3PO4, a 20 ºC, contiene 200 g/L del citado ácido. Su densidad a esa temperatura es 1’15 g/mL. Calcule: a) La concentración en tanto por ciento en peso. b) La molaridad. Masas atómicas: H = 1; O = 16; P = 31. 9. El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de bario según la reacción:

H2SO4 (aq) + BaCl2 (aq) BaSO4 (s) + 2 HCl (ac) Calcule: a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico, de densidad 1’84 g/mL y 96% en peso de riqueza, necesario para que reaccionen totalmente 21’6 g de cloruro de bario. b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá.

Masas atómicas: H 1; S = 32; O = 16; Ba = 137'4; Cl = 35'5. 10. Reaccionan 230 g de carbonato de calcio del 87 % en peso de riqueza con 178 g de cloro según:

CaCO3 (s) + 2 Cl2 (g) Cl2O (g) + CaCl2 (s) + CO2 (g) Los gases formados se recogen en un recipiente de 20 L a 10 ºC. En estas condiciones, la presión parcial del Cl2O es 1’16 atmósferas. Calcule: a) El rendimiento de la reacción. b) La molaridad de la disolución de CaCl2 que se obtiene cuando a todo el cloruro de calcio producido se añade agua hasta un volumen de 800 mL. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; Cl = 35’5; Ca = 40. 1. Un recipiente cerrado contiene oxígeno, después de vaciarlo lo llenamos con amoniaco a la misma presión y temperatura. Razone cada una de las siguientes afirmaciones: a) El recipiente contenía el mismo número de moléculas de oxígeno que de amoníaco. b) La masa del recipiente lleno es la misma en ambos casos. c) En ambos casos el recipiente contiene el mismo número de átomos. 2. Razone: a) ¿Qué volumen es mayor el de un mol de nitrógeno o el de un mol de oxígeno, ambos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura? b) ¿Qué masa es mayor la de un mol de nitrógeno o la de uno de oxígeno? c) ¿Dónde hay más moléculas, en un mol de nitrógeno o en uno de oxígeno? Masas atómicas: N = 14; O = 16.

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3. En tres recipientes de la misma capacidad, indeformables y a la misma temperatura, se introducen respectivamente 10 g de hidrógeno, 10 g de oxígeno y 10 g de nitrógeno, los tres en forma molecular y en estado gaseoso. Justifique en cuál de los tres: a) Hay mayor número de moléculas. b) Es menor la presión. c) Hay mayor número de átomos. Masas atómicas: N = 14; H = 1; O = 16 4. a) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 200 L de oxígeno molecular en condiciones normales de presión y temperatura? b) Una persona bebe al día 2 L de agua. Si suponemos que la densidad del agua es 1 g/mL ¿Cuántos átomos de hidrógeno incorpora a su organismo mediante esta vía? Masas atómicas: H = 1; O = 16. 5. A temperatura ambiente, la densidad de una disolución de ácido sulfúrico del 24% de riqueza en peso es 1’17 g/mL. Calcule: a) Su molaridad. b) El volumen de disolución necesario para neutralizar 100 mL de disolución 2’5 M de KOH. Masas atómicas: S = 32; O = 16; H = 1. 6. Se disuelven 30 g de hidróxido de potasio en la cantidad de agua necesaria para preparar 250 mL de disolución. a) Calcule su molaridad. b) Se diluyen 250 mL de esa disolución hasta un volumen doble. Calcule el número de iones potasio que habrá en 50 mL de la disolución resultante. Masas atómicas: K = 39; H = 1; O = 16. 7. Una disolución acuosa de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1’05 g/mL, a 20 ºC, y contiene 147 g de ese ácido en 1500 mL de disolución. Calcule: a) La fracción molar de soluto y de disolvente de la disolución. b) ¿Qué volumen de la disolución anterior hay que tomar para preparar 500 mL de disolución 0’5 M del citado ácido? Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32 8. Se mezclan 20 g de cinc puro con 200 mL de disolución de HCl 6 M. Cuando finalice la reacción y cese el desprendimiento de hidrógeno: a) Calcule la cantidad del reactivo que queda en exceso. b) ¿Qué volumen de hidrógeno, medido a 27 ºC y 760 mm Hg se habrá desprendido? Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: Zn = 65’4; Cl = 35’5; H = 1. 9. En el lanzamiento de naves espaciales se emplea como combustible hidracina, N2H4, y como comburente peróxido de hidrógeno. Estos dos reactivos arden por simple contacto según:

N2H4 (l) + 2 H2O2 (l) N2 (g) + 4 H2O (g) Los tanques de una nave llevan 15000 kg de hidracina y 20000 kg de peróxido de hidrógeno. a) ¿Sobrará algún reactivo? En caso de respuesta afirmativa, ¿en qué cantidad? b) ¿Qué volumen de nitrógeno se obtendrá en condiciones normales de presión y temperatura? Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1.

1. Un recipiente de 1 litro de capacidad se encuentra lleno de gas amoniaco a 27º C y 0’1 atmósferas. Calcule a) La masa de amoniaco presente. b) El número de moléculas de amoniaco en el recipiente. c) El número de átomos de hidrógeno y nitrógeno que contiene. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: N = 14; H = 1. 2. Se tienen dos recipientes de vidrio cerrados de la misma capacidad, uno de ellos contiene hidrógeno y el otro dióxido de carbono, ambos a la misma presión y temperatura. Justifique: a) ¿Cuál de ellos contiene mayor número de moles? b) ¿Cuál de ellos contiene mayor número de moléculas? c) ¿Cuál de los recipientes contiene mayor masa de gas? 3. La fórmula del tetraetilplomo, conocido antidetonante para gasolinas, es Pb(C2H5)4. Calcule: a) El número de moléculas que hay en 12’94 g. b) El número de moles de Pb(C2H5)4 que pueden obtenerse con 1 g de plomo. c) La masa, en gramos, de un átomo de plomo. Masas atómicas: C = 12; Pb = 207; H = 1. 4. En 0’6 moles de clorobenceno: a) ¿Cuántas moléculas hay? b) ¿Cuántos átomos de hidrógeno? c) ¿Cuántos moles de átomos de carbono? 5. Se tienen 8’5 g de amoniaco y se eliminan 1'5·1023 moléculas. a) ¿Cuántas moléculas de amoniaco quedan? b) ¿Cuántos gramos de amoniaco quedan? c) ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno quedan? Masas atómicas: N = 14; H = 1. 6. Una disolución acuosa de alcohol etílico (etanol), tiene una riqueza del 95 % y una densidad de 0’90 g/mL. Calcule: a) La molaridad de esa disolución. b) Las fracciones molares de cada componente. Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1. 7. Una disolución acuosa de ácido clorhídrico de densidad 1’19 g/mL contiene un 37 % en peso de HCl. Calcule: a) La fracción molar de HCl. b) El volumen de dicha disolución necesario para neutralizar 600 mL de una disolución 0’12 M de hidróxido de sodio. Masas atómicas: Cl = 35'5; O = 16; H = 1.

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8. El carbonato de calcio reacciona con ácido sulfúrico según:

CaCO3 + H2SO4 CaSO4 + CO2 + H2O a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1’84 g/mL y 96 % de riqueza en peso será necesario para que reaccionen por completo 10 g de CaCO3? b) ¿Qué cantidad de CaCO3 del 80 % de riqueza en peso será necesaria para obtener 20 L de CO2, medidos en condiciones normales? Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1; S = 32; Ca = 40. 9. El clorato de potasio se descompone a alta temperatura para dar cloruro de potasio y oxígeno molecular. a) Escriba y ajuste la reacción. ¿Qué cantidad de clorato de potasio puro debe descomponerse para obtener 5 L de oxígeno medidos a 20ºC y 2 atmósferas? b) ¿Qué cantidad de cloruro de potasio se obtendrá al descomponer 60 g de clorato de potasio del 83 % de riqueza? Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: Cl = 35'5; O = 16; K = 39.

1. a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono hay en 1’5 moles se sacarosa (C12H22O12)? b) Determine la masa en kilogramos de 2'6·1020 moléculas de NO2. c) Indique el número de átomos de nitrógeno que hay en 0’76 g de NH4NO3. Masas atómicas: O = 16; N = 14; H = 1. 2. Calcule el número de átomos que hay en las siguientes cantidades de cada sustancia: a) En 0’3 moles de dióxido de azufre. b) En 14 g de nitrógeno molecular (masa atómica = 14) c) En 67’2 L de gas helio en condiciones normales. 3. Calcule: a) El número de moléculas contenidas en un litro de metanol (densidad 0'8 g/mL). b) La masa de aluminio que contiene el mismo número de átomos que existen en 19'07 g de cobre. Masas atómicas: Al = 27; Cu = 63'5; C = 12; O = 16; H = 1. 4. Razone si en dos recipientes de la misma capacidad que contienen uno hidrógeno y otro oxígeno, ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, existe: a) El mismo número de moles. b) Igual número de átomos. c) La misma masa. 5. Un cilindro contiene 0’13 g de etano, calcule: a) El número de moles de etano. b) El número de moléculas de etano. c) El número de átomos de carbono. Masas atómicas: C = 12; H = 1.

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6. Una disolución acuosa de HNO3 15 M tiene una densidad de 1'40 g/mL. Calcule: a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO3 b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 1 L de disolución de HNO3 0'5 M. Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1. 7. Se prepara 1 L de disolución acuosa de ácido clorhídrico 0'5 M a partir de uno comercial de riqueza 35 % en peso y 1'15 g/mL de densidad. Calcule: a) El volumen de ácido concentrado necesario para preparar dicha disolución. b) El volumen de agua que hay que añadir a 20 mL de HCl 0'5 M, para que la disolución pase a ser 0'01 M. Suponga que los volúmenes son aditivos. Masas atómicas: H = 1; Cl = 35'5. 8. Si 12 g de un mineral que contiene un 60% de cinc se hacen reaccionar con una disolución de ácido sulfúrico del 96% en masa y densidad 1’82 g/mL, según:

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 Calcule: a) Los gramos de sulfato de cinc que se obtienen. b) El volumen de ácido sulfúrico que se ha necesitado. Masas atómicas: S = 32; H = 1; O = 16; Zn = 65.

9. Sabiendo que el rendimiento de la reacción: FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 es del 75 %, a partir de 360 g de disulfuro de hierro, calcule: a) La cantidad de óxido de hierro(III) producido. b) El volumen de SO2, medido en condiciones normales, que se obtendrá. Masas atómicas: Fe = 56; S = 32; O = 16. 1. Un tubo de ensayo contiene 25 mL de agua. Calcule: a) El número de moles de agua. b) El número total de átomos de hidrógeno. c) La masa en gramos de una molécula de agua. Datos: Densidad del agua: 1 g/mL. Masas atómicas: O = 16; H = 1. 2. Un litro de H2S se encuentra en condiciones normales. Calcule: a) El número de moles que contiene. b) El número de átomos presentes. c) La masa de una molécula de sulfuro de hidrógeno, expresada en gramos. Masas atómicas: H = 1; S = 32. 3. Se tienen las siguientes cantidades de tres sustancias gaseosas: 3'01·1023 moléculas de C4H10, 21 g de CO y 1 mol de N2. Razonando la respuesta: a) Ordénelas en orden creciente de su masa. b) ¿Cuál de ellas ocupará mayor volumen en condiciones normales? c) ¿Cuál de ellas tiene mayor número de átomos? Masas atómicas: C = 12; O = 16; N = 14; H = 1.

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4. Se tiene una mezcla de 10 g de hidrógeno y 40 g de oxígeno. a) ¿Cuántos moles de hidrógeno y de oxígeno contiene la mezcla? b) ¿Cuántas moléculas de agua se pueden formar al reaccionar ambos gases? c) ¿Cuántos átomos del reactivo en exceso quedan? Masas atómicas: H = 1; O = 16. 5. Exprese en moles las siguientes cantidades de dióxido de carbono: a) 11,2 L medidos en condiciones normales. b) 6,023·1022 moléculas. c) 25 L medidos a 27ºC y 2 atmósferas. Dato: R = 0’082 atm L mol-1 K-1 6. Se mezclan 200 g de hidróxido de sodio y 1000 g de agua resultando una disolución de densidad 1’2 g/mL. Calcule: a) La molaridad de la disolución y la concentración de la misma en tanto por ciento en masa. b) El volumen de disolución acuosa de ácido sulfúrico 2 M que se necesita para neutralizar 20 mL de la disolución anterior. Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1. 7. Al añadir ácido clorhídrico al carbonato de calcio se forma cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua. a) Escriba la reacción y calcule la cantidad en kilogramos de carbonato de calcio que reaccionará con 20 L de ácido clorhídrico 3 M. b) ¿Qué volumen ocupará el dióxido de carbono obtenido, medido a 20 ºC y 1 atmósfera? Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; Ca = 40. 8. Para determinar la riqueza de una partida de cinc se tomaron 50 g de muestra y se trataron con ácido clorhídrico del 37 % en peso y 1’18 g/mL de densidad, consumiéndose 126 mL de ácido. La reacción de cinc con ácido produce hidrógeno molecular y cloruro de cinc. Calcule: a) La molaridad de la disolución de ácido clorhídrico. b) El porcentaje de cinc en la muestra. Masas atómicas: H = 1; Cl = 35'5; Zn = 65'4. 9. El cloruro de sodio reacciona con nitrato de plata precipitando totalmente cloruro de plata y obteniéndose además nitrato de sodio. Calcule: a) La masa de cloruro de plata que se obtiene a partir de 100 mL de disolución de nitrato de plata 0’5 M y de 100 mL de disolución de cloruro de sodio 0’4 M. b) Los gramos de reactivo en exceso. Masas atómicas: O = 16; Na = 23; N = 14; Cl = 35,5; Ag = 108.

1. Se dispone de 2 litros de disolución acuosa 0’6 M de urea, (NH2)2CO a) ¿Cuántos moles de urea hay? b) ¿Cuántas moléculas de urea contienen? c) ¿Cuál es el número de átomos de nitrógeno en ese volumen de disolución?

PAU 2011

2. Si a un recipiente que contiene 3·1023 moléculas de metano se añaden 16 g de este compuesto: a) ¿Cuántos moles de metano contiene el recipiente ahora? b) ¿Y cuántas moléculas? c) ¿Cuál será el número de átomos totales? Masas atómicas: C = 12; H = 1. 3. Se tienen 80 g de anilina (fenilamina). Calcule: a) El número de moles del compuesto. b) El número de moléculas. c) El número de átomos de hidrógeno. Masas atómicas: C = 12; N = 14; H = 1. 4. Se dispone de una botella de ácido sulfúrico cuya etiqueta aporta los siguientes datos: densidad 1’84 g/mL y riqueza en masa 96 %. Calcule: a) La molaridad de la disolución y la fracción molar de los componentes. b) El volumen necesario para preparar 100 mL de disolución 7 M a partir del citado ácido. Indique el material necesario y el procedimiento seguido para preparar esta disolución. Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32. 5. En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos: 36 % en masa, densidad 1’18 g/mL. Calcule: a) La molaridad de la disolución y la fracción molar del ácido. b) El volumen de éste ácido concentrado que se necesita para preparar 1 litro de disolución 2 M Masas atómicas: H = 1; O = 16; Cl = 35'5. 6. En disolución acuosa el ácido sulfúrico reacciona con cloruro de bario precipitando totalmente sulfato de bario y obteniéndose además ácido clorhídrico. Calcule: a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico de 1’84 g/mL de densidad y 96% de riqueza en masa, necesario para que reaccionen totalmente 21’6 g de cloruro de bario. b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá. Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32; Ba = 137'4; Cl = 35'5. 7. El carbonato de magnesio reacciona con ácido clorhídrico para dar cloruro de magnesio, dióxido de carbono y agua. Calcule: a) El volumen de ácido clorhídrico del 32 % en peso y 1’16 g/mL de densidad que se necesitará para que reaccione con 30’4 g de carbonato de magnesio. b) El rendimiento de la reacción si se obtienen 7’6 L de dióxido de carbono, medidos a 27 ºC y 1 atm. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1; Cl = 35’5; Mg = 24.

1. Se dispone de tres recipientes que contienen en estado gaseoso 1 litro de metano, 2 litros de nitrógeno y 1’5 litros de ozono (O3), respectivamente, en las mismas condiciones de presión y temperatura. Justifique: a) ¿Cuál contiene mayor número de moléculas? b) ¿Cuál contiene mayor número de átomos? c) ¿Cuál tiene mayor densidad? Masas atómicas: C = 12; H = 1; N = 14; O = 16. 2. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes proposiciones: a) En 22’4 L de oxígeno, a 0 ºC y 1 atm, hay el número de Avogadro de átomos de oxígeno. b) Al reaccionar el mismo número de moles de Mg o de Al con HCl se obtiene el mismo volumen de hidrógeno, a la misma presión y temperatura. c) A presión constante, el volumen de un gas a 50 ºC es el doble que a 25 ºC. 3. Calcule: a) Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en un mol de etanol. b) La masa de 2'6·1020 moléculas de CO2. c) El número de átomos de nitrógeno que hay en 0’38 g de nitrito de amonio. Masas atómicas: H = 1; N = 14; C = 12; O = 16. 4. Exprese en moles las siguientes cantidades de SO3 : a) 6'023·1020 moléculas. b) 67’2 g. c) 25 litros medidos a 60 ºC y 2 atm de presión. Masas atómicas: O = 16; S = 32. R = 0’082 atm L mol-1 K-1

5. Se preparan 25 mL de una disolución 2’5 M de FeSO4. a) Calcule cuántos gramos de sulfato de hierro(II) se utilizarán para preparar la disolución. b) Si la disolución anterior se diluye hasta un volumen de 450 mL ¿Cuál será la molaridad de la disolución? Masas atómicas: S = 32; O = 16; Fe = 56. 6. Calcule la molaridad de una disolución preparada mezclando 150 mL de ácido nitroso 0’2 M con cada uno de los siguientes líquidos: a) Con 100 mL de agua destilada. b) Con 100 mL de una disolución de ácido nitroso 0’5 M 7. Dada la reacción química (sin ajustar):

AgNO3 + Cl2 AgCl + N2O5 + O2 Calcule: a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3, con exceso de Cl2. b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20 ºC y 620 mm de Hg. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: N = 14; O = 16; Ag = 108.

PAU 2012

8. Se mezclan 2 litros de cloro gas medidos a 97 ºC y 3 atm de presión con 3’45 g de sodio metal y se dejan reaccionar hasta completar la reacción. Calcule: a) Los gramos de cloruro de sodio obtenidos. b) Los gramos del reactivo no consumido. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: Na = 23; Cl = 35’5. 1. La fórmula molecular del azúcar común o azúcar de mesa (sacarosa) es C12H22O11. Indique razonadamente si 1 mol de sacarosa contiene: a) 144 g de carbono. b) 18 moles de átomos de carbono. c) 5·1015 átomos de carbono. Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16. 2. Calcule los moles de átomos de carbono que habrá en: a) 36 g de carbono. b) 12 unidades de masa atómica de carbono. c) 1'2·1021 átomos de carbono. Dato: Masa atómica C = 12. 3. Calcule el número de átomos de oxígeno que contiene: a) Un litro de agua. b) 10 L de aire en condiciones normales, sabiendo que éste contiene un 20% en volumen de O2. c) 20 g de hidróxido de sodio. Datos: Masas atómicas O = 16; H = 1; Na = 23. Densidad del agua = 1 g/mL. 4. Se tienen en dos recipientes del mismo volumen y a la misma temperatura 1 mol de oxígeno y 1 mol de metano, respectivamente. Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿En cuál de los dos recipientes será mayor la presión? b) ¿En qué recipiente la densidad del gas será mayor? c) ¿Dónde habrá más átomos? Datos: Masas atómicas O = 16; C = 12; H = 1. 5. Indique, razonadamente, si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) La misma masa de dos elementos, Fe y Cr, contienen el mismo número de átomos. b) La masa atómica de un elemento es la masa, en gramos, de un átomo de dicho elemento. c) Dos moles de helio tienen el mismo número de átomos que un mol de H2. 6. a) Determine la fórmula empírica de un hidrocarburo sabiendo que cuando se quema cierta cantidad de compuesto se forman 3,035 g de CO2 y 0,621 g de agua. b) Establezca su fórmula molecular si 0,649 g del compuesto en estado gaseoso ocupan 254,3 mL a 100°C y 760 mm Hg. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: C = 12; H = 1.

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7. La etiqueta de un frasco de ácido clorhídrico indica que tiene una concentración del 20% en peso y que su densidad es 1,1 g/mL. a) Calcule el volumen de este ácido necesario para preparar 500 mL de HCl 1,0 M. b) Se toman 10 mL del ácido más diluido y se le añaden 20 mL del más concentrado, ¿cuál es la molaridad del HCl resultante? Datos: Masas atómicas CI = 35,5; H = 1. Se asume que los volúmenes son aditivos. 8. Se dispone de ácido nítrico concentrado de densidad 1,505 g/mL y riqueza 98% en masa. a) ¿Cuál será el volumen necesario de este ácido para preparar 250 mL de una disolución 1 M? b) Se toman 50 mL de la disolución anterior, se trasvasan a un matraz aforado de 1 L y se enrasa posteriormente con agua destilada. Calcule los gramos de hidróxido de potasio que son necesarios para neutralizar la disolución ácida preparada. Masas atómicas H = 1; N = 14; O = 16; K = 39. 9. Al tratar 5 g de mineral galena con ácido sulfúrico se obtienen 410 mL de H2S gaseoso, medidos en condiciones normales, según la ecuación:

PbS2 + H2SO4 PbSO4 + H2 S Calcule: a) La riqueza en PbS de la galena. b) El volumen de ácido sulfúrico 0,5 M gastado en esa reacción. Masas atómicas Pb = 207; S = 32. 1. La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C4H8S. Si su masa molecular es 88, determine: a) Su fórmula molecular. b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 25 g de dicho compuesto. c) La presión que ejercerán 2 g del compuesto en estado gaseoso a 120ºC, en un recipiente de 1’5 L. Masas atómicas: C = 12; H = 1; S = 32. 2. a) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 200 litros de oxígeno molecular en condiciones normales? b) Un corredor pierde 0,6 litros de agua en forma de sudor durante una sesión deportiva. ¿A cuántas moléculas de agua corresponde esa cantidad? c) Una persona bebe al día 1 litro de agua. ¿Cuántos átomos incorpora a su cuerpo por este procedimiento? Datos: Masas atómicas O = 16; H = 1. Densidad del agua: 1 g/mL. 3. Un recipiente de 1 litro de capacidad está lleno de dióxido de carbono gaseoso a 27ºC. Se hace vacío hasta que la presión del gas es de 10 mmHg. Determine: a) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono contiene el recipiente? b) ¿Cuántas moléculas hay en el recipiente? c) El número total de átomos contenidos en el recipiente. Datos: Masas atómicas C = 12; O = 16. R = 0’082 atm L mol-1 K-1

PAU 2014

4. Tenemos tres depósitos cerrados A, B y C de igual volumen y que se encuentran a la misma temperatura. En ellos se introducen, respectivamente, 10 g de H2 (g), 7 moles de O2 (g) y 1023 moléculas de N2 (g). Indique de forma razonada: a) ¿En qué depósito hay mayor masa de gas? b) ¿Cuál contiene mayor número de átomos? c) ¿En qué depósito hay mayor presión? Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1. 5. Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones, referidas a la siguiente

ecuación: 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) a) Dos moles de SO2 reaccionan con una molécula de oxígeno, para dar dos moléculas de SO3

b) En las mismas condiciones de presión y temperatura, dos litros de SO2 reaccionan con un litro de O2 para dar dos litros de SO3. c) Cuatro moles de SO2 reaccionan con dos moles de O2 para dar cuatro moles de SO3.

6. Se dispone de 500 mL de una disolución acuosa de ácido sulfúrico 10 M y densidad 1,53 g/mL. a) Calcule el volumen que se debe tomar de este ácido para preparar 100 mL de una disolución acuosa de ácido sulfúrico 1,5 M. b) Exprese la concentración de la disolución inicial en tanto por ciento en masa y en fracción molar del soluto. Datos: Masas atómicas H = 1; S = 32; O = 16. 7. Una disolución acuosa de ácido acético tiene una riqueza del 10% en masa y una densidad de 1,05 g/mL. Calcule: a) La molaridad de esa disolución. b) Las fracciones molares de cada componente Masas atómicas: C= 12; O = 16; H = 1. 8. La descomposición térmica de 5 g de KClO3 del 95% de pureza da lugar a la formación de KCl y O2 (g). Sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 83%, calcule: a) Los gramos de KCl que se formarán. b) El volumen de O2 (g), medido a la presión de 720 mmHg y temperatura de 20ºC, que se desprenderá durante la reacción. Datos: Masas atómicas K = 39; Cl = 35'5; O = 16. R = 0’082 atm L mol-1 K-1

9. Dada la siguiente reacción química sin ajustar: H3PO4 + NaBr Na2HPO4 + HBr Si en un análisis se añaden 100 mL de ácido fosfórico 2,5 M a 40 g de bromuro de sodio. a) ¿Cuántos gramos Na2HPO4 se habrán obtenido? b) Si se recoge el bromuro de hidrógeno gaseoso en un recipiente de 500 mL, a 50°C, ¿qué presión ejercerá? Datos: Masas atómicas: H = 1; P = 31; O = 16; Na = 23; Br = 80. R = 0’082 atm L mol-1 K-1

ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS: Pág. 9: Actividades 1, 2 Ejercicio resuelto 2 Pág. 11: Actividades 3, 4 Ejercicio resuelto 3 Pág. 12: Ejercicio resuelto 4 Pág. 13: Actividades 5, 6 Ejercicios resueltos 5, 6 Pág. 14: Ejercicio resuelto 7 Pág. 15: Actividades 7, 8 Ejercicios 8, 9 Pág. 17: Actividades 9, 10 Ejercicios resueltos 10, 11 Pág. 19: Actividades 11, 12 Ejercicio resuelto 12 Pág. 20: Ejercicio resuelto 13 Pág. 21: Actividades 13, 14 Ejercicio resuelto 14 Pág. 22: Ejercicios resueltos 15, 16 Pág. 23: Ejercicios resueltos 17, 18 Pág. 24: 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22 Pág. 25: 23, 24, 25, 26, 27, 28, 29, 30, 31, 32, 33

Actividades recomendadas

1. Los números atómicos de los elementos P y Mn son 15 y 25, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Indique los números cuánticos que corresponden a los electrones situados, en cada caso, en los orbitales más externos. 2. Los elementos Na, Al, y Cl tienen números atómicos 11, 13 y 17, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica de cada elemento.

b) Escriba la configuración electrónica de los iones Na+, Al3+ y Cl. c) Ordene, de forma razonada, los radios de los iones anteriores. 3. Tres elementos tienen de número atómico 25, 35 y 38, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica de los mismos. b) Indique, razonadamente, el grupo y el periodo a que pertenece cada uno de los elementos anteriores. c) Indique, razonando la respuesta, el carácter metálico o no metálico de cada uno de los elementos anteriores. 4. Los elementos A y B tienen, en sus últimos niveles, las configuraciones:

A = 4s2p6 5s1 y B = 3s2p6d10 4s2p4 Justifique: a) Si A es metal o no metal. b) Qué elemento tendrá mayor afinidad electrónica. c) Qué elemento tendrá mayor radio. 5. Los números atómicos de los elementos Br y Rb son 35 y 37, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica de ambos elementos. b) Indique el ion más estable de cada elemento y su configuración electrónica. c) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio.

1. Los átomos neutros X, Y, Z, tienen las siguientes configuraciones:

X = 1s2 2s2p1 ; Y = 1s2 2s2p5 ; Z = 1s2 2s2p6 3s2 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?

EJERCICIOS TEMA 2 ESTRUCTURA DE LA MATERIA Y ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

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2. a) Escriba las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes:

Al (Z = 13), Na (Z = 11), O2 (Z = 8). b) ¿Cuáles son isoelectrónicos? c) ¿Cuál o cuáles tienen electrones desapareados? 3. Los elementos X, Y y Z tienen números atómicos 13, 20 y 35, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos.

b) ¿Serían estables los iones X2, Y2 y Z2? Justifique las respuestas. 4. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas pertenecientes a elementos neutros:

A (1s2 2s2 2p2); B (1s2 2s2 2p5); C (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2); D (1s2 2s2 2p4) Indique razonadamente: a) El grupo y periodo al que pertenece cada elemento. b) El elemento de mayor y el de menor energía de ionización. c) El elemento de mayor y el de menor radio atómico. 5. Dados los siguientes grupos de números cuánticos (n, l, m): (3, 2, 0); (2, 3, 0); (3, 3, 2); (3, 0, 0); (2, -1, 1); (4, 2, 0). Indique: a) Cuáles no son permitidos y por qué. b) Los orbitales atómicos que se corresponden con los grupos cuyos números cuánticos sean posibles. 6. Defina: a) Energía de ionización. b) Afinidad electrónica. c) Electronegatividad. 1. a) Defina afinidad electrónica. b) ¿Qué criterio se sigue para ordenar los elementos en la tabla periódica? c) ¿Justifique cómo varía la energía de ionización a lo largo de un periodo?

2. a) Escriba las configuraciones electrónicas de los iones siguientes: Na+ (Z = 11) y F (Z = 9).

b) Justifique que el ion Na tiene menor radio que el ion F. c) Justifique que la energía de ionización del sodio es menor que la del flúor. 3. Dados los elementos A (Z = 13), B (Z = 9) y C (Z = 19): a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Ordénelos de menor a mayor electronegatividad. c) Razone cuál tiene mayor volumen. 4. Dados los elementos cuyos números atómicos son 7, 17 y 20. a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Razone a qué grupo y periodo de la tabla periódica pertenecen. c) ¿Cuál será el ion más estable de cada uno? Justifique la respuesta.

PAU 2002

5. Razone si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles en un estado fundamental o en un estado excitado: a) 1s2 2s2 2p4 3s1. b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 c) 1s2 2s2 2p6 2d10 3s2 1. Dado el elemento de Z = 19: a) Escriba su configuración electrónica. b) Indique a qué grupo y periodo pertenece. c) ¿Cuáles son los valores posibles que pueden tomar los números cuánticos de su electrón más externo? 2. a) Indique cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos son posibles para un electrón

en un átomo: (4, 2, 0, +½); (3, 3, 2, ½); (2, 0, 1, +½); (3, 2, 2, ½); (2, 0, 0, ½). b) De las combinaciones de números cuánticos anteriores que sean correctas, indique el orbital donde se encuentra el electrón. c) Enumere los orbitales del apartado anterior en orden creciente de energía. 3. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de la capa de valencia:

1) ns1 ; 2) ns2 np4 ; 3) ns2 np6 a) Indique el grupo al que corresponde cada una de ellas. b) Nombre dos elementos de cada uno de los grupos anteriores. c) Razone cuáles serán los estados de oxidación más estables de los elementos de esos grupos. 4. a) Defina el concepto de energía de ionización de un elemento. b) Justifique por qué la primera energía de ionización disminuye al descender en un grupo de la tabla periódica. c) Dados los elementos F, Ne y Na, ordénelos de mayor a menor energía de ionización. 5. a) Escriba las configuraciones electrónicas del cloro (Z = 17) y del potasio (Z = 19). b) ¿Cuáles serán los iones más estables a que darán lugar los átomos anteriores? c) ¿Cuál de esos iones tendrá menor radio? 6. Cuatro elementos que llamaremos A, B, C y D tienen, respectivamente, los números atómicos: 2, 11, 17 y 25. Indique: a) El grupo y el periodo al que pertenecen. b) Cuáles son metales. c) El elemento que tiene mayor afinidad electrónica. 1. La configuración electrónica de un átomo excitado de un elemento es 1s2 2s22p6 3s23p6 5s1. Razone cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas y cuáles falsas para ese elemento: a) Pertenece al grupo de los alcalinos. b) Pertenece al periodo 5 del sistema periódico. c) Tiene carácter metálico.

PAU 2003

PAU 2004

2. Los números atómicos de los elementos A, B y C son, respectivamente, 19, 31 y 36. a) Escriba las configuraciones electrónicas de estos elementos. b) Indique qué elementos, de los citados, tienen electrones desapareados. c) Indique los números cuánticos que caracterizan a esos electrones desapareados. 3. Dados los siguientes grupos de números cuánticos:

A: (2, 2, 1, ½) ; B: (3, 2, 0, –½) ; C: (4, 2, 2, 0) ; D: (3, 1, 1, ½) a) Razone qué grupos no son válidos para caracterizar un electrón. b) Indique a qué orbitales corresponden los grupos permitidos.

4. Dadas las especies: Cl (Z = 17), K (Z = 19) y Ar (Z = 18): a) Escriba la configuración electrónica de cada una de ellas. b) Justifique cuál tendrá un radio mayor. 5. Los números atómicos de los elementos A, B y C son respectivamente 20, 27 y 34. a) Escriba la configuración electrónica de cada elemento. b) Indique qué elemento es el más electronegativo y cuál el de mayor radio. c) Indique razonadamente cuál o cuáles de los elementos son metales y cuál o cuáles no metales. 6. Considere la serie de elementos: Li, Na, K, Rb y Cs. a) Defina Energía de ionización. b) Indique cómo varía la Energía de Ionización en la serie de los elementos citados. c) Explique cuál es el factor determinante de esta variación.

1. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas externas: ns1 ; ns2 np1 ; ns2 np6 a) Identifique el grupo del sistema periódico al que corresponde cada una de ellas.

b) Para el caso n 4, escriba la configuración electrónica completa del elemento de cada uno de esos grupos y nómbrelo.

2. Dadas las siguientes especies: Ar, Ca2 y Cl. a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Ordénelas, razonando la respuesta, en orden creciente de sus radios. Números atómicos: Ar = 18; Ca = 20; Cl = 17. 3. a) Razone si para un electrón son posibles las siguientes series de números cuánticos: (0, 0, 0, −½); (1, 1, 0, +½); (2, 1, −1, +½); (3, 2, 1, −½) b) Indique a qué tipo de orbital corresponden los estados anteriores que sean posibles. c) Indique en cuál de ellos la energía es mayor 4. a) Indique el número de electrones desapareados que hay en los siguientes átomos: As (Z = 33), Cl (Z = 17) y Ar (Z = 18) b) Indique los grupos de números cuánticos que corresponderán a esos electrones desapareados.

PAU 2005

5. Indique razonadamente: a) Los subniveles de energía, dados por el número cuántico secundario l, que corresponden al nivel cuántico n = 4. b) A qué tipo de orbitales corresponden los subniveles anteriores. c) Si existe algún subnivel de n = 5 con energía menor que algún subnivel de n = 4, diga cuál. 6. a) Escriba la configuración electrónica de los elementos A, B y C, cuyos números atómicos son 33, 35 y 37, respectivamente. b) Indique el grupo y el periodo al que pertenecen. c) Razone qué elemento tendrá mayor carácter metálico. 1. Dadas las configuraciones electrónicas:

A: 1s2 3s1 ; B: 1s2 2s3 ; C: 1s2 2s22p6 3s2 3p5 ; D: 1s2 2s2 2pX2 2pY

0 2pZ0

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.

2. La configuración electrónica del ion X3 es: 1s2 2s22p6 3s23p6. a) ¿Cuál es el número atómico y el símbolo de X? b) ¿A qué grupo y periodo pertenece ese elemento? c) Razone si posee electrones desapareados el elemento X. 3. 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.

4. a) Escriba la configuración electrónica de los iones Mg2 (Z = 12) y S2 (Z = 16). b) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio. c) Justifique cuál de los dos elementos, Mg o S, tendrá mayor energía de ionización.

5. a) Escriba la configuración electrónica de los iones: Al3 (Z = 13) y Cl (Z = 17). b) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio. c) Razone cuál de los elementos correspondientes tendrá mayor energía de ionización.

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6. Los números atómicos de los elementos A, B, C y D son 2, 11, 17 y 25, respectivamente. a) Escriba, para cada uno de ellos, la configuración electrónica e indique el número de electrones desapareados. b) Justifique que elemento tiene mayor radio. c) Entre los elementos B y C, razone cuál tiene mayor energía de ionización. 1. La configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento A es 3s2 p5. a) Justifique si se trata de un metal o un no metal. b) Indique, razonadamente, un elemento que posea mayor potencial de ionización que A. c) Indique, razonadamente, un elemento que posea menor potencial de ionización que A. 2. Dados los conjuntos de números cuánticos:

(2, 1, 2, ½); (3, 1, −1, ½); (2, 2, 1, −½); (3, 2, −2, ½) a) Razone cuáles no son permitidos. b) Indique en qué tipo de orbital se situaría cada uno de los electrones permitidos.

3. Dadas las especies químicas Ne y O2, razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Ambas especies poseen el mismo número de electrones. b) Ambas especies poseen el mismo número de protones. c) El radio del ion óxido es mayor que el del átomo de neón.

4. La configuración electrónica del ion X3 es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. a) ¿Cuál es el número atómico y el símbolo de X? b) ¿A qué grupo y periodo pertenece ese elemento? c) Razone si el elemento X posee electrones desapareados. 5. Para un átomo de número atómico Z = 50 y número másico A = 126: a) Indique el número de protones, neutrones y electrones que posee. b) Escriba su configuración electrónica. c) Indique el grupo y el periodo al que pertenece el elemento correspondiente. 6. El número de electrones de los elementos A, B, C, D y E es 2, 9, 11, 12 y 13, respectivamente. Indique, razonando la respuesta, cuál de ellos: a) Corresponde a un gas noble. b) Es un metal alcalino. c) Es el más electronegativo.

1. a) Escriba las configuraciones electrónicas de las especies siguientes:

N3 (Z = 7), Mg2+ (Z = 12), Cl (Z = 17), K (Z = 19) y Ar (Z = 18) b) Indique los que son isoelectrónicos. b) Indique los que presentan electrones desapareados y el número de los mismos.

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2. Para el ion Cl (Z = 17) del isótopo cuyo número másico es 36: a) Indique el número de protones, electrones y neutrones. b) Escriba su configuración electrónica. c) Indique los valores de los números cuánticos de uno de los electrones externos. 3. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) El neón y el O2 tienen la misma configuración electrónica. b) El neón tiene una energía de ionización menor que la del oxígeno.

c) El neón y el O2 tienen el mismo número de protones. 4. Para un elemento de número atómico Z = 20, a partir de su configuración electrónica: a) Indique el grupo y el periodo al que pertenece y nombre otro elemento del mismo grupo. b) Justifique la valencia más probable de ese elemento. c) Indique el valor de los números cuánticos del electrón más externo. 5. Para un átomo en su estado fundamental, razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) El número máximo de electrones con número cuántico n = 3 es 6. b) En un orbital 2p sólo puede haber 2 electrones. c) Si en los orbitales 3d se sitúan 6 electrones, no habrá ninguno desapareado. 6. El número de protones en los núcleos de cinco átomos es el siguiente: A = 9; B = 16; C = 17; D = 19; E = 20. Razone: a) ¿Cuál es el más electronegativo? b) ¿Cuál posee menor energía de ionización? c) ¿Cuál puede convertirse en anión divalente estable? 1. La siguiente tabla proporciona los valores de las energías de ionización (medidas en eV) de tres elementos. a) ¿Por qué la primera energía de ionización disminuye del litio al potasio? b) ¿Por qué la segunda energía de ionización de cada elemento es mucho mayor que la primera? c) ¿Por qué no se da el valor de la cuarta energía de ionización del litio? 2. Considere el elemento cuya configuración electrónica es: 1s2 2s2p6 3s2p4. a) ¿De qué elemento se trata? b) Justifique el periodo y el grupo del sistema periódico a los que pertenece. c) ¿Cuál será la configuración de su ion más estable?

1ª 2ª 3ª 4ª

Li 5,4 75,6 122,5 ----

Na 5,1 47,3 71,9 99,1

K 4,3 31,8 46,1 61,1

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3. Conteste las siguientes cuestiones relativas a un átomo con Z = 7 y A = 14: a) Indique el número de protones, neutrones y electrones. b) Escriba su configuración electrónica e indique el número de electrones desapareados en su estado fundamental. c) ¿Cuál es el número máximo de electrones para los que n = 2, l = 0 y m = 0? 4. Considerando las configuraciones electrónicas de los átomos:

A (1s2 2s2 2p6 3s1) y B (1s2 2s2 2p6 6p1) Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) A y B representan elementos distintos. b) Se necesita energía para pasar de A a B. c) Se requiere una menor energía para arrancar un electrón de B que de A.

5. a) Justifique, de las siguientes especies: F, Ar y Na, cuáles son isoelectrónicas. b) Enuncie el principio de Pauli y ponga un ejemplo. c) Enuncie la regla de Hund y ponga un ejemplo para su aplicación. 6. El ion positivo de un elemento M tiene de configuración electrónica: M2+: 1s2 2s2p6 3s2p6 d4. a) ¿Cuál es el número atómico de M?

b) ¿Cuál es la configuración de su ion M3 expresada en función del gas noble que le antecede? c) ¿Qué números cuánticos corresponderían a un electrón 3d de ese elemento?

1. a) Escriba la configuración electrónica de los iones S2 y Fe2.

b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con S2. c) Justifique por qué la segunda energía de ionización del magnesio es mayor que la primera. 2. Dos elementos A y B tienen de número atómico 17 y 20, respectivamente. a) Escriba el símbolo de cada uno y su configuración electrónica en el estado fundamental. b) Indique el ion más estable de cada uno y escriba su configuración electrónica. c) Justifique cuál tiene mayor radio iónico. 3. a) Justifique cómo es el tamaño de un átomo con respecto a su anión y con respecto a su catión. b) Explique qué son especies isoelectrónicas y clasifique las siguientes según esta categoría:

Cl ; N3 ; Al3+ ; K+ ; Mg2+. 4. Indique el máximo número de electrones de un átomo que pueden tener los siguientes números cuánticos, asigne los restantes y especifique los orbitales en los que pueden encontrarse los electrones. a) n = 2; s = +½ b) n = 3; l = 2

c) n = 4; l = 3; m = 2

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5. a) ¿Qué caracteriza, desde el punto de vista de la configuración electrónica, a un metal de transición? b) Indique la configuración electrónica del ion hierro(II) y justifique la existencia de ese estado de oxidación. c) ¿Por qué existen siete clases de orbitales f? 6. a) Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas 1s2 2s2 2p6 y 1s2 2s2 2p6 3s1. La primera energía de ionización de uno es 2080 kJ/mol y la del otro 496 kJ/mol. Asigne cada uno de estos valores a cada una de las configuraciones electrónicas y justifique la elección. b) La segunda energía de ionización del átomo de helio ¿Será mayor, menor o igual que la energía de ionización del átomo de hidrógeno? 1. a) Escriba las configuraciones electrónicas de los átomos de Na y Mg. b) Justifique por qué el valor de la primera energía de ionización es mayor para el magnesio que para el sodio. c) Justifique por qué el valor de la segunda energía de ionización es mayor para el átomo de sodio que para el de magnesio. 2. El número de protones de los núcleos de cinco elementos es:

A: 2 B: 11 C: 9 D: 12 E: 13 Justifique mediante la configuración electrónica, el elemento que: a) Es un gas noble. b) Es el más electronegativo. c) Pertenece al grupo 1 del Sistema Periódico. 3. Un átomo X en estado excitado presenta la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p2 3s1. a) ¿De qué elemento se trata? b) Indique los números cuánticos de cada uno de los electrones desapareados de X en su estado fundamental. 4. Considere las siguientes configuraciones electrónicas:

1) 1s2 2s2 2p7 ; 2) 1s2 2s3 ; 3) 1s2 2s2 2p5 ; 4) 1s2 2s2 2p6 3s1 a) Razone cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli. b) Justifique el estado de oxidación del ion más probable de los elementos cuya configuración sea correcta. 5. Los números atómicos de los elementos A, B, C y D son 12, 14, 17 y 37, respectivamente.

a) Escriba las configuraciones electrónicas de A2 y D. b) Comparando los elementos A, B y C, razone cuál tiene mayor radio. c) Razone cuál de los cuatro elementos tiene mayor energía de ionización. 6. Considere los elementos Be, O, Zn y Ar. a) Escriba las configuraciones electrónicas de los átomos anteriores. b) ¿Cuántos electrones desapareados presentan cada uno de esos átomos? c) Escriba las configuraciones electrónicas de los iones más estables que puedan formar.

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1. Indique razonadamente la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Un electrón situado en un orbital 2p podría representarse por los siguientes números cuánticos (2, 1, 0, ½). b) Un elemento químico que presenta propiedades químicas semejantes al carbono tiene de configuración electrónica de su capa de valencia ns2 np2. c) Si un elemento químico que pertenece al grupo 2 pierde dos electrones adquiere una configuración electrónica en su capa de valencia correspondiente al grupo 18. 2. Escriba la configuración electrónica correspondiente al estado fundamental de: a) El gas noble del tercer periodo. b) El elemento del cuarto periodo con mayor radio atómico. c) El elemento del grupo 15 con mayor electronegatividad. 3. Indique razonadamente: a) Cómo evoluciona la primera energía de ionización de los elementos de un mismo periodo al aumentar el número atómico. b) Si el radio del ion cloruro será mayor o menor que el radio atómico del cloro.

c) Qué tienen en común el Na y el O2.

4. Para el ion fluoruro (Z 9) del isótopo cuyo número másico es 19: a) Indique el número de protones, electrones y neutrones. b) Escriba su configuración electrónica. c) Indique los valores de los números cuánticos de uno de los electrones externos. 5. Dados los elementos A, B y C de números atómicos 9, 12 y 14, respectivamente, indique razonadamente: a) La configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Grupo y periodo que ocupan en la tabla periódica. c) El orden creciente de electronegatividad. 6. Indique razonadamente: a) La posición en el sistema periódico y el estado de oxidación más probable de un elemento cuyos electrones de mayor energía poseen la configuración 3s2. b) Si un elemento de configuración electrónica de su capa de valencia 4s2p5 es un metal o no metal. c) Por qué en los halógenos la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico del elemento. 1. Para los siguientes elementos Na, P, S y Cl, diga razonadamente cuál es: a) El de menor energía de ionización. b) El de mayor afinidad electrónica. c) El de mayor radio atómico.

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2. Dados los elementos Ca, S y Br: a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Justifique a partir de la configuración electrónica de su última capa cuáles de estos iones se

formarán y cuáles no: Ca2+, S2, Br2.

c) Explique qué especie tendrá mayor radio S o S2. ¿Y en el caso de Ca y Ca2? 3. Un átomo A tiene 35 electrones, 35 protones y 45 neutrones y otro átomo B posee 20 electrones, 20 protones y 20 neutrones. a) Indique el número atómico y el número másico de cada uno de ellos. b) Justifique cuál de los dos átomos es más electronegativo. c) Indique, razonadamente, cuál es el ion más estable de cada uno de ellos y escriba la configuración electrónica de ambos iones. 4. Dado los elementos Cl, K y Ar, ordene razonadamente: a) Los elementos de menor a mayor radio. b) Los elementos de menor a mayor potencial ionización. c) Los iones que se obtienen del Cl y K por orden creciente de su radio iónico. 5. Los elementos X, Y, Z tienen las siguientes configuraciones:

X: 1s2 2s2 2p1 ; Y: 1s2 2s2 2p5 ; Z: 1s2 2s2 2p6 3s2. Indique razonadamente: a) El grupo y periodo en el que se encuentran. b) El que tiene mayor energía de ionización. c) Los números cuánticos de los electrones desapareados. 1. Responda a las siguientes cuestiones justificando la respuesta. a) ¿En qué grupo y en qué periodo se encuentra el elemento cuya configuración electrónica termina en 4f14 5d5 6s2? b) ¿Es posible el siguiente conjunto de números cuánticos (1, 1, 0 ½)? c) ¿La configuración electrónica 1s2 2s2 2p5 3s2 pertenece a un átomo en su estado fundamental? 2. Dados dos elementos del tercer periodo, A y B, con 5 y 7 electrones de valencia, respectivamente, razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) A tiene menor energía de ionización. b) B tiene mayor radio atómico.

c) El par de electrones del enlace AB se encuentra desplazado hacia A. 3. Escriba la configuración electrónica de: a) Un átomo neutro de número atómico 35.

b) El ion F. c) Un átomo neutro con 4 electrones de valencia, siendo los números cuánticos principal (n) y

secundario (l) de su electrón diferenciador n 2 y l = 1.

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4. El número atómico de dos elementos A y B es 17 y 21, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica en estado fundamental y el símbolo de cada uno. b) Escriba el ion más estable de cada uno. c) ¿Cuál de esos dos iones posee mayor radio? Justifique la respuesta. 5. Razone si las siguientes afirmaciones sobre el átomo de neón y el ion óxido, son verdaderas o falsas: a) Ambos poseen el mismo número de electrones. b) Contienen el mismo número de protones. c) El radio del ion óxido es mayor que el del átomo de neón. 6. Conteste de forma razonada a las cuestiones acerca de los elementos que poseen las siguientes configuraciones electrónicas:

A = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ; B = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 a) ¿A qué grupo y a qué periodo pertenecen? b) ¿Qué elemento se espera que posea una mayor energía de ionización? c) ¿Qué elemento tiene un radio atómico menor?

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS: Pág. 31: Actividades 3, 4, 5, 6 Pág. 50: 41 NATURALEZA DUAL DE LA LUZ Y MODELO DE BÖHR: Pág. 33: Actividad 7 Pág. 35: Actividad 10 Ejercicio resuelto 2 Pág. 51: 44, 46 Pág. 49: Ejercicio resuelto 17 NÚMEROS CUÁNTICOS: NIVELES DE ENERGÍA, SUBNIVELES Y ORBITALES: Pág. 41: Actividades 16, 17, 18 Ejercicio resuelto 8 Pág. 44: Actividades 19, 21, 22, 23 Ejercicios resueltos 10, 11 Pág. 51: 55, 56, 57 Pág. 52: 59, 60, 62, 63 CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS: Pág. 45: Actividad 24 Pág. 46: Actividades 25, 26 Ejercicio resuelto 12 Pág. 47: Actividades 28, 30, 31 Ejercicio resuelto 13 Pág. 48: Ejercicio resuelto 14


Pág. 51: 58 Pág. 52: 64, 65, 66, 67, 68 LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL: Pág. 59: Ejercicio resuelto 1 Pág. 60: Actividades 9, 10 Ejercicio resuelto 2 Pág. 61: Actividades 11, 12 Pág. 72: 34, 35, 36, 37 PROPIEDADES PERIÓDICAS: Pág. 63: Actividades 13, 14, 16 Ejercicio resuelto 4 Pág. 64: Actividades 17, 18 Pág. 65: Actividades 19, 20 Ejercicio resuelto 5 Pág. 66: Actividades 22, 24 Pág. 67: Actividades 25, 26, 27 Ejercicio resuelto 6 Pág. 68: Ejercicios resueltos 7, 8, 9 Pág. 69: Ejercicios resueltos 10, 11, 12 Pág. 70: Ejercicios resueltos 13, 14, 15 Pág. 71: Ejercicios resueltos 16, 17 Pág. 73: 39, 40, 41, 42, 43, 44, 45, 46, 51, 52, 53, 54 Pág. 74: 56, 60, 62, 65

1. a) Haga un esquema del ciclo de Born-Haber para el NaCl. b) Calcule la energía reticular del NaCl (s), a partir de los siguientes datos: Entalpía de sublimación del sodio = 108 kJ/mol Entalpía de disociación del cloro = 243’2 kJ/mol Entalpía de ionización del sodio = 495’7 kJ/mol

Afinidad electrónica del cloro = 348 kJ/mol

Entalpía de formación del cloruro de sodio = 401'8 kJ/mol. 2. La tabla que sigue corresponde a los puntos de fusión de distintos sólidos iónicos: Considerando los valores anteriores: a) Indique cómo variará la energía reticular en este grupo de compuestos. b) Razone cuál es la causa de dicha variación. 3. a) Escriba la estructura de Lewis para las moléculas NF3 y CF4. b) Dibuje la geometría de cada molécula según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) Considerando las geometrías moleculares, razone acerca de la polaridad de ambas moléculas. Números atómicos: C = 6; N = 7; F = 9 4. Los elementos A, B, C y D pertenecen al mismo periodo y tienen 1, 3, 5 y 7 electrones de valencia, respectivamente. Indique, razonando la respuesta: a) Qué elemento tiene la energía de ionización más alta y cuál la más baja. b) Qué fórmulas tendrán los compuestos A-D y B-D. c) Si el compuesto formado por C y D será iónico o covalente. 5. Dadas las especies químicas H2S y PH3: a) Represéntelas mediante diagramas de Lewis. b) Prediga la geometría de las especies anteriores según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) Indique la hibridación que presenta el átomo central en cada especie.

EJERCICIOS TEMA 3 ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS

Compuesto NaF NaCl NaBr NaI

Punto de fusión (ºC) 980 801 755 651

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1. Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O. a) Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos. b) Ordene los compuestos anteriores de menor a mayor punto de ebullición. Justifique las respuestas. 2. Cuatro elementos se designan arbitrariamente como A, B, C y D. Sus electronegatividades se muestran en la tabla siguiente: Si se forman las moléculas AB, AC, AD y BD: a) Clasifíquelas en orden creciente por su carácter covalente. Justifique la respuesta. b) ¿Cuál será la molécula más polar? Justifique la respuesta. 3. Dadas las siguientes moléculas: CCl4, BF3 y PCl3 a) Represente sus estructuras de Lewis. b) Prediga la geometría de cada una de ellas según la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) Indique la polaridad de cada una de las moléculas. 4. En función del tipo de enlace explique por qué: a) El NH3 tiene un punto de ebullición más alto que el CH4. b) El KCl tiene un punto de fusión mayor que el Cl2. c) El CH4 es insoluble en agua y el KCl es soluble. 5. Dadas las siguientes moléculas: SiH4, NH3 y BeH2. a) Represente sus estructuras de Lewis. b) Prediga la geometría de cada una de ellas según la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) Indique la hibridación del átomo central. 1. a) Represente el ciclo de Born-Haber para el fluoruro de litio. b) Calcule el valor de la energía reticular del fluoruro de litio sabiendo: Entalpía de formación del LiF (s) = –594’1 kJ/mol Energía de sublimación del litio = 155’2 kJ/mol Energía de disociación del F2 = 150’6 kJ/mol Energía de ionización del litio = 520’0 kJ/mol Afinidad electrónica del flúor = –333’0 kJ/mol. 2. Dadas las sustancias PCl3 y CH4 : a) Represente sus estructuras de Lewis. b) Prediga la geometría de las moléculas anteriores según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) Indique la hibridación que presenta el átomo central en cada caso.

Elemento A B C D

Electronegatividad 3,0 2,8 2,5 2,1

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3. Explique, en función del tipo de enlace que presentan, las siguientes afirmaciones: a) El cloruro de sodio es soluble en agua. b) El hierro es conductor de la electricidad. c) El metano tiene bajo punto de fusión. 4. Dadas las sustancias: NH3 y H2O a) Represente sus estructuras de Lewis. b) Prediga la geometría de las moléculas anteriores mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) Indique la hibridación del átomo central en cada caso. 5. a) ¿Cuál es la geometría de la molécula BCl3? b) ¿Es una molécula polar? c) ¿Es soluble en agua? Justifique las respuestas. 6. a) ¿Por qué el H2 y el I2 no son solubles en agua y el HI sí lo es? b) ¿Por qué la molécula BF3 es apolar, aunque sus enlaces estén polarizados? 1. Justifique las siguientes afirmaciones: a) A 25º C y 1 atm, el agua es un líquido y el sulfuro de hidrógeno es un gas. b) El etanol es soluble en agua y el etano no lo es. c) En condiciones normales el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo es sólido. 2. a) Represente la estructura de Lewis de la molécula NF3. b) Prediga la geometría de esta molécula según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) Justifique si la molécula de NF3 es polar o apolar. 3. Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Los metales son buenos conductores de la electricidad. b) Todos los compuestos de carbono presentan hibridación sp3. c) Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica en estado sólido. 4. Para las moléculas BCl3 y NH3, indique: a) El número de pares de electrones sin compartir de cada átomo central. b) La hibridación del átomo central. c) La geometría de cada molécula según la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. 5. Dadas las especies químicas H2S, PH3 y CCl4, indique: a) La estructura de Lewis de cada molécula. b) La geometría de cada molécula según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) La hibridación que presenta el átomo central de cada una de ellas.

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1. a) Escriba el ciclo de Born-Haber para el KCl. b) ¿Cómo explica el hecho de que los metales sean conductores de la electricidad? 2. En los siguientes compuestos: BCl3, SiF4 y BeCl2. a) Justifique la geometría de estas moléculas mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. b) ¿Qué orbitales híbridos presenta el átomo central? 3. A partir de los átomos A y B cuyas configuraciones electrónicas son, respectivamente,

1s2 2s2 2p2 y 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 a) Explique la posible existencia de las moléculas: AB, B2 y AB4. b) Justifique la geometría de la molécula AB4. c) Discuta la existencia o no de momento dipolar en AB4. 4. Comente, razonadamente, la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas: a) Un hilo de cobre. b) Un cristal de Cu(NO3)2. c) Una disolución de Cu(NO3)2.

5. Dadas las especies: H2O, NH4 y PH3

a) Represéntelas mediante estructuras de Lewis. b) Justifique su geometría mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.

1. Teniendo en cuenta la energía reticular de los compuestos iónicos, conteste razonadamente: a) ¿Cuál de los siguientes compuestos tendrá mayor dureza: LiF o KBr? b) ¿Cuál de los siguientes compuestos será más soluble en agua: MgO o CaS? 2. Dadas las especies químicas Cl2, HCl y CCl4 : a) Indique el tipo de enlace que existirá en cada una. b) Justifique si los enlaces están polarizados. c) Razone si dichas moléculas serán polares o apolares. 3. Dadas las moléculas CF4 y NH3 : a) Represéntelas mediante estructuras de Lewis. b) Justifique su geometría mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) Indique la hibridación del átomo central. 4. Dadas las siguientes especies químicas: CH3OH, CH4 y NH3 a) Indique el tipo de enlace que existe dentro de cada una. b) Ordénelas, justificando la respuesta, de menor a mayor punto de fusión. c) Razone si serán solubles en agua.

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1. a) ¿Qué se entiende por energía reticular? b) Represente el ciclo de Born-Haber para el bromuro de sodio. c) Exprese la entalpía de formación (∆Hf) del bromuro de sodio en función de las siguientes variables: la energía de ionización (I) y el calor de sublimación (S) del sodio, la energía de disociación (D) y la afinidad electrónica (AE) del bromo y la energía reticular (U) del bromuro de sodio. 2. Supongamos que los sólidos cristalinos CsBr, NaBr y KBr cristalizan con el mismo tipo de red. a) Ordénelos de mayor a menor según su energía reticular. Razone la respuesta. b) Justifique cuál de ellos será menos soluble. 3. Dadas las moléculas de BCl3 y H2O a) Deduzca la geometría de cada una mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. b) Justifique la polaridad de las mismas. 4. Dadas las moléculas BF3 y PF3 a) ¿Son polares los enlaces boro-flúor y fósforo-flúor? Razone la respuesta. b) Prediga su geometría a partir de la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) ¿Son polares esas moléculas? Justifique su respuesta. 1. Explique: a) Por qué el cloruro de hidrógeno disuelto en agua conduce la corriente eléctrica. b) La poca reactividad de los gases nobles. c) La geometría molecular del tricloruro de boro. 2. Dadas las siguientes moléculas: F2 , CS2 , C2H4 , C2H2 , H2O y NH3 . Indique en cuál o cuáles: a) Todos los enlaces son simples. b) Existe algún doble enlace. c) Existe algún triple enlace. 3. a) Represente la estructura de la molécula de agua mediante el diagrama de Lewis. b) Deduzca la geometría de la molécula de agua mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) ¿Por qué a temperatura ambiente el agua es líquida mientras que el sulfuro de hidrógeno, de mayor masa molecular, es gaseoso?

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1. Indique, razonadamente, cuántos enlaces y cuántos tienen las siguientes moléculas a) Hidrógeno. b) Nitrógeno. c) Oxígeno. 2. Deduzca, según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia, la geometría de las siguientes moléculas e indique la polaridad de las mismas: a) Amoniaco. b) Tricloruro de boro. c) Metano. 3. Indique qué tipo de enlace hay que romper para: a) Fundir cloruro de sodio. b) Vaporizar agua. c) Vaporizar n-hexano. 4. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Algunas moléculas covalentes son polares. b) Los compuestos iónicos, cuando están fundidos o en disolución, son buenos conductores de la electricidad. c) El agua tiene el punto de ebullición más elevado que el resto de los hidruros de los elementos del grupo 16. 1. Dada la molécula de tetracloruro de carbono: a) Represéntela mediante estructura de Lewis. b) ¿Por qué la molécula es apolar si los enlaces están polarizados? c) ¿Por qué a temperatura ambiente el tetracloruro de carbono es líquido y el tetrayoduro de carbono es sólido? 2. a) Justifique la naturaleza del enlace que se formará cuando el oxígeno se combine con calcio. b) Justifique la naturaleza del enlace que se formará cuando el oxígeno se combine con hidrógeno. c) ¿Cuál de los dos compuestos formados tendrá mayor punto de fusión? Razone la respuesta. 3. Para la molécula GeH4 : a) Establezca su geometría mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. b) Indique la hibridación del átomo central. c) Ordene, de forma razonada, de menor a mayor punto de fusión los compuestos CH4 y GeH4. 4. Razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) La molécula de BF3 es apolar aunque sus enlaces están polarizados. b) El cloruro de sodio tiene menor punto de fusión que el cloruro de cesio. c) El cloruro de sodio sólido no conduce la corriente eléctrica y el cobre sí.

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1. Supongamos que los sólidos cristalinos NaF, KF y LiF cristalizan en el mismo tipo de red. a) Escriba el ciclo de Born-Haber para el NaF. b) Razone cómo varía la energía reticular de las sales mencionadas. c) Razone cómo varían las temperaturas de fusión de las citadas sales. 2. Dadas las moléculas PH3 y Cl2O : a) Represente sus estructuras de Lewis. b) Establezca sus geometrías mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) Indique la hibridación del átomo central. 3. Para la molécula CH3Cl : a) Establezca su geometría mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. b) Razone si es una molécula polar. c) Indique la hibridación del átomo central. 4. En función del tipo de enlace explique por qué: a) Una disolución acuosa de Cu(NO3)2 conduce la electricidad. b) El SiH4 es insoluble en agua y el NaCl es soluble. c) El punto de fusión del etano es bajo. 5. Dadas las siguientes sustancias: Cu, CaO y I2 , indique razonadamente: a) Cuál conduce la electricidad en estado líquido pero es aislante en estado sólido. b) Cuál es un sólido que sublima fácilmente. c) Cuál es un sólido que no es frágil y se puede estirar en hilos o láminas. 1. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Por qué a 25 ºC y 1 atm el agua es un líquido y el sulfuro de hidrógeno es un gas. b) Qué compuesto será más soluble en agua, el yoduro de sodio o el yoduro de cesio. c) Discuta la polaridad de las moléculas de NH3 y de yodo molecular, respectivamente. 2. Dadas las especies Cl2, KCl, Fe y H2O : a) Indique el tipo de enlace que presenta cada una. b) ¿Qué tipo de interacción hay que vencer para fundirlas cuando están en estado sólido? c) Razone qué especies conducirán la corriente eléctrica en estado sólido, cuáles lo harán en estado fundido y cuáles no conducirán la corriente en ningún caso. 1. Dados los siguientes compuestos NaF, CH4 y CH3OH : a) Indique el tipo de enlace. b) Ordene de mayor a menor según su punto de ebullición. Razone la respuesta. c) Justifique la solubilidad o no en agua.

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2. Para las moléculas: H2O , CHCl3 y NH3 . Indique, justificando la respuesta: a) El número de pares de electrones sin compartir del átomo central. b) La geometría de cada molécula según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. c) La polaridad de cada molécula. 3. En las siguientes moléculas, H2S ; N2 y CH3OH : a) Represéntelas mediante un diagrama de Lewis. b) Justifique razonadamente la polaridad de las moléculas. c) Identifique las fuerzas intermoleculares que actuarán cuando se encuentran en estado líquido. 1. a) Establezca el ciclo termoquímico de Born-Haber para la formación de CaCl2 (s). b) Calcule la afinidad electrónica del cloro.

Datos: Entalpía de formación del CaCl2 (s) = 748 kJ/mol; Energía de sublimación del calcio = 178,2 kJ/mol; Primer potencial de ionización del calcio = 590 kJ/mol; Segundo potencial de

ionización del calcio = 1145 kJ/mol; Energía de disociación del enlace ClCl = 243 kJ/mol; Energía reticular del CaCl (s) = 2258 kJ/mol. 2. Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿En la molécula de N2 hay algún enlace múltiple? b) ¿Puede una molécula triatómica (AB2) ser lineal? c) ¿Por qué el punto de fusión del BaO es mayor que el del BaCl2? 3. Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿Por qué el momento dipolar del hidruro de berilio es nulo y el del sulfuro de hidrógeno no lo es? b) ¿Es lo mismo “enlace covalente polar” que “enlace covalente dativo o coordinado”? c) ¿Por qué es más soluble en agua el etanol que el etano? 1. Razone si los siguientes enunciados son verdaderos o falsos: a) Los compuestos covalentes conducen la corriente eléctrica. b) Todos los compuestos covalentes tienen puntos de fusión elevados. c) Todos los compuestos iónicos, disueltos en agua, son buenos conductores de la electricidad. 2. Explique razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El agua pura no conduce la electricidad. b) El NaCl en estado sólido conduce la electricidad. c) La disolución formada por NaCl en agua conduce la electricidad. 3. Para las siguientes moléculas: NH3 y BeH2 a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Justifique la polaridad de las mismas. c) Razone si alguna de las moléculas anteriores puede formar enlaces de hidrógeno.

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4. Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El etano tiene un punto de ebullición más alto que el etanol. b) El tetracloruro de carbono es una molécula apolar. c) El MgO es más soluble en agua que el BaO.

ENLACE COVALENTE Y FUERZAS INTERMOLECULARES Pág. 83: Actividades 8, 9, 10, 11, 12 Pág. 86: Actividad 15 Pág. 89: Actividades 17, 18, 19 Ejercicio resuelto 11 Pág. 90: Actividades 20, 21 Pág. 91: Actividad 22 Ejercicio resuelto 12 Pág. 93: Actividad 26 Ejercicio resuelto 13 Pág. 94: Ejercicio resuelto 14 Pág. 95: Actividad 28 Ejercicio resuelto 15 Pág. 97: Actividad 33 Pág. 99: Ejercicio resuelto 23 Pág. 100: Ejercicios resueltos 24, 25, 26 Pág. 101: Ejercicios resueltos 28, 29 Pág. 102: 42, 43, 44, 45, 46 Pág. 103: 50, 51, 57, 59, 60, 61, 63, 64 Pág. 104: 65, 66, 67, 70 ENLACE IÓNICO Pág. 113: Actividad 8 Ejercicio resuelto 2 Pág. 115: Actividades 12, 13 Pág. 121: Ejercicio resuelto 3 Pág. 126: 25, 27, 29, 34, 35, 36, 37, 39, 40 Pág. 127: 41, 42, 43, 44, 46, 47, 48 ENLACE METÁLICO Pág. 128: 60, 61, 62, 63, 64, 65


1. Defina serie homologa e indique cuáles de los siguientes compuestos pertenecen a la misma serie que CH3OH a) CH3CH2CH2CH2OH b) CH3CH2OH c) CH3COOH 2. Dados los siguientes compuestos orgánicos: CH3CH2CH3 ; CH3OH; CH3CH=CH2 . Indique razonadamente: a) ¿Cuál es soluble en agua? b) ¿Cuáles son hidrocarburos? c) ¿Cuál presenta reacciones de adición? 3. Complete y ajuste las siguientes reacciones orgánicas:

a) CH3CH2COOH + CH3CH2OH

b) CH3CH=CH + H2

c) C4H10 + O2 4. Complete las siguientes reacciones e indique el tipo de reacción (adición, eliminación o sustitución) a que corresponden.

a) CH3CH=CH + H2O

b) C6H6 (benceno) + HNO3 (medio H2SO4)

c) CH3CHBrCH3 (medio KOH) HBr + 5. Complete las siguientes reacciones y ajuste la de combustión:

a) CH3CH3 + Cl2 (luz)

b) C3H8 + O2 (calor)

c) CH3CH2OH (medio H2SO4, calor) 1. Indique el tipo de hibridación que presenta cada uno de los átomos de carbono en las siguientes moléculas:

a) CH3CCCH3 b) CH3CH=CHCH3 c) CH3CH2CH2CH3

EJERCICIOS TEMA 4 LA QUÍMICA DEL CARBONO

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2. Dadas las moléculas CH4 , C2H2 , C2H4 , razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) En la molécula C2H4 los dos átomos de carbono presentan hibridación sp3. b) El átomo de carbono de la molécula CH4 posee hibridación sp3. c) La molécula de C2H2 es lineal. 3. Las fórmulas moleculares de tres hidrocarburos lineales son: C3H6 , C4H10 y C5H12 . Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Los tres pertenecen a la misma serie homóloga. b) Los tres presentan reacciones de adición. c) Los tres poseen átomos de carbono con hibridación sp3. 4. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) El punto de ebullición del butano es menor que el de butan-1-ol. b) La molécula CHCl3 posee una geometría tetraédrica con el átomo de carbono ocupando la posición central. c) El etano es más soluble en agua que el etanol. 5. Ponga un ejemplo de cada una de las siguientes reacciones: a) Adición a un alqueno. b) Sustitución en un alcano. c) Deshidratación de un alcohol. 6. Complete las siguientes reacciones e indique el tipo al que pertenecen:

a) CH≡CH + HCl

b) BrCH2CH2Br (medio KOH, etanol) 2 KBr +

c) CH3CH2CH3 + Cl2 (hν) 7. Complete las siguientes reacciones e indique de qué tipo son:

a) CH2=CHCH3 + HBr

b) CH3CH2CH3 + Cl2 (hν)

c) CH≡CH + H2 (Pt / Pd) 1. a) Defina serie homóloga. b) Escriba la fórmula de un compuesto que pertenezca a la misma serie homóloga de cada uno de los que aparecen a continuación: CH3CH3 ; CH3CH2CH2OH ; CH3CH2NH2 . 2. Dados los compuestos: butan-2-ol y 3-metilbutan-1-ol, responda, razonadamente, a las siguientes cuestiones: a) ¿Son isómeros entre sí? b) ¿Presenta alguno de ellos isomería óptica? 3. Los compuestos CH3CH2OH y CH3CH2CH3 tienen masas moleculares similares. Indique, justificando la respuesta: a) Cuál tiene mayor punto de fusión. b) Cuál de ellos puede experimentar una reacción de eliminación y escríbala.

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4. Complete las siguientes reacciones y ajuste la que corresponda a una combustión:

a) CH3CH=CHCH3 + H2

b) CH3CH3 + O2

c) CH4 + Cl2 (hν) 5. Ponga un ejemplo de los siguientes tipos de reacciones: a) Reacción de adición a un alqueno. b) Reacción de sustitución en un alcano. c) Reacción de eliminación de HCl en un cloruro de alquilo. 1. Defina los siguientes conceptos y ponga un ejemplo de cada uno de ellos: a) Serie homóloga. b) Isomería de cadena. c) Isomería geométrica. 2. Dados los siguientes compuestos: CH3COOCH2CH3, CH3CONH2, CH3CHOHCH3 y CH3CHOHCOOH a) Identifique los grupos funcionales presentes en cada uno de ellos. b) ¿Alguno posee átomos de carbono asimétrico? Razone su respuesta. 3. Explique uno de los tipos de isomería que pueden presentar los siguientes compuestos y represente los correspondientes isómeros: a) CH3COCH3 b) CH3CH2CH2CH3 c) CH3CHFCOOH 4. Complete las siguientes reacciones orgánicas e indique de qué tipo son:

a) CH3CH2CH2OH (medio H2SO4, calor)

b) CH3CH2CH=CH2 + HI

c) C6H6 (benceno) + HNO3 (medio H2SO4) 5. Complete las siguientes reacciones orgánicas e indique de qué tipo son:

a) CH2=CH2 + H2 (catalizador)

b) CH3CH3 + Cl (luz)

c) CH3OH + O2 1. Las fórmulas moleculares de tres hidrocarburos lineales son: C2H4 ; C3H8 y C4H10 . Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Los tres pertenecen a la misma serie homóloga. b) Los tres experimentan reacciones de sustitución. c) Sólo uno de ellos tiene átomos de carbono con hibridación sp2.

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2. Dados los compuestos orgánicos: CH3CH3 ; CH3OH y CH2=CHCH3 a) Explique la solubilidad en agua de cada uno de ellos. b) Indique cuáles son hidrocarburos. c) ¿Puede experimentar alguno de ellos reacciones de adición? En tal caso, escriba una. 3. Defina los siguientes conceptos y ponga un ejemplo de cada uno de ellos: a) Isomería de función. b) Isomería de posición. c) Isomería óptica. 4. Complete las siguientes reacciones orgánicas e indique de qué tipo son:

a) CH4 + Cl2 (luz)

b) CH2=CHCH3 + H2 (catalizador)

c) CH3CH2CH2Br (medio KOH, etanol) 5. Complete las siguientes reacciones e indique de qué tipo son:

a) CH2=CH2 + Br2

b) CH3CH3 + O2

c) C6H6 (benceno) + Cl2 (medio AlCl3) 1. a) Escriba las estructuras de los isómeros de posición del pentan-1-ol. b) Represente tres isómeros de fórmula molecular C8H18 . 2. Para el eteno indique: a) La geometría de la molécula. b) La hibridación que presentan los orbitales de los átomos de carbono. c) Escriba la reacción de combustión ajustada de este compuesto. 3. Considere las siguientes moléculas: CH3CHOHCH3 ; CH3COCH3 ; CH3CONH2 ; CH3COOCH3 a) Identifique sus grupos funcionales. b) ¿Cuál de estos compuestos daría propeno mediante una reacción de eliminación? Escriba la reacción. 4. a) Defina carbono asimétrico. b) Señale el carbono asimétrico, si lo hubiere, en los siguientes compuestos: CH3CHOHCOOH , CH3CH3NH2 , CH2=CClCH2CH3 , CH3CHBrCH2CH3 5. Complete las siguientes reacciones:

a) CH2=CHCH3 + HBr

b) CH3CH2CH3 + Cl2 (luz

c) CH2=CHCH2CH3 + H2O 6. Complete las siguientes reacciones y ajuste la de combustión:

a) CH3CH2CH3 + O2

b) CH3C≡CH + HCl

c) CH2=CHCH3 + H2O

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1. a) ¿Cuál es el alcano más simple que presenta isomería óptica? b) Razone por qué la longitud del enlace entre los átomos de carbono en el benceno es 1’40 Å, sabiendo que en el etano es 1’54 Å y en el eteno es 1’34 Å. 2. Señale el tipo de isomería existente entre los compuestos de cada uno de los apartados siguientes: a) CH3CH2CH2OH y CH3CHOHCH3 b) CH3CH2OH y CH3OCH3 c) CH3CH2CH2CHO y CH3CH(CH3)CHO 3. Utilizando un alqueno como reactivo, escriba: a) La reacción de adición de HBr. b) La reacción de combustión ajustada. c) La reacción que produzca el correspondiente alcano. 4. Razone las siguientes cuestiones: a) ¿Puede adicionar halógenos un alcano? b) ¿Pueden experimentar reacciones de adición de haluros de hidrógeno los alquenos? c) ¿Cuáles serían los posibles derivados diclorados del benceno? 1. Para los siguientes compuestos: CH3CH3 ; CH2=CH2 y CH3CH2OH a) Indique cuál o cuáles son hidrocarburos. b) Razone cuál será más soluble en agua. c) Explique cuál sería el compuesto con mayor punto de ebullición. 2. Escriba: a) Un isómero de cadena de CH3CH2CH=CH2 b) Un isómero de función de CH3OCH2CH3 c) Un isómero de posición de CH3CH2CH2CH2COCH3

3. Escriba: a) Dos hidrocarburos saturados que sean isómeros de cadena entre sí. b) Dos alcoholes que sean entre sí isómeros de posición. c) Un aldehído que muestre isomería óptica. 4. Indique los productos que se obtienen en cada una de las siguientes reacciones:

a) CH2=CHCH3 + Cl2

b) CH2=CHCH3 + HCl

c) CH2=CHCH3 + O2 5. Complete las siguientes reacciones químicas:

a) CH3CH3 + O2

b) CH3CHOHCH3 (medio KOH, etanol)

c) CH≡CH + 2 Br2

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1. Dados los compuestos: (CH3)2CHCOOCH3 ; CH3OCH3 ; CH2=CHCHO a) Identifique y nombre la función que presenta cada uno. b) Razone si presentan isomería cis-trans. c) Justifique si presentan isomería óptica. 2. Para cada compuesto, formule: a) Los isómeros cis-trans de CH3CH2CH=CHCH3 b) Un isómero de función de CH3OCH2CH3 c) Un isómero de posición del derivado bencénico C6H4Cl2 3. Indique el compuesto orgánico que se obtiene en las siguientes reacciones químicas:

a) CH2=CH2 + Br2

b) C6H6 (benceno) + Cl2 (catalizador)

c) CH3CHClCH3 (medio KOH, etanol) 4. Para el compuesto CH3CH=CHCH3 escriba: a) La reacción con HBr. b) La reacción de combustión. c) Una reacción que produzca CH3CH2CH2CH3 5. Indique el producto que se obtiene en cada una de las siguientes reacciones:

a) CH2=CHCH3 + Cl2

b) CH2=CHCH3 + HCl

c) C6H6 (benceno) + HNO3 (medio H2SO4) 1. Dados los compuestos CH3OH, CH3CH=CH2 y CH3CH=CHCH3 , indique razonadamente: a) Los que puedan presentar enlace de hidrógeno. b) Los que puedan experimentar reacciones de adición. c) Los que puedan presentar isomería geométrica. 2. Indique los compuestos principales que se obtienen cuando el propeno reacciona con: a) Agua en presencia de ácido sulfúrico b) Cloro c) Cloruro de hidrógeno Escriba las reacciones correspondientes

3. a) Complete la reacción: 1 mol CHCH + 1 mol Cl2 b) Escriba la fórmula desarrollada de los isómeros que se forman. c) ¿Qué tipo de isomería presentan estos compuestos?

4. Dado 1 mol de HCCCH2CH3 escriba el producto principal que se obtiene en la reacción con: a) Un mol de H2 b) Dos moles de Br2 c) Un mol de HCl

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1. Para el compuesto ácido pent-2-enoico, escriba: a) La fórmula de un isómero que contenga la función cetona. b) La pareja de moléculas de este ácido que son isómeros cis-trans. c) La fórmula de un isómero de cadena de este ácido. 2. Indique los reactivos adecuados para realizar las siguientes transformaciones:

a) CH3CH2COOH CH3CH2COOCH3

b) CH2=CHCH2Cl CH3CH2CH2Cl

c) CH2=CHCH2Cl ClCH2CHClCH2Cl 3. Complete las siguientes reacciones e indique el tipo al que pertenecen:

a) C6H6 + Cl2 (AlCl3)

b) CH2=CH2 + H2O (medio H2SO4)

c) CH3CH2OH + H2SO4 (concentrado) 4. a) Escriba la ecuación de la reacción de adición de un mol de cloro a un mol de etino. b) Indique la fórmula desarrollada de los posibles isómeros obtenidos en el apartado anterior. c) ¿Qué tipo de isomería presentan los compuestos anteriores? 5. Dados los compuestos orgánicos: CH3OH, CH3CH=CH2 y CH3CH=CHCH3, indique razonadamente: a) Los que pueden formar enlaces de hidrógeno. b) Los que pueden experimentar reacciones de adición. c) Los que presentan isomería geométrica. 1. Escriba la fórmula desarrollada de cada uno de los siguientes compuestos y nombre el grupo funcional que presentan. a) CH3CH2CHO b) CH3CH2CONH2 c) CH3CH2COOCH2CH3 2. Escriba un compuesto que se ajuste a las siguientes condiciones: a) Un alcohol primario de cuatro carbonos conteniendo átomos con hibridación sp2 b) Un aldehído de tres carbonos conteniendo átomos con hibridación sp. c) Un ácido carboxílico de tres carbonos que no contenga carbonos con hibridación sp3 3. a) Represente las fórmulas desarrolladas de los dos isómeros geométricos del but-2-eno. b) Escriba un isómero de función del propanal. c) Razone si el compuesto butan-2-ol presenta isomería óptica.

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4. Dada la siguiente transformación química: HCCCH2CH3 + x A B Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Cuando x = 2 y A = Cl2 el producto B presenta isomería geométrica. b) Cuando x = 1 y A = H2 el producto B presenta isomería geométrica. c) Cuando x = 1 y A = Br2 el producto B presenta isomería geométrica. 5. Dados los reactivos: H2 , H2O/H2SO4 y HBr, elija aquéllos que permitan realizar la siguiente

transformación química: CH3CH2CH=CH2 A, donde A es: a) Un compuesto que puede formar enlaces de hidrógeno. b) Un compuesto cuya combustión sólo produce CO2 y agua. c) Un compuesto que presenta isomería óptica. Justifique las respuestas escribiendo las reacciones correspondientes 1. Dados los siguientes compuestos: CH3CH2CH=CH2 ; CH3CH2CHO ; CH3OCH3 ; CH3CH=CHCH3 CH3CH2OH ; CH3COCH3 . Indique: a) Los que son isómeros de posición. b) Los que presentan isomería geométrica. c) Los que son isómeros de función. 2. a) Escriba la reacción de adición de cloruro de hidrógeno a but-1-eno. b) Escriba y ajuste la reacción de combustión del propano. c) Escriba el compuesto que se obtiene cuando el cloro molecular se adiciona al metilpropeno. 3. Sean las fórmulas CH3CHClCH2CH2OH y CH3CH=CHCH3 . Indique, razonadamente: a) La que corresponda a dos compuestos que desvían en sentido contrario el plano de polarización de la luz polarizada. b) La que corresponda a dos isómeros geométricos. c) La que corresponda a un compuesto que pueda formar enlaces de hidrógeno. 4. Escriba la fórmula desarrollada de: a) Dos compuestos que tengan la misma fórmula empírica. b) Un alqueno que no presente isomería geométrica. c) Un alcohol que presente isomería óptica. 5. Dados los siguientes compuestos: CH3CH=CH3 y CH3CH=CHCH3 , elija el más adecuado para cada caso (justifique la respuesta): a) El compuesto reacciona con H2O/H2SO4 para dar otro compuesto que presenta isomería óptica. b) La combustión de 2 moles de compuesto producen 6 moles de CO2 c) El compuesto reacciona con HBr para dar un compuesto que no presenta isomería óptica.

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1. Escriba un compuesto que se ajuste a las siguientes condiciones: a) Una amina secundaria de cuatro carbonos con un átomo de nitrógeno unido a un carbono con hibridación sp3 y que contenga átomos con hibridación sp2. b) Un éter de tres carbonos conteniendo átomos con hibridación sp. c) El isómero cis de un alcohol primario de cuatro carbonos. 2. Escriba para cada compuesto el isómero que corresponda: a) Isómero de posición de CH3CHClCH3 b) Isómero de cadena de CH3CH2CH2CH3 c) Isómero de función de CH3CH2OH

3. Sea la transformación química: A + Br2 C . Si reacciona 1 mol de Br2, indique justificando la respuesta si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Cuando A es 1 mol de HCCCH3 el producto C no presenta isomería geométrica. b) Cuando A es 1 mol de CH2=CHCH3 el producto C presenta isomería geométrica.

c) Cuando A es 0’5 mol de HCCCH3 el producto C no presenta isomería geométrica. 4. Dado el compuesto HOCH2CH2CH2CH=CH2 a) Escriba la reacción de adición de Br2 b) Escriba la reacción de combustión ajustada. c) Escriba la reacción de deshidratación con H2SO4 concentrado. 5. Dado el siguiente compuesto CH3CH2CHOHCH3 , diga justificando la respuesta si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El compuesto reacciona con H2SO4 concentrado para dar dos compuestos isómeros geométricos. b) El compuesto no presenta isomería óptica. c) El compuesto adiciona H2 para dar CH3CH2CH2CH3 1. Para el CH3CH2CHOHCH3 escriba: a) Un isómero de posición. b) Un isómero de función. c) Un isómero de cadena. 2. Escriba para cada compuesto el isómero que corresponda: a) Isómero de cadena de CH3CHBrCH2CH3 b) Isómero de función de CH3COCH3 c) Isómero de posición de CH2=CHCH2CH3

3. Dado el siguiente compuesto CH3CH=CHCH3 , diga, justificando la respuesta, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El compuesto reacciona con Br2 para dar dos compuestos isómeros geométricos. b) El compuesto reacciona con HCl para dar un compuesto que no presenta isomería óptica.

c) El compuesto reacciona con H2 para dar CH3CCCH3

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4. Escriba los compuestos orgánicos mayoritarios que se esperan de las siguientes reacciones: a) CH3CH2CH(CH3)CH=CH2 con H2 en presencia de un catalizador.

b) Un mol de CH3CH2CH(CH3)CCH con dos moles de Br2 c) Un mol de CH2=CHCH2CH2CH=CH2 con dos moles de HBr. 5. Dado el compuesto CH3CH2CH2CH=CH2 a) Escriba la reacción de adición de Cl2 b) Escriba la reacción de hidratación con disolución acuosa de H2SO4 que genera el producto mayoritario. c) Escriba la reacción de combustión ajustada.

LOS COMPUESTOS DE CARBONO: Pág. 305: Actividades 1, 2, 3, 4 Pág. 307: Actividades 5, 6 Pág. 309: Actividades 7, 8, 9 Pág. 310: Actividad 11 Pág. 311: Actividades 12, 13 Pág. 326: Ejercicio resuelto 5, 6 Pág. 330: 38, 39 ISOMERÍA Pág. 312: Actividad 14 Ejercicio resuelto 1 Pág. 313: Actividad 15 Pág. 327: Ejercicio resuelto 7 Pág. 331: 55 REACCIONES DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS Pág. 317: Actividad 21 Ejercicio resuelto 2 Pág. 318: Actividad 23 Pág. 321: Actividades 27, 28 Pág. 322: Actividad 29 Pág. 323: Actividades 31, 32 Pág. 324: Actividades 33, 34 Pág. 327: Ejercicio resuelto 8 Pág. 328: Ejercicios resueltos 9, 10 Pág. 329: Ejercicios resueltos 11, 12 Pág. 331: 48, 49, 50, 53, 54, 57, 58, 59, 62, 63, 64 Pág. 332: 68, 70

POLÍMEROS Pág. 339: Actividad 4 Pág. 343: Actividades 5, 6 Pág. 347: 8, 9, 10, 11, 12, 13 Pág. 352: 1 Pág. 353: 3, 4


1. Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La velocidad de una reacción aumenta al disminuir la temperatura a la que se realiza. b) La velocidad de una reacción aumenta al disminuir la energía de activación. c) La velocidad de una reacción disminuye al disminuir las concentraciones de los reactivos.

1. La figura muestra dos caminos posibles para una cierta reacción. Uno de ellos corresponde a la reacción en presencia de un catalizador:

a) ¿Cuál es el valor de la energía de activación de la reacción catalizada? b) ¿Cuál es el valor de la entalpía de la reacción? c) ¿Qué efecto producirá un aumento de la temperatura en la velocidad de la reacción?

2. Para una reacción hipotética: A + B C, en unas condiciones determinadas, la energía de activación de la reacción directa es 31 kJ, mientras que la energía de activación de la reacción inversa es 42 kJ. a) Represente, en un diagrama energético, las energías de activación de la reacción directa e inversa. b) La reacción directa, ¿es exotérmica o endotérmica? Razone la respuesta. c) Indique cómo influirá en la velocidad de reacción la utilización de un catalizador.

EJERCICIOS TEMA 5 CINÉTICA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

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PAU 2001

1. Se ha comprobado experimentalmente que la reacción 2 A + B C es de primer orden respecto al reactivo A y de primer orden respecto al reactivo B. a) Escriba la ecuación de velocidad. b) ¿Cuál es el orden total de la reacción? c) ¿Qué factores pueden modificar la velocidad de la reacción?

1. La ecuación de velocidad: v = k·A2 ·B, corresponde a la reacción química: A + B C. a) Indique si la constante k es independiente de la temperatura. b) Razone si la reacción es de primer orden con respecto de A y de primer orden con respecto de B, pero de segundo orden para el conjunto de la reacción.

1. La reacción: A + 2 B 2 C + D es de primer orden con respecto a cada uno de los reactivos. a) Escriba la ecuación de velocidad. b) Indique el orden total de la reacción. c) Indique las unidades de la constante de velocidad.

1. Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Para una reacción exotérmica, la energía de activación de la reacción directa es menor que la energía de activación de la reacción inversa. b) La velocidad de la reacción no depende de la temperatura. c) La acción de un catalizador no influye en la velocidad de reacción.

1. A una hipotética reacción química, A + B C, le corresponde la siguiente ecuación de velocidad: v = k· [A]· [B]. Indique: a) El orden de la reacción respecto de A. b) El orden total de la reacción. c) Las unidades de la constante de velocidad.

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1. Para el proceso: 2 NO (g) + 2 H2 (g) N2 (g) + 2 H2O (g) La ecuación de velocidad es v = k ·[NO]2 ·[H2]. a) Indique el orden de la reacción con respecto a cada uno de los reactivos. b) ¿Cuál es el orden total de la reacción? c) Deduzca las unidades de la constante de velocidad.

1. Se sabe que, en ciertas condiciones, la reacción N2 + ½ O2 N2O es de primer orden respecto al oxígeno y de segundo orden respecto al nitrógeno. En esas condiciones: a) Escriba la ecuación de velocidad. b) Indique cuál es el orden total de la reacción. c) ¿Qué unidades tiene la constante de velocidad?

1. La ecuación de velocidad v = k ·[NO]2 ·[H2] corresponde a la reacción:

2 NO (g) + O2 (g) NO2 (g) Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿Se puede considerar que, durante el transcurso de la reacción química, la velocidad de la reacción permanece constante? b) ¿Cuál es el orden total de la reacción? c) ¿Qué factores pueden modificar la velocidad de esta reacción?

1. En una reacción endotérmica: a) Dibuje el diagrama entálpico de la reacción. b) ¿Cuál es mayor, la energía de activación directa o la inversa? c) ¿Cómo afectará al diagrama anterior la adición de un catalizador?

1. Para la reacción: A (g) B (g) + C (g) el valor de la constante de velocidad a una cierta

temperatura es 1,5·10-3 L mol1 s1 a) ¿Cuál es el orden de la reacción? b) ¿Cuál es la ecuación de velocidad? c) A esa misma temperatura, ¿cuál será la velocidad de la reacción cuando la concentración de A sea 0,242 M?

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1. La ecuación de velocidad de cierta reacción es v = k·[A]2·[B]. Razone si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas: a) La unidad de la constante de velocidad es mol-1 L s b) Si se duplican las concentraciones de A y B, en igualdad de condiciones, la velocidad de la reacción será ocho veces mayor. c) Si se disminuye el volumen a la mitad, la velocidad de reacción será ocho veces mayor.

VELOCIDAD DE REACCIÓN Pág. 135: Actividades 1, 2 Ejercicio resuelto 1 Pág. 150: Ejercicio resuelto 8 Pág. 154: 17, 18, 19, 20 LEY DE VELOCIDAD Y ORDEN DE REACCIÓN Pág. 136: Actividades 3, 4 Pág. 137: Ejercicio resuelto 2 Pág. 138: Actividades 5, 6, 7 Ejercicio resuelto 3 Pág. 150: Ejercicio resuelto 9 Pág. 151: Ejercicio resuelto 10 Pág. 154: 21, 22, 23 Pág. 155: 24, 25 TEORÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Pág. 141: Actividades 8, 9 Ejercicio resuelto 4 Pág. 155: 29 FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE REACCIÓN Pág. 145: Actividades 12, 13 Ejercicios resueltos 6, 7 Pág. 147: Actividad 16 Pág. 153: Ejercicio resuelto 14 Pág. 155: 28 Pág. 156: 30, 31 MECANISMOS DE REACCIÓN Pág. 143: Actividades 10, 11 Ejercicio resuelto 5 Pág. 152: Ejercicios resueltos 12, 13 Pág. 155: 26


PAU 2014

1. En la tabla adjunta se recogen los valores, a distintas temperaturas, de la constante del equilibrio químico:

2 SO3 (g) ⇄ 2 SO2 (g) + O2 (g) a) Justifique si la reacción anterior es endotérmica o exotérmica. b) Explique cómo afecta al equilibrio un aumento de la presión, manteniendo constante la temperatura.

c) Calcule, a 298 ºK, la constante Kp, del equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g)

2. Suponga el siguiente sistema en equilibrio: UO2 (s) + 4 HF(g) ⇄ UF4 (g) + 2 H2O (g). Explique hacia dónde se desplaza el equilibrio cuando: a) Se adiciona UO2 (s) al sistema. b) Se elimina HF (g) c) Se aumente la capacidad del recipiente de reacción.

3. Dada la reacción: CO (g) + NO2 (g) ⇄ CO2 (g) + NO (g) a) Dibuje el diagrama de entalpía teniendo en cuenta que las energías de activación para la reacción directa e inversa son 134 kJ/mol y 360 kJ/mol. b) Justifique si la reacción directa es exotérmica o endotérmica. 4. En un recipiente se introduce una cierta cantidad de SbCl5 y se calienta a 182 ºC, alcanzando la presión de una atmósfera y estableciéndose el equilibrio: SbCl5 (g) ⇄ SbCl3 (g) + Cl2 (g) Sabiendo que en las condiciones anteriores el SbCl5 se disocia en un 29’2%. Calcule: a) Las constantes de equilibrio Kc y Kp b) La presión total necesaria para que, a esa temperatura, el SbCl5 se disocie en un 60% Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

5. A 523 K las concentraciones de PCl5, PCl3 y Cl2 en equilibrio para la reacción:

PCl5 (g) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g) son 0’809 M, 0’190 M y 0’190 M, respectivamente. Calcule a esa temperatura: a) Las presiones parciales de las tres especies en el equilibrio. b) La constante Kp de la reacción.

EJERCICIOS TEMA 6 EQUILIBRIO QUÍMICO

T (K) 298 400 600 800 1000

Kp 2,82·10-25 1,78·10-16 1,98·10-8 1,29·10-3 2,64·10-1

PAU 2000

6. Para el equilibrio I2 (g) + H2 (g) ⇄ 2 HI (g), la constante de equilibrio Kc es 54’8 a la temperatura de 425º C. Calcule: a) Las concentraciones de todas las especies en el equilibrio si se calientan, a la citada temperatura, 0’60 moles de HI y 0’10 moles de H2 en un recipiente de un litro de capacidad. b) El porcentaje de disociación del HI. 7. A 613º K, el valor de Kc para la reacción: Fe2O3 (s) + 3 H2 (g) ⇄ 2 Fe (s) + 3 H2O (g) es 0’064. Si en el equilibrio anterior, la presión parcial del hidrógeno es de una atmósfera, calcule: a) La concentración de hidrógeno. b) La presión total. 8. En un recipiente de 2 litros se introduce una cierta cantidad de NaHCO3, se extrae el aire existente en el mismo, se cierra y se caliente a 400 ºC, produciéndose la reacción de descomposición siguiente:

2 NaHCO3 (s) ⇄ Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g) Una vez alcanzado el equilibrio, la presión dentro del recipiente es de 0’962 atm. Calcule: a) La constante de equilibrio Kp de esa reacción. b) La cantidad de NaHCO3 que se ha descompuesto expresada en moles y en gramos. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; Na = 23.

1. La siguiente tabla presenta la variación de la constante de equilibrio con la temperatura para la síntesis del amoniaco según la reacción:

N2 + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La reacción directa es endotérmica. b) Un aumento de la presión sobre el sistema en equilibrio favorece la obtención de amoniaco.

2. Para el siguiente equilibrio: PCl5 (g) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g) H 0 Indique, razonadamente, el sentido en que se desplaza el equilibrio cuando: a) Se agrega cloro gaseoso a la mezcla en equilibrio. b) Se aumenta la temperatura. c) Se aumenta la presión del sistema.

3. Para la reacción: 2 NO (g) ⇄ N2 (g) + O2 (g) H = 182 kJ Indique razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La constante de equilibrio aumenta al adicionar NO. b) Una disminución de temperatura favorece la obtención de N2 y O2.

T (ºC) 25 200 300 400 500

Kc 6·105 0,65 0,011 6,2·10-4 7,4·10-5

PAU 2001

4. Dado el equilibrio: H2O (g) + C (s) ⇄ CO (g) + H2 (g) H 0 Señale, razonadamente, cuál de las siguientes medidas produce un aumento de la concentración de CO (g): a) Elevar la temperatura. b) Retirar vapor de agua de la mezcla en el equilibrio. c) Introducir H2 en la mezcla en equilibrio. 5. En un recipiente de 10 litros se introducen 2 moles de compuesto A y 1 mol del compuesto B. Se calienta a 300º C y se establece el siguiente equilibrio:

A (g) + 3 B(g) ⇄ 2 C (g) Sabiendo que cuando se alcanza el equilibrio el número de moles de B es igual al de C. Calcule: a) Las concentraciones de cada componente en el equilibrio. b) El valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp a esa temperatura. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

6. En un recipiente de 1L, a 2000º K, se introducen 6'1·103 moles de CO2 y una cierta cantidad de H2, produciéndose la reacción:

H2 (g) + CO2 (g) ⇄ H2O (g) + CO (g) Si cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es de 6 atm, calcule: a) Los moles iniciales de H2. b) Los moles en el equilibrio de todas las especies químicas presentes. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Kc = 4'4.

7. Se introduce una mezcla de 0’5 moles de H2 y 0’5 moles de I2 en un recipiente de 1 litro y se calienta a la temperatura de 430º C. Calcule: a) Las concentraciones de H2, I2 y HI en el equilibrio, sabiendo que, a esa temperatura, la

constante de equilibrio Kc es 54'3 para la reacción: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g) b) El valor de la constante Kp a la misma temperatura. 8. A 200º C y 2 atmósferas el PCl5 se encuentra disociado en un 50 %, según el siguiente equilibrio:

PCl5 (g) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g) Calcule: a) La presión parcial de cada gas en el equilibrio. b) Las constantes Kc y Kp a esa temperatura. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

9. En un recipiente de 2 litros que se encuentra a 25º C, se introducen 0’5 gramos de N2O4 en estado gaseoso y se produce la reacción:

N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) Calcule: a) La presión parcial ejercida por el N2O4 en el equilibrio. b) El grado de disociación del mismo. Datos: Kp = 0'114. Masas atómicas: N = 14; O = 16.

10. En la reacción: Br2 (g) ⇄ 2 Br (g) la constante de equilibrio Kc, a 1200º C, vale 1'04·103 a) Si la concentración inicial de bromo molecular es 1 M, calcule la concentración de bromo atómico en el equilibrio. b) ¿Cuál es el grado de disociación del Br2?

11. Al calentar hidrogenocarbonato de sodio en un recipiente cerrado se establece el siguiente equilibrio:

2 NaHCO3 (s) ⇄ Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g) Indique razonadamente, cómo se afectaría la posición del equilibrio si permaneciendo constante la temperatura: a) Se retira CO2 del sistema. b) Se adiciona H2O al sistema. c) Se retira parte de NaHCO3 del sistema. 1. En un matraz vacío se introducen igual número de moles de H2 y N2 que reaccionan según la

ecuación: N2 + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) Justifique si, una vez alcanzado el equilibrio, las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Hay doble número de moles de amoniaco de los que había inicialmente de N2. b) La presión parcial de nitrógeno será mayor que la presión parcial de hidrógeno. c) La presión total será igual a la presión de amoniaco elevada al cuadrado. 2. El nitrógeno y el hidrógeno reaccionan según la siguiente ecuación química:

N2 + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) ΔH < 0 Indique, razonadamente, qué ocurrirá cuando una vez alcanzado el equilibrio: a) Se añade N2 b) Se disminuye la temperatura. c) Se aumenta el volumen del reactor, manteniendo constante la temperatura. 3. Sea el sistema en equilibrio: CaCO3 (s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g) Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La presión total del reactor será igual a la presión parcial del CO2. b) Kp es igual a la presión parcial del CO2. c) Kp y Kc son iguales. 4. En un recipiente de 10 L se hacen reaccionar, a 450º C, 0’75 moles de H2 y 0’75 moles de I2, según la ecuación:

I2 (g) + H2 (g) ⇄ 2 HI (g) Sabiendo que a esa temperatura Kc = 50, calcule en el equilibrio: a) El número de moles de H2, I2 y de HI. b) La presión total en el recipiente y el valor de Kp. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

5. En un recipiente de 1 L y a una temperatura de 800° C, se alcanza el siguiente equilibrio:

CH4 (g) + H2O (g) ⇄ CO (g) + 3 H2 (g) a) Calcule los datos que faltan en la tabla:

b) Determine la constante de equilibrio Kp. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

CH4 H2O CO H2

Moles iniciales 2,00 0,50 0,73

Variación en el nº de moles al alcanzar el equilibrio 0,40

Nº de moles en el equilibrio 0,40

PAU 2002

6. Al calentar PCl5 (g) 5 a 250° C, en un reactor de 1 litro de capacidad, se descompone según:

PCl5 (g) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g) Si una vez alcanzado el equilibrio, el grado de disociación es 0’8 y la presión total es 1 atm, calcule: a) El número de moles de PCl5 iniciales. b) La constante Kp a esa temperatura. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

7. A 25º C el valor de la constante Kp es 0’114 para la reacción en equilibrio:

N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) En un recipiente de un litro de capacidad se introducen 0’05 moles de N2O4 a 25º C. Calcule, una vez alcanzado el equilibrio: a) El grado de disociación del N2O4. b) Las presiones parciales de N2O4 y de NO2. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

8. Una muestra de 6’53 g de NH4HS se introduce en un recipiente de 4 L de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, y se descompone a 27º C según la ecuación:

NH4HS (s) ⇄ NH3 (g) + H2S (g) Una vez establecido el equilibrio la presión total en el interior del recipiente es 0’75 atm. Calcule: a) Las constantes de equilibrio Kc y Kp. b) El porcentaje de hidrógenosulfuro de amonio que se ha descompuesto. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: H = 1, N = 14; S = 32. 9. Para la reacción: CO2 (g) + C (s) ⇄ 2 CO (g) Kp = 10, a la temperatura de 815º C. Calcule, en el equilibrio: a) Las presiones parciales de CO2 y CO cuando la presión total en el reactor es de 2 atm. b) El número de moles de CO2 y de CO, si el volumen del reactor es de 3 litros. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1 1. a) Describa el efecto de un catalizador sobre el equilibrio químico. b) Defina cociente de reacción Qc. c) Diferencie entre equilibrio homogéneo y heterogéneo.

2. Dado el equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g) H 0 a) Explique cómo aumentaría el número de moles de SO3, sin adicionar ni eliminar ninguna de las sustancias presentes en el equilibrio. b) Escriba la expresión de Kp. c) Razone cómo afectaría al equilibrio la presencia de un catalizador

PAU 2003

3. Dados los equilibrios:

3 F2 (g) + Cl2 (g) ⇄ 2 ClF3 (g) H2 (g) + Cl2 (g) ⇄ 2 HCl (g)

2 NOCl (g) ⇄ 2 NO (g) + Cl2 (g) a) Indique cuál de ellos no se afectará por un cambio de volumen, a temperatura constante. b) ¿Cómo afectará a cada equilibrio un incremento en el número de moles de cloro? c) ¿Cómo influirá en los equilibrios un aumento de presión en los mismos? Justifique las respuestas. 4. En un recipiente de 5 litros se introducen 1’84 moles de nitrógeno y 1’02 moles de oxígeno. Se calienta el recipiente hasta 2000º C estableciéndose el equilibrio:

N2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 NO (g) En estas condiciones reacciona el 3% del nitrógeno existente. Calcule: a) El valor de Kc a dicha temperatura. b) La presión total en el recipiente, una vez alcanzado el equilibrio. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

5. Para la reacción en equilibrio: SO2Cl2 (g) ⇄ SO2 (g) + Cl2 (g) la constante Kp = 2'4, a 375º K. A esta temperatura, se introducen 0’050 moles de SO2Cl2 en un recipiente cerrado de 1 litro de capacidad. En el equilibrio, calcule: a) Las presiones parciales de cada uno de los gases presentes. b) El grado de disociación del SO2Cl2 a esa temperatura. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1 6. En un recipiente de 5 litros se introducen 0’28 moles de N2O4 a 50ºC. A esa temperatura el N2O4 se disocia según:

N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) Al llegar al equilibrio, la presión total es de 2 atm. Calcule: a) El grado de disociación del N2O4 a esa temperatura. b) El valor de Kp a 50 ºC. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

7. A 1200º C el valor de la constante Kc es 1'04·103 para el equilibrio: Br2 (g) ⇄ 2 Br(g) Si la concentración inicial de bromo molecular es 1 M, calcule: a) El tanto por ciento de Br2 que se encuentra disociado. b) La concentración de bromo atómico en el equilibrio

8. Para la reacción en equilibrio: SnO2 (s) + 2 H2 (g) ⇄ Sn (s) + 2 H2O (g) a 750º C, la presión total del sistema es 32’0 mm de Hg y la presión parcial del agua 23’7 mm de Hg. Calcule: a) El valor de la constante Kp para dicha reacción, a 750º C. b) El número de moles de vapor de agua y de hidrógeno presentes en el equilibrio, sabiendo que el volumen del reactor es de dos litros. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

9. El cloruro de amonio se descompone según la reacción:

NH4Cl (s) ⇄ NH3 (g) + HCl (g) En un recipiente de 5 litros, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 2’5 g de cloruro de amonio y se calientan a 300º C hasta que se alcanza el equilibrio. El valor de Kp

a dicha temperatura es 1'2·103. Calcule: a) La presión total de la mezcla en equilibrio. b) La masa de cloruro de amonio sólido que queda en el recipiente. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: H = 1; N = 14; Cl = 35’5.

1. Para el siguiente sistema en equilibrio: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g) H 0 a) Indique razonadamente cómo afectará al equilibrio un aumento de la temperatura. b) Establezca la relación existente entre Kc y Kp para este equilibrio. c) Si para la reacción directa el valor de Kc es 0’016 a 800º K, ¿cuál será el valor de Kc para la reacción inversa, a la misma temperatura?

2. Considérese el siguiente sistema en equilibrio: SO3 (g) ⇄ SO2 (g) + ½ O2 (g) H 0 Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Al aumentar la concentración de oxígeno, el equilibrio no se desplaza porque no puede variar la constante de equilibrio. b) Al aumentar la presión total el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. c) Al aumentar la temperatura el equilibrio no se modifica.

3. Para el siguiente sistema en equilibrio: SnO2 (s) + 2 H2 (g) ⇄ 2 H2O (g) + Sn (s) el valor de la constante Kp a 900 K es 1’5 y a 1100 K es 10. Razone si para conseguir una mayor producción de estaño deberá: a) Aumentar la temperatura. b) Aumentar la presión. c) Adicionar un catalizador. 4. En un recipiente de 10 litros a 800º K, se introducen 1 mol de CO (g) y 1 mol de H2O (g). Cuando se alcanza el equilibrio representado por la ecuación:

CO (g) + H2O (g) ⇄ CO (g) + H2 (g) el recipiente contiene 0’655 moles de CO2 y 0’655 moles de H2. Calcule: a) Las concentraciones de los cuatro gases en el equilibrio. b) El valor de las constantes Kc y Kp para dicha reacción a 800º K. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1 5. En un recipiente de 10 litros de capacidad se introducen 2 moles del compuesto A y 1 mol del compuesto B. Se calienta a 300ºC y se establece el siguiente equilibrio:

A (g) + 3 B (g) ⇄ 2 C (g) Cuando se alcanza el equilibrio, el número de moles de B es igual al de C. Calcule: a) El número de moles de cada componente en el equilibrio. b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

PAU 2004

6. En un recipiente de 4 litros, a una cierta temperatura, se introducen las cantidades de HCl, O2 y Cl2 indicadas en la tabla, estableciéndose el siguiente equilibrio:

4 HCl (g) + O2 (g) ⇄ 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g) Calcule: a) Los datos necesarios para completar la tabla. b) El valor de Kc a esa temperatura. 7. En un matraz de 2 litros se introducen 12 g de PCl5 y se calienta hasta 300 ºC. Al establecerse el siguiente equilibrio de disociación:

PCl5 (g) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g) La presión total de la mezcla es de 2’12 atm, a esa temperatura. Calcule: a) El grado de disociación del PCl5 en las condiciones señaladas. b) El valor de Kp a 300 ºC. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: P = 31; Cl = 35’5. 8. El yoduro de amonio sólido se descompone en amoniaco y yoduro de hidrógeno, gases, según la ecuación:

NH4I (s) ⇄ NH3 (g) + HI (g) A 673 K la constante de equilibrio Kp es 0’215. En un matraz de 5 litros se introducen 15 g de NH4I sólido y se calienta a esa temperatura hasta que se alcanza el equilibrio. Calcule: a) La presión total dentro del matraz, en el equilibrio. b) La masa de NH4I que queda sin descomponer una vez alcanzado el equilibrio. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: H = 1; N = 14; I = 127. 1. Considérese el siguiente sistema en equilibrio:

2 NO (g) ⇄ N2 (g) + O2 (g) Hº = 182 kJ Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) La constante de equilibrio, Kc, aumenta al añadir NO. b) Kc aumenta con la temperatura. c) Una disminución de temperatura favorece la formación de N2 (g) y O2 (g).

2. Dado el siguiente sistema en equilibrio: SO2 (g) + ½ O2 (g) ⇄ SO3 (g) H = 197'6 kJ a) Explique tres formas de favorecer la formación de SO3 (g). b) Deduzca la relación entre las constantes Kc y Kp, para esta reacción.

HCl O2 H2O Cl2

Moles iniciales 0,16 0,08 0 0,02

Moles en el equilibrio 0,06

PAU 2005

3. El NO2 y el SO2 reaccionan según la ecuación:

NO2 (g) + SO2 (g) ⇄ NO (g) + SO3 (g) Una vez alcanzado el equilibrio, la composición de la mezcla contenida en un recipiente de 1 litro de capacidad es: 0’6 moles de SO3, 0’4 moles de NO, 0’1 moles de NO2 y 0’8 moles de SO2. Calcule: a) El valor de Kp, en esas condiciones de equilibrio. b) La cantidad de moles de NO que habría que añadir al recipiente, en las mismas condiciones, para que la cantidad de NO2 fuera de 0’3 moles. 4. Cuando se calienta el pentacloruro de fósforo se disocia según:

PCl5 (g) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g) A 250ºC, la constante Kp es igual a 1’79. Un recipiente de 1 dm3, que contiene inicialmente 0’01 mol de PCl5 se calienta hasta 250ºC. Una vez alcanzado el equilibrio, calcule: a) El grado de disociación del PCl5 en las condiciones señaladas. b) Las concentraciones de todas las especies químicas presentes en el equilibrio. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. 5. El etano, en presencia de un catalizador, se transforma en eteno e hidrógeno, estableciéndose

el siguiente equilibrio: C2H6 (g) ⇄ C2H4 (g) + H2 (g)

A 900 K, la constante de equilibrio Kp es 5'1·102. A la presión total de 1 atm, calcule: a) El grado de disociación del etano. b) La presión parcial del hidrógeno. 6. A 1000 K se establece el siguiente equilibrio:

I2 (g) ⇄ 2 I (g) Sabiendo que cuando la concentración inicial de I2 es 0’02 M, su grado de disociación es 2’14 %, calcule: a) El valor de Kc a esa temperatura.

b) El grado de disociación del I2, cuando su concentración inicial es 5·104 M. 7. A 298 K se establece el equilibrio siguiente:

NH4HS (s) ⇄ NH3 (g) + H2S (g) Sabiendo que la capacidad del recipiente es 100 litros y que a esa temperatura Kp = 0'108, calcule: a) La presión total ejercida por la mezcla gaseosa, una vez alcanzado el equilibrio. b) La cantidad de sólido que quedará sin reaccionar si la cantidad inicial de hidrogenosulfuro de amonio es 102 g. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: H = 1; S = 32; N = 14. 1. A 670 K, un recipiente de un litro contiene una mezcla gaseosa en equilibrio de 0’003 moles de hidrógeno, 0’003 moles de yodo y 0’024 moles de yoduro de hidrógeno, según:

H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g) En estas condiciones, calcule: a) El valor de KC y KP. b) La presión total en el recipiente y las presiones parciales de los gases de la mezcla. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

PAU 2006

2. En un recipiente de 10 litros de capacidad se introducen 2 moles del compuesto A y 1 mol del compuesto B. Se calienta a 300 ºC y se establece el siguiente equilibrio:

A (g) + 3 B (g) ⇄ 2 C (g) Cuando se alcanza el equilibrio, el número de moles de B es igual al de C. Calcule: a) El número de moles de cada componente en la mezcla. b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

3. Un recipiente de un litro de capacidad, a 35 ºC, contiene una mezcla gaseosa en equilibrio de 1’251 g de NO2 y 5’382 g de N2O4, según:

2 NO2 ⇄ N2O4 Calcule:

a) Los valores de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. b) Las presiones parciales de cada gas y la presión total en el equilibrio. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: N = 14; O = 16. 4. Considérese el siguiente sistema en equilibrio: MX5 (g) ⇄ MX3 (g) + X2 (g) A 200 ºC la constante de equilibrio Kc vale 0’022. En un momento dado las concentraciones de las sustancias presentes son: [MX5] = 0'04 M, [MX3] = 0'40 M y [X2] = 0'20 M. a) Razone si, en esas condiciones, el sistema está en equilibrio. En el caso en que no estuviera en equilibrio ¿cómo evolucionaría para alcanzarlo? b) Discuta cómo afectaría un cambio de presión al sistema en equilibrio.

5. Se establece el siguiente equilibrio: C(s) + CO2 (g) ⇄ 2 CO (g) A 600 ºC y 2 atmósferas, la fase gaseosa contiene 5 moles de dióxido de carbono por cada 100 moles de monóxido de carbono, calcule: a) Las fracciones molares y las presiones parciales de los gases en el equilibrio. b) Los valores de Kc y Kp a esa temperatura. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

1. Considérese el siguiente sistema en equilibrio: CO (g) + C (s) ⇄ 2 CO (g) a) Escriba las expresiones de las constantes Kc y Kp. b) Establezca la relación entre ambas constantes de equilibrio. 2. Dado el equilibrio:

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) Hº = 92'22 kJ Justifique la influencia sobre el mismo de: a) Un aumento de la presión total. b) Una disminución de la concentración de N2. c) Una disminución de la temperatura. 3. En un recipiente cerrado se establece el equilibrio:

2 C (s) + O2 (g) ⇄ 2 CO (g) Hº = 221 kJ Razone cómo varía la concentración de oxígeno: a) Al añadir C(s). b) Al aumentar el volumen del recipiente. c) Al elevar la temperatura.

PAU 2007

4. El cloruro de nitrosilo se forma según la reacción: 2 NO (g) + Cl2 (g) ⇄ 2 NOCl (g). El valor de Kc es 4'6·104 a 298 K. Cuando se alcanza el equilibrio a esa temperatura, en un matraz de 1’5 litros hay 4’125 moles de NOCl y 0’1125 moles de Cl2. Calcule: a) La presión parcial de NO en el equilibrio. b) La presión total del sistema en el equilibrio. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1 5. En un recipiente de un litro de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 6 g de PCl5. Se calienta a 250º y se establece el siguiente equilibrio:

PCl5 (g) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g) Si la presión total en el equilibrio es 2 atmósferas, calcule: a) El grado de disociación del PCl5. b) El valor de la constante Kp a esa temperatura. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: P = 31; Cl = 35’5 6. El hidrogenosulfuro de amonio, NH4HS se descompone a temperatura ambiente según:

NH4HS (s) ⇄ NH3 (g) + H2S (g) El valor de Kp es 0’108, a 25 ºC. En un recipiente, en el que se ha hecho el vacío, se introduce una muestra de NH4HS a esa temperatura, calcule: a) La presión total en el equilibrio. b) El valor de Kc a esa temperatura. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1 7. En un recipiente vacío se introduce cierta cantidad de NaHCO3 y a 120ºC se establece el siguiente equilibrio:

2 NaHCO3 (s) ⇄ Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g) Si la presión en el equilibrio es 1720 mm de Hg, calcule: a) Las presiones parciales de CO2 y H2O en el equilibrio. b) Los valores de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

8. En un matraz, en el que se ha practicado previamente el vacío, se introduce cierta cantidad de NaHCO3 y se calienta a 100 º C. Sabiendo que la presión en el equilibrio es 0’962 atm, calcule: a) La constante Kp para la descomposición del NaHCO3, a esa temperatura, según:

2 NaHCO3 (s) ⇄ Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g) b) La cantidad de NaHCO3 descompuesto si el matraz tiene una capacidad de 2 litros. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; Na = 23. 1. Al calentar cloruro de amonio en un recipiente cerrado se establece el siguiente equilibrio:

NH4Cl (s) ⇄ HCl (g) + NH3 (g) Justifique cómo afectará a la posición del equilibrio: a) Una disminución de la presión total. b) La extracción de amoniaco del recipiente. c) La adición de NH4Cl sólido.

PAU 2008

2. Escriba las expresiones de las constantes Kc y Kp y establezca la relación entre ambas para los siguientes equilibrios:

a) CO (g) + Cl2 (g) ⇄ COCl (g) b) 2 HgO (s) ⇄ 2 Hg (l) + O2 (g) 3. Dado el equilibrio:

4 HCl (g) + O2 (g) ⇄ 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g) H = 115 kJ Razone el efecto que tendrá sobre éste cada uno de los siguientes cambios: a) Aumentar la temperatura. b) Aumentar la presión total. c) Añadir un catalizador. 4. Para el proceso Haber: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g)

el valor de Kp es 1'45·105, a 500ºC. En una mezcla en equilibrio de los tres gases, a esa temperatura, la presión parcial de H2 es 0’928 atmósferas y la de N2 es 0’432 atmósferas. Calcule: a) La presión total en el equilibrio. b) El valor de la constante Kc. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1 5. En un matraz de 7’5 litros, en el que se ha practicado previamente el vacío, se introducen 0’50 moles de H2 y 0’50 moles de I2 y se calienta a 448ºC, estableciéndose el siguiente equilibrio:

H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g) Sabiendo que el valor de Kc es 50, calcule: a) La constante Kp a esa temperatura. b) La presión total y el número de moles de cada sustancia presente en el equilibrio. 6. Dado el equilibrio:

2 HI (g) ⇄ H2 (g) + I2 (g) Si la concentración inicial de HI es 0’1 M y cuando se alcanza el equilibrio, a 520ºC, la concentración de H2 es 0’01 M, calcule: a) La concentración de I2 y de HI en el equilibrio. b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. 7. En un recipiente de 200 mL de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 0’40 g de N2O4. Se cierra el recipiente, se calienta a 45ºC y se establece el siguiente equilibrio:

N2O4 ⇄ 2 NO2 Sabiendo que a esa temperatura el N2O4 se ha disociado un 41’6%, calcule: a) El valor de la constante Kc. b) El valor de la constante Kp. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: N = 14; O = 16. 8. El óxido de mercurio(II) contenido en un recipiente cerrado se descompone a 380ºC según:

2 HgO (s) ⇄ 2 Hg (g) + O2 (g) Sabiendo que a esa temperatura el valor de Kp es 0’186, calcule: a) Las presiones parciales de O2 y de Hg en el equilibrio. b) La presión total en el equilibrio y el valor de Kc a esa temperatura. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

1. Escriba la expresión de la constante Kc para cada uno de los siguientes equilibrios: a) 2 H2O (g) + 2 SO2 (g) ⇄ 2 H2S (g) + 3 O2 (g)

b) 2 HBr (g) ⇄ H2 (g) + Br2 (l) c) CaCO3 (s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g) 2. Considere el siguiente sistema general en equilibrio:

a A (g) + b B (g) ⇄ c C (g) + d D (g) H 0 a) Indique razonadamente en qué caso serán iguales los valores de las constantes Kc y Kp. b) Justifique cómo afectará al sistema la continua eliminación del producto C formado. c) Razone cómo afectará al sistema una disminución de la temperatura manteniendo el volumen constante. 3. Considere el siguiente sistema en equilibrio:

5 I2 (g) + 5 CO2 (g) ⇄ 5 CO (g) + I2O5 (s) H = 1175 kJ Justifique el efecto que tendrá sobre los parámetros que se indican el cambio que se propone: 4. El proceso Deacon tiene lugar según:

4 HCl (g) + O2 (g) ⇄ 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) A 390ºC se mezclan 0'080 moles de HCl y 0'100 moles de O2 y cuando se establece el equilibrio hay 0'034 moles de Cl2 y la presión total es 1 atm. Calcule: a) La constante Kp a esa temperatura. b) El volumen del recipiente que contiene la mezcla. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1 5. El CO2 reacciona con el H2S a altas temperaturas según:

CO2 (g) + H2S (g) ⇄ CO (g) + H2O (g) Se introducen 4’4 g de CO2 en un recipiente de 2’5 litros, a 337 ºC, y una cantidad suficiente de H2S para que, una vez alcanzado el equilibrio, la presión total sea 10 atm. En la mezcla en equilibrio hay 0’01 mol de agua. Calcule: a) El número de moles de cada una de las especies en el equilibrio. b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. Datos: Masas atómicas: C = 12; O = 16; R = 0'082 atm L mol-1 K-1 6. A 30º C y 1 atm el N2O4 se encuentra disociado en un 20% según el siguiente equilibrio:

N2O4 ⇄ 2 NO2 Calcule: a) El valor de las constantes Kp y Kc, a esa temperatura. b) El porcentaje de disociación a 30º C y 0’1 atm de presión total. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

Cambio Efecto sobre

a) Aumento de temperatura Kc

b) Adición de I2O5 (s) Cantidad de I2

c) Aumento de la presión Cantidad de CO

PAU 2008

7. En un matraz de 2 L, en el que se ha practicado previamente el vacío, se introducen 0’40 moles de COCl2 y se calienta a 900ºC, estableciéndose el siguiente equilibrio:

COCl2 (g) ⇄ CO (g) + Cl2 (g) Sabiendo que a esa temperatura el valor de Kc es 0’083, calcule: a) Las concentraciones de cada una de las especies en el equilibrio. b) El grado de disociación del fosgeno en esas condiciones. 8. En un recipiente de 2 L de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 2 moles de CuO. Se cierra el recipiente, se calienta a 1024ºC y se establece el siguiente equilibrio:

4 CuO (s) ⇄ 2Cu2O (s) + O2 (g) Sabiendo que el valor de la constante Kp, es 0'49 a esa temperatura, calcule: a) La concentración molar de oxígeno en el equilibrio. b) Los gramos de CuO que hay en el equilibrio. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: Cu = 63'5; O = 16. 1. A 25º C y 1 atmósfera, se establece el equilibrio:

N2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 NO (g) H = 180'2 kJ Razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) La constante de equilibrio se duplica si se duplica la presión. b) La reacción se desplaza hacia la izquierda si se aumenta la temperatura. c) Si se aumenta la concentración de NO la constante de equilibrio aumenta.

2. En un recipiente cerrado se establece el siguiente equilibrio:

2 HgO (s) ⇄ 2 Hg (l) + O2 (g) H 0 a) Escriba las expresiones de las constantes Kc y Kp. b) ¿Cómo afecta al equilibrio un aumento de la presión parcial de oxígeno? c) ¿Qué le ocurrirá al equilibrio cuando se aumente la temperatura?

3. En un recipiente de 1 litro de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 0’1 mol de NO, 0’05 moles de H2 y 0’1 mol de agua. Se calienta el matraz y se establece el equilibrio:

2 NO(g) + 2 H2 (g) ⇄ N2 (g) + 2 H2O(g) Sabiendo que cuando se establece el equilibrio la concentración de NO es 0’062 M, calcule: a) La concentración de todas las especies en el equilibrio. b) El valor de la constante KC a esa temperatura.

4. En un matraz de 20 L, a 25 ºC, se encuentran en equilibrio 2,14 mol de N2O4 y 0,50 mol de NO2 según:

N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) a) Calcule el valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. b) ¿Cuál es la concentración de NO2 cuando se restablece el equilibrio después de introducir dos moles adicionales de N2O4, a la misma temperatura?

PAU 2009

5. En un recipiente de 1 L de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 0’37 moles de metanol. Se cierra el recipiente, y a 20 ºC y se establece el siguiente equilibrio:

CH3OH (g) ⇄ 2 H2 (g) + CO (g) Sabiendo que la presión total en el equilibrio es 9’4 atmósferas, calcule: a) El valor de las constantes Kp y Kc, a esa temperatura. b) El grado de disociación en las condiciones del equilibrio. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1 6. En un recipiente de 1 L, a 20 ºC, se introducen 51 g de NH4HS. Transcurrido un tiempo las concentraciones son 0’13 M para cada gas. Sabiendo que a esa temperatura el valor de Kc es 0’2 para el equilibrio:

NH4HS (s) ⇄ H2 S (g) + NH3 (g) a) Demuestre que el sistema no se encuentra en equilibrio y calcule la concentración de cada especie una vez alcanzado el mismo. b) Calcule la cantidad en gramos de NH4HS que queda una vez alcanzado el equilibrio. Masas atómicas: N = 14; H = 1; S = 32. 1. Al calentar yodo en una atmósfera de dióxido de carbono, se produce monóxido de carbono y pentóxido de diyodo:

5 I2 (g) + 5 CO2 (g) ⇄ 5 CO (g) + I2O5 (s) H = 1175 kJ Justifique el efecto que tendrán los cambios que se proponen: a) Disminución del volumen sobre el valor de la constante KC. b) Adición de I2 sobre la cantidad de CO. c) Reducción de la temperatura sobre la cantidad de CO2.

2. Considere el siguiente sistema en equilibrio: 3 O2 (g) ⇄ 2 O3 (g) H = 284 kJ Razone cuál sería el efecto de: a) Aumentar la presión del sistema disminuyendo el volumen. b) Añadir O2 a la mezcla en equilibrio. c) Disminuir la temperatura. 3. En un recipiente de 2 L se introducen 2’1 mol de CO2 y 1’6 mol de H2 y se calienta a 1800 ºC. Una vez alcanzado el siguiente equilibrio:

CO2 (g) + H2 (g) ⇄ CO (g) + H2O (g) Se analiza la mezcla y se encuentra que hay 0’9 mol de CO2. Calcule: a) La concentración de cada especie en el equilibrio. b) El valor de las constantes KC y KP a esa temperatura. 4. En un recipiente de 1 litro de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 0’1 mol de SbCl3, 0’1 mol de Cl2 y 1 mol de SbCl5. A 200 ºC se establece el equilibrio:

SbCl5 (g) ⇄ SbCl3 (g) + Cl2 (g)

Sabiendo que a esa temperatura Kc vale 2'2·102: a) Determine si el sistema está en equilibrio y, si no lo está, el sentido en el que va a evolucionar. b) La composición del sistema en equilibrio.

PAU 2010

5. Cuando se mezclan 0’40 moles de gas xenón con 0’80 moles de gas flúor en un recipiente de 2 litros a cierta temperatura, se observa que el 60 % del xenón reacciona con el flúor formando XeF4 gaseoso.

a) Calcule el valor de Kc a esa temperatura, para la reacción: Xe(g) + 2 F2 (g) ⇄ XeF4 (g) b) ¿Cuántos moles de F2 se deben añadir a la cantidad inicial para que la conversión sea del 75 %? 6. La descomposición del HgO sólido a 420 ºC se produce según:

2 HgO (s) ⇄ 2 Hg (s) + O2 (g) En un matraz en el que previamente se ha hecho el vacío, se introduce una cierta cantidad de HgO y se calienta a 420 ºC. Sabiendo que la presión total en el equilibrio es 0’510 atmósferas, calcule: a) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. b) La cantidad de HgO expresada en gramos que se ha descompuesto si el matraz tiene una capacidad de 5 litros. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: Hg = 200’6; O = 16. 1. El metanol se prepara industrialmente según el proceso siguiente:

CO (g) + 2 H2 (g) ⇄ CH3OH (g) H 0 Razona como afecta al rendimiento de la reacción: a) Aumentar la temperatura. b) Retirar del reactor el CH3OH (g). c) Aumentar la presión. 2. Dado el sistema de equilibrio representado por la siguiente ecuación:

NH4HS (s) ⇄ H2 S (g) + NH3 (g) Indique, razonadamente, cómo varían las concentraciones de las especies participantes en la reacción en cada uno de los siguientes casos, manteniendo la temperatura y el volumen del reactor constante: a) Se añade una cantidad de NH4HS (s). b) Se añade una cantidad de NH3 (g). c) Se elimina una cantidad de H2S (g). 3. En una vasija de 10 L mantenida a 270 ºC y previamente evacuada se introducen 2’5 moles de pentacloruro de fósforo y se cierra herméticamente. La presión en el interior comienza entonces a elevarse debido a la disociación térmica del pentacloruro:

PCl5 (g) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g) Cuando se alcanza el equilibrio la presión es de 15’6 atm. a) Calcule el número de moles de cada especie en el equilibrio. b) Obtenga los valores de Kc y Kp. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

PAU 2012

4. A la temperatura de 60 ºC la constante de equilibrio para la reacción de disociación:

N2O4 (g) ⇄ 2 NO (g), Kp = 2'49. Determine: a) El valor de Kc. b) El grado de disociación del citado compuesto a la misma temperatura cuando la presión del recipiente es de 1 atm. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1 5. En un recipiente que tiene una capacidad de 4L, se introducen 5 moles de COBr2 (g) y se calienta hasta una temperatura de 350 K. Si la constante de disociación del COBr2 (g) para dar CO(g) y Br2 (g) es Kc = 0'190. Determine: a) El grado de disociación y la concentración de las especies en equilibrio. b) A continuación, a la misma temperatura, se añaden 4 moles de CO al sistema. Determine la nueva concentración de todas las especies una vez alcanzado el equilibrio 6. El cianuro de amonio se descompone según el equilibrio:

NH4CN (s) ⇄ NH3 (g) + HCN (g) Cuando se introduce una cantidad de cianuro de amonio en un recipiente de 2 L en el que previamente se ha hecho el vacío, se descompone en parte y cuando se alcanza el equilibrio a la temperatura de 11 ºC la presión es de 0’3 atm. Calcule: a) Los valores de Kc y Kp para dicho equilibrio. b) La cantidad máxima de cianuro de amonio que puede descomponerse a 11 ºC en un recipiente de 2 L. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: H = 1; C = 12; N = 14.

1. Para la siguiente reacción en equilibrio: 2 BaO2 (s) ⇄ 2 BaO (s) + O2 (g) H 0 a) Escriba la expresión de las constantes de equilibrio Kc y Kp. b) Justifique en qué sentido se desplazará el equilibrio si se eleva la temperatura. c) Justifique cómo evoluciona el equilibrio si se eleva la presión a temperatura constante. 2. A 298º K se establece el siguiente equilibrio químico:

2 NO (g) + O2 (g) ⇄ 2 NO2 (g) H 0 Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) La relación entre Kc y Kp es Kp = Kc ·R ·T. b) Si se aumenta la temperatura Kc aumenta. c) El equilibrio se puede desplazar en el sentido de los productos con la adición de un catalizador adecuado. 3. Una mezcla gaseosa de 1 L, constituida inicialmente por 7,94 mol de gas dihidrógeno y 5,30 mol de gas diyodo, se calienta a 445 ºC, formándose en el equilibrio 9,52 mol de yoduro de hidrógeno gaseoso. a) Calcule el valor de la constante de equilibrio Kc, a dicha temperatura. b) Si hubiésemos partido de 4 mol de gas dihidrógeno y 2 mol de gas diyodo, ¿cuántos moles de yoduro de hidrógeno gaseoso habría en el equilibrio?

PAU 2013

4. A 350ºK la constante de equilibrio Kc de la reacción de descomposición del bromuro de carbonilo vale 0,205:

COBr2 (g) ⇄ CO (g) + Br2 (g) Si en un recipiente de 3L se introducen 3,75 moles de bromuro de carbonilo y se calienta hasta alcanzar esa temperatura: a) ¿Cuáles son las concentraciones de todas las especies en el equilibrio? b) ¿Cuál es el grado de disociación del bromuro de carbonilo en esas condiciones? 5. A 473º K y 2 atm de presión total, el PCl5 se disocia en un 50% en PCl3 y Cl2. Calcule: a) Las presiones parciales de cada gas en el equilibrio. b) Las constantes Kc y Kp. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1 6. Se introduce una cantidad de NaHCO3 sólido en un recipiente de 2 L a 100 ºC y se establece el siguiente equilibrio:

2 NaHCO3 (s) ⇄ Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g). Si el valor de Kp a esa temperatura es 0,231, calcule: a) La presión de CO2 y los gramos de carbonato de sodio en el equilibrio. b) Las concentraciones de las especies gaseosas en el equilibrio, al añadir al equilibrio anterior 0,01 mol de gas CO2. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas C =12; H = 1; O = 16; Na = 23.

1. En el equilibrio: C (s) + 2 H2 (g) ⇄ CH4 (g) H = 75 kJ. Prediga, razonadamente, cómo se modificará el equilibrio cuando se realicen los siguientes cambios: a) Una disminución de la temperatura. b) La adición de C(s). c) Una disminución de la presión de H2, manteniendo la temperatura constante. 2. Dada la reacción:

4 NH3 (g) + 3 O2 (g) ⇄ 2 N2 (g) + 6 H2O (l) H = 80'4 kJ. Razone: a) Cómo tendría que modificarse la temperatura para aumentar la proporción de nitrógeno molecular en la mezcla. b) Cómo influiría en el equilibrio la inyección de oxígeno molecular en el reactor en el que se encuentra la mezcla. c) Cómo tendría que modificarse la presión para aumentar la cantidad de NH3 en la mezcla. 3. En una cámara de vacío y a 448ºC se hacen reaccionar 0,5 moles de I2 (g) y 0,5 moles de H2 (g). Si la capacidad de la cámara es de 10 litros y el valor de Kc a dicha temperatura es de 50, determine para la reacción:

H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g) a) El valor de Kp. b) Presión total y presiones parciales de cada gas en el interior de la cámara, una vez alcanzado el equilibrio. Dato: R = 0'082 atm L mol-1 K-1

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4. El fosgeno es un gas venenoso que se descompone según la reacción:

COCl2 (g) ⇄ CO (g) + Cl2 (g) A la temperatura de 900 ºC el valor de la constante Kc para el proceso anterior de 0’083. Si en un recipiente de 2 L se introducen, a la temperatura indicada, 0’4 moles de COCl2, calcule: a) Las concentraciones de todas las especies en equilibrio. b) El grado de disociación del fosgeno en esas condiciones. 5. Cuando el óxido de mercurio (sólido) se calienta en un recipiente cerrado en el que se ha hecho el vacío, se disocia reversiblemente en vapor de Hg y O2 hasta alcanzar una presión total que en el equilibrio a 380ºC vale 141 mmHg, según

2 HgO (s) ⇄ 2 Hg (g) + O2 (g) Calcule: a) Las presiones parciales de cada componente en el equilibrio. b) El valor de Kp. 6. El cianuro de amonio, a 11º C, se descompone según la reacción:

NH4CN (s) ⇄ NH3 (g) + HCN (g) En un recipiente de 2 litros de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introduce una cierta cantidad de cianuro de amonio y se calienta a 11º C. Cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es de 0,3 atm. Calcule: a) Kc y Kp. b) La masa de cianuro de amonio que se descompondrá en las condiciones anteriores. Datos: R = 0'082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: N = 14; C = 12; H = 1.

EQUILIBRIOS EN FASE GASEOSA

Pág. 161: Actividades 1, 2 Ejercicios resueltos 1, 2 Pág. 163: Actividades 3, 4 Ejercicio resuelto 3 Pág. 164: Actividad 5 Ejercicio resuelto 4 Pág. 165: Actividades 6, 7 Pág. 166: Actividades 8, 9 Ejercicio resuelto 5 Pág. 169: Actividades 11, 12 Ejercicios resueltos 7, 8 Pág. 180: Ejercicio 16 Pág. 181: Ejercicio resuelto 18 Pág. 184: 23 al 31 Pág. 185: 32, 33, 34 EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS Pág. 171: Actividades 13, 14 Ejercicios resueltos 9, 10 Pág. 182: Ejercicio resuelto 19 Pág. 185: 35, 36, 37, 38


PRINCIPIO DE LE-CHÂTELIER Pág. 173: Actividades 15, 16 Ejercicio resuelto 11 Pág. 174: Actividad 17 Ejercicio resuelto 12 Pág. 175: Actividades 18, 19 Ejercicio resuelto 13 Pág. 180: Ejercicio resuelto 17 Pág. 186: 39, 40, 41, 42, 43 TERMODINÁMICA Y CONSTANTE DE EQUILIBRIO Pág. 177: Actividades 20, 21 Pág. 183: Ejercicio resuelto 20 Pág. 186: 44, 45

1. Complete los siguientes equilibrios ácido-base identificando, de forma razonada, los pares ácido-base conjugados: a) _______ + H2O ⇄ CO3

2− + H3O+

b) NH4+ + OH ⇄ H2O + _______

c) F + H2O ⇄ OH + _______ 2. a) Aplicando la teoría de Brönsted y Lowry, en disolución acuosa, razone si son ácidos o bases las especies HCO3

− y NH3. b) Indique cuáles son las bases conjugadas de los ácidos H3O+ y HNO2. c) Indique cuáles son los ácidos conjugados de las bases Cl− y HSO4

−. 3. La fenolftaleína es un indicador ácido-base que cambia de incoloro a rosa en el intervalo de pH 8 (incoloro) a pH 9’5 (rosa). a) ¿Qué color presentará este indicador en una disolución acuosa de cloruro amónico, NH4Cl? b) ¿Qué color presentará este indicador en una disolución de NaOH 10−3 M? Razone las respuestas. 4. a) Escriba el equilibrio de hidrólisis del ion amonio, identificando en el mismo las especies que actúan como ácido o como base de Brönsted. b) Razone cómo variará la concentración de ion amonio al añadir una disolución de NaOH. c) Razone cómo variará la concentración de ion amonio al añadir una disolución de HCl . 5. En 500 mL de una disolución acuosa 0’1 M de NaOH: a) ¿Cuál es la concentración de iones OH−? b) ¿Cuál es la concentración de iones H3O+? c) ¿Cuál es el pH? 6. Se preparan disoluciones acuosas de las siguientes sales: a) CaCl2 b) NH4Cl c) Na2CO3 Indique razonadamente el carácter ácido, básico o neutro de las mismas. 7. a) Calcule los gramos de NaOH que se necesitan para preparar 250 mL de una disolución acuosa de pH = 13. b) Describa el material necesario y el procedimiento a seguir para preparar la disolución de NaOH. Masas atómicas: H = 1; O = 16; Na = 23.

EJERCICIOS TEMA 7 REACCIONES ÁCIDO-BASE. APLICACIONES DE LOS EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE

PAU 2000

8. a) Calcule los gramos del ácido acético CH3COOH que se deben disolver en a 3 gua para obtener 500 mL de una disolución que tenga un pH = 2’72. b) Describa el material y el procedimiento a seguir para preparar la disolución anterior. Datos: Ka = 1'8·10−5. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16. 9. A 15 g de ácido acético se añade la cantidad suficiente de agua para obtener 500 mL de disolución. Calcule: a) El pH de la disolución que resulta. b) El grado de disociación del ácido acético. Datos: Ka = 1'8·10−5. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16. 10. A 25 ºC, la constante de basicidad del amoniaco es 1'8·10−5. Se añaden 7 gramos de amoniaco a la cantidad de agua necesaria para obtener 500 mL de disolución. a) Calcule el pH de la disolución. b) Calcule el grado de disociación del amoniaco. Masas atómicas: H = 1; N = 14. 1. Complete las ecuaciones siguientes e indique los pares ácido-base conjugados, según la teoría de Brönsted-Lowry:

a) CN− + H3O+ ⇄

b) NH4+ + OH ⇄

c) NO2 + H2O ⇄

2. Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) A igual molaridad, cuanto más débil es un ácido menor es el pH de sus disoluciones. b) A un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil. c) No existen disoluciones diluidas de un ácido fuerte. 3. Explique cuál o cuáles de las siguientes especies químicas, al disolverse en agua, formará disoluciones con pH menor que siete. a) HF b) Na2CO3 c) NH4Cl 4. a) ¿Cuál es el pH de 50 mL de una disolución de HCl 0’5 M? b) Si añadimos agua a los 50 mL de la disolución anterior hasta alcanzar un volumen de 500 mL, ¿cuál será el nuevo pH? c) Describa el procedimiento a seguir y el material necesario para preparar la disolución más diluida. 5. Se disuelven 5 g de NaOH en agua suficiente para preparar 300 mL de disolución. Calcule: a) La molaridad de la disolución y el valor del pH. b) La molaridad de una disolución de HBr, de la que 30 mL de la misma son neutralizados con 25 mL de la disolución de la base. Masas atómicas: H = 1; O = 16; Na = 23.

PAU 2001

6. Calcule: a) El pH de una disolución 0’1 M de ácido acético, CH3COOH, en la que este ácido se encuentra ionizado un 1’33 %. b) La constante Ka del ácido acético. a) ¿Cuál es la concentración en HNO3 de una disolución cuyo pH es 1? c) Describa el procedimiento e indique el material necesario para preparar 100 mL de disolución de HNO3 10−2 M a partir de la anterior. 7. Se disuelven 23 g de ácido metanoico en agua hasta obtener 10 litros de disolución. La concentración de iones H3O+ es 0’003 M. Calcule: a) El pH de la disolución y el grado de disociación. b) La constante Ka del ácido. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16. 8. La constante Kb del NH3, es igual a 1'8·10−5 a 25º C. Calcule: a) La concentración de las especies iónicas en una disolución 0’2 M de amoniaco. b) El pH de la disolución y el grado de disociación del amoniaco. 9. Calcule: a) El pH de una disolución 0’03 M de ácido perclórico, HClO4, y el de una disolución 0’05 M de NaOH. b) El pH de la disolución que resulta al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones anteriores (suponga que los volúmenes son aditivos). 1. Dadas las siguientes especies químicas: H3O+, OH−, HCl, HCO3

−, NH3 y HNO3, justifique, según la teoría de Brönsted-Lowry: a) Cuáles pueden actuar sólo como ácidos. b) Cuáles pueden actuar sólo como bases. c) Cuáles pueden actuar como ácidos y como bases. 2. En 500 mL de una disolución acuosa 0’1 M de NaOH: a) Cuál es la concentración de OH−. b) Cuál es la concentración de H3O+. c) Cuál es su pH. 3. Razone, mediante un ejemplo, si al disolver una sal en agua: a) Se puede obtener una disolución de pH básico. b) Se puede obtener una disolución de pH ácido. c) Se puede obtener una disolución de pH neutro. 4. En dos disoluciones de la misma concentración de dos ácidos débiles monopróticos HA y HB, se comprueba que [A−] es mayor que la [B−]. Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) El ácido HA es más fuerte que HB. b) El valor de la constante de disociación del ácido HA es menor que el valor de la constante de disociación de HB. c) El pH de la disolución del ácido HA es mayor que el pH de la disolución del ácido HB.

PAU 2002

5. a) El pH de una disolución de un ácido monoprótico (HA) de concentración 5·10−3 M es 2’3. ¿Se trata de un ácido fuerte o débil? Razone la respuesta. b) Explique si el pH de una disolución acuosa de NH4Cl es mayor, menor o igual a siete. 6. Sabiendo que la constante de ionización del ácido acético, CH3COOH, a tiene un valor de 1'8·10−5, calcule: a) El grado de disociación. b) El pH de una disolución 0’01 M de ácido acético. 7. En una disolución acuosa de HNO2 0’2 M, calcule: a) El grado de disociación del ácido. b) El pH de la disolución. Dato: Ka = 4'5·10−4. 8. Calcule: a) El pH de una disolución 0’02 M de ácido nítrico y el de una disolución 0’05 M de NaOH. b) El pH de la disolución que resulta al mezclar 75 mL de la disolución del ácido con 25 mL de la disolución de la base. Suponga los volúmenes aditivos. 1. Dadas las especies en disolución acuosa: NH4

+, CH3COOH, HCO3− y OH−

a) Justifique el comportamiento como ácido y/o base de cada una de ellas, según la teoría de Brönsted-Lowry. b) Indique cuál es el par conjugado en cada caso. 2. Justifique si las siguientes afirmaciones son correctas: a) El ion HSO4

− puede actuar como ácido según la teoría de Arrhenius. b) El ion CO3

2− es una base según la teoría de Brönsted y Lowry. 3. De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry, indique cuáles de las siguientes especies: HSO4

−, HNO3, S2−, NH3, H2O y H3O+ a) Actúan sólo como ácido. b) Actúan sólo como base. c) Actúan como ácido y base. 4. a) ¿Qué significado tienen los términos fuerte y débil referidos a un ácido o a una base? b) Si se añade agua a una disolución de pH = 4 ¿qué le ocurre a la concentración de H3O+? 5. Considere cuatro disoluciones A, B, C y D caracterizadas por:

A: pH = 4 ; B: [OH−] = 10−14 ; C: [H3O+] = 10−7 ; D: pH =9. a) Ordénelas de menor a mayor acidez. b) Indique cuáles son ácidas, básicas o neutras. 6. De los ácidos débiles HNO2 y HCN, el primero es más fuerte que el segundo. a) Escriba sus reacciones de disociación en agua, especificando cuáles son sus bases conjugadas. b) Indique, razonadamente, cuál de las dos bases conjugadas es la más fuerte.

PAU 2003

7. Se dispone de 80 mL de una disolución acuosa de NaOH 0’8 M. Calcule: a) El volumen de agua que hay que añadir para que la concentración de la nueva disolución sea 0’5 M. Suponga que los volúmenes son aditivos. b) El pH de la disolución 0’5 M. 8. Se preparan 100 mL de disolución acuosa de HNO2 que contienen 0’47 g de este ácido. Calcule: a) El grado de disociación del ácido nitroso. b) El pH de la disolución. Datos: Ka = 5'0·10−4. Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1. 9. En una disolución acuosa 0’01 M de ácido cloroacético (ClCH2COOH), éste se encuentra disociado en un 31 %. Calcule: a) La constante de disociación del ácido. b) El pH de esa disolución. 10. En 50 mL de una disolución acuosa de HCl 0’05 M se disuelven 1’5 g de NaCl. Suponiendo que no se altera el volumen de la disolución, calcule: a) La concentración de cada uno de los iones. b) El pH de la disolución. Masas atómicas: Na = 23; Cl = 35’5. 1. De las siguientes especies químicas: H3O+, CO3

2−, HCl, HCO3−, NH3, H2O y NH4

+, explique según la teoría de Brönsted-Lowry: a) Cuáles pueden actuar sólo como ácido. b) Cuáles sólo como base. c) Cuáles como ácido y como base. 2. Calcule los datos necesarios para completar la tabla siguiente e indique, en cada caso, si la disolución es ácida o básica. 3. a) Explique el procedimiento a seguir, indicando el material de laboratorio necesario, para preparar 250 mL de una disolución acuosa 0’2 M de NaOH (masa molecular = 40). b) ¿Cuál es la concentración de OH−? c) ¿Cuál es su pH? 4. a) El pH de una disolución de un ácido monoprótico (HA) de concentración 5·10−3 M es 2’3. ¿Se trata de un ácido fuerte o débil? Razone su respuesta. b) Razone si el pH de una disolución acuosa de CH3COONa es mayor, menor o igual a 7.

pH [H3O+] [OH−]

a) 1

b) 2·10-4 M

c) 2·10-5 M

PAU 2004

5. Justifique el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas de las siguientes sales: a) KCl b) NH4Cl 6. Se disuelven 0’86 g de Ba(OH)2 en la cantidad de agua necesaria para obtener 0’1 L de disolución. Calcule: a) Las concentraciones de las especies OH− y Ba2+ en la disolución. b) El pH de la disolución. Masas atómicas: Ba = 137; O = 16; H = 1. 7. Un ácido monoprótico, HA, en disolución acuosa de concentración 0’03 M, se encuentra ionizado en un 5 %. Calcule: a) El pH de la disolución. b) La constante de ionización del ácido. 8. a) Calcule los gramos de NaOH necesarios para preparar 250 mL de una disolución cuyo pH sea 12. b) ¿Qué volumen de una disolución de ácido clorhídrico 0’2 M será necesario para neutralizar 50 mL de la disolución de NaOH anterior? Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1. 9. Se añaden 7 g de amoníaco a la cantidad de agua necesaria para obtener 500 mL de disolución. a) Calcule el pH de la disolución. b) Calcule el grado de disociación del amoníaco. Datos: Kb (NH3) = 1'8·10−5. Masas atómicas : N = 14; H = 1. 10. El pH de una disolución de ácido acético es 2’9. Calcule: a) La molaridad de la disolución. b) El grado de disociación del ácido acético en dicha disolución. Datos: Ka = 1'8·10−5 1. a) Explique por qué el CH3COONa genera pH básico en disolución acuosa. b) Indique cuál es el ácido conjugado de las siguientes especies, cuando actúan como base en medio acuoso: NH3, H2O, OH−. 2. a) Escriba el equilibrio de ionización y la expresión de Kb para una disolución acuosa de NH3. b) Justifique cualitativamente el carácter ácido, básico o neutro que tendrá una disolución acuosa de KCN, siendo Ka (HCN) = 6'2·10−10. c) Indique todas las especies químicas presentes en una disolución acuosa de HCl. 3. Razone y, en su caso, ponga un ejemplo si al disolver una sal en agua se puede obtener: a) Una disolución de pH básico. b) Una disolución de pH ácido.

PAU 2005

4. Calcule el pH de las siguientes disoluciones acuosas: a) 100 mL de HCl 0’2 M. b) 100 mL de Ca(OH)2 0’25 M. 5. Se mezclan 250 mL de una disolución 0’25 M de NaOH con 150 mL de otra disolución 0’5 molar de la misma base. Calcule: a) La concentración, en gramos por litro, de la disolución resultante. b) El pH de la disolución final. Masas atómicas: Na = 23; O =16; H = 1. 6. Una disolución acuosa de amoniaco 0’1 M tiene un pH de 11’11. Calcule: a) La constante de disociación del amoniaco. b) El grado de disociación del amoniaco. 7. Al disolver 0’23 g de HCOOH en 50 mL de agua se obtiene una disolución de pH igual a 2’3. Calcule: a) La constante de disociación de dicho ácido. b) El grado de disociación del mismo. Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1. 8. El ácido benzoico (C6H5COOH) es un buen conservante de alimentos ya que inhibe el desarrollo microbiano, siempre y cuando el medio posea un pH inferior a 5. Calcule: a) Si una disolución acuosa de ácido benzoico de concentración 6’1 g/L es adecuada como conservante. b) El grado de disociación del ácido en disolución. Datos: Ka = 6'5 10−5. Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1. 9. Una disolución acuosa 0’1 M de un ácido HA, posee una concentración de protones de 0’03 mol/L. Calcule: a) El valor de la constante Ka del ácido y el pH de esa disolución. b) La a concentración del ácido en la disolución para que el pH sea 2’0. 1. Utilizando la teoría de Brönsted-Lowry, justifique el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas de las siguientes especies: a) CO3

2− b) Cl− c) NH4

+ 2. Complete las siguientes reacciones e indique, según la teoría de Brönsted-Lowry, las especies que actúan como ácido o como base, así como sus correspondientes pares conjugados: a) HCl + H2O ⇄

b) NH3 + H2O ⇄ c) NH4

+ + H2O ⇄ 3. a) ¿Cuál es la concentración de H3O+ en 200 mL de una disolución acuosa 0’1 M de HCl? b) ¿Cuál es el pH? c) ¿Cuál será el pH de la disolución que resulta al diluir con agua la anterior hasta un litro?

PAU 2006

4. Justifique, mediante la formulación de las ecuaciones correspondientes, el carácter ácido, básico o neutro que presentarían las disoluciones acuosas de las siguientes sustancias: a) Cloruro de sodio. b) Cloruro de amonio. c) Acetato de sodio. 5. El pH de un litro de una disolución acuosa de hidróxido de sodio es 13. Calcule: a) Los gramos de hidróxido sódico utilizados para prepararla. b) El volumen de agua que hay que añadir a un litro de la disolución anterior para que su pH sea 12. Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H= 1. 6. a) Describa el procedimiento e indique el material necesario para preparar 500 mL de una disolución acuosa de hidróxido de sodio 0’001 M a partir de otra 0’1 M. b) ¿Cuál es el pH de la disolución preparada? 7. a) ¿Cuál es el pH de 100 mL de una disolución acuosa de NaOH 0’01 M? b) Si añadimos agua a la disolución anterior hasta un volumen de un litro ¿cuál será su pH? 8. A 25 ºC, una disolución de amoniaco contiene 0’17 g de este compuesto por litro y está ionizado en un 4’24 %. Calcule: a) La constante de ionización del amoniaco a la temperatura mencionada. b) El pH de la disolución. Masas atómicas: N = 14; H = 1. 9. En una disolución de un ácido monoprótico, HA, de concentración 0’1 M, el ácido se encuentra disociado en un 1’3 %. Calcule: a) El pH de la disolución. b) El valor de la constante Ka del ácido. 10. Se tiene una disolución acuosa de CH3COOH 0’05 M. Calcule: a) El grado de disociación del ácido acético. b) El pH de la disolución. Dato: Ka = 1'8·10−5

11. a) Calcule el volumen de agua que hay que añadir a 100 mL de una disolución 0’5 M de NaOH para que sea 0’3 M. b) Si a 50 mL de una disolución 0’3 M de NaOH añadimos 50 mL de otra de HCl 0’1 M, ¿qué pH tendrá la disolución resultante? Suponga que los volúmenes son aditivos. 1. Complete los siguientes equilibrios e identifique los pares ácido-base conjugados:

a) CO32- + H2O ⇄ ______ + ______

b) NH4+ + OH− ⇄ _______ + _______

c) CN− + _____ ⇄ _______ + OH−

PAU 2007

2. Considere cuatro disoluciones A, B, C y D caracterizadas por: A: [OH−] = 10−13 ; B: pH = 3 ; C: pH =10 ; D: [H3O+] = 10−7

a) Ordénelas de menor a mayor acidez. b) Indique razonadamente cuáles son ácidas, básicas o neutras. 3. Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) En las disoluciones acuosas de las bases débiles, éstas se encuentran totalmente disociadas. b) Un ácido débil es aquél cuyas disoluciones son diluidas. 4. a) Justifique, mediante la reacción correspondiente, el pH ácido de una disolución acuosa de NH4Cl. b) Indique cuál es el ácido conjugado de las siguientes especies cuando actúan como base en medio acuoso: HCO3

−, H2O y CH3COO−. 5. Escriba las reacciones de hidrólisis de las siguientes sales e indique si el pH resultante será ácido, básico o neutro: a) NaCN (HCN es un ácido débil) b) KCl c) NH4Cl 6. a) Justifique, mediante la teoría de Brönsted-Lowry, el carácter ácido, básico o neutro que presentarán las disoluciones acuosas de las siguientes especies: NH3, CO3

2-, HNO3 b) Describa el procedimiento y el material necesario para llevar a cabo la valoración de una disolución acuosa de HCl con otra de NaOH. 7. Se disuelven 23 g de ácido metanoico, HCOOH, en agua hasta obtener 10 L de disolución. La concentración de H3O+ es 0’003 M. Calcule: a) El grado de disociación del ácido en disolución. b) El valor de la constante Ka. Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16. 8. Una disolución acuosa de ácido cianhídrico (HCN) 0’01 M tiene un pH de 5’6. Calcule: a) La concentración de todas las especies químicas presentes. b) El grado de disociación del HCN y el valor de su constante de acidez. 9. a) Calcule el pH de una disolución de HClO4 0’03 M y de una disolución 0’05 M de NaOH. b) Calcule el pH de la disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones anteriores. Suponga que los volúmenes son aditivos. 1. Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Las disoluciones acuosas de acetato de sodio dan un pH inferior a 7. b) Un ácido débil es aquél cuyas disoluciones son diluidas. c) La disociación de un ácido fuerte en una disolución diluida es prácticamente total.

PAU 2008

2. a) ¿Qué volumen de disolución de NaOH 0’1 M se necesitaría para neutralizar 10 mL de disolución acuosa de HCl 0’2 M? b) ¿Cuál es el pH en el punto de equivalencia? c) Describa el procedimiento experimental y nombre el material necesario para llevar a cabo la valoración. 3. Calcule el pH de 50 mL de: a) Una disolución acuosa 0’01 M de cloruro de hidrógeno. b) Una disolución acuosa 0’01 M de hidróxido de potasio. c) Una disolución formada por la mezcla de volúmenes iguales de las dos disoluciones anteriores. 4. Escriba las ecuaciones químicas correspondientes a la disolución en agua de las siguientes sales y clasifíquelas en ácidas, básicas o neutras: a) KNO3 b) NH4Cl c) Na2CO3 5. Se preparan 10 L de disolución de un ácido monoprótico HA, de masa molar 74, disolviendo en agua 37 g de éste. La concentración de H3O+ es 0’001 M. Calcule: a) El grado de disociación del ácido en disolución. b) El valor de la constante Ka. 6. El ácido cloroacético es un ácido monoprótico. En una disolución acuosa de concentración 0’01 M se encuentra disociado en un 31 %. Calcule: a) La constante de disociación del ácido. b) El pH de la disolución. 7. Se disuelven 0'17 g de amoniaco en agua, obteniéndose 100 mL de disolución de pH = 11'12. Calcule: a) El grado de disociación del amoniaco. b) El valor de la constante Kb de esta sustancia. Masas atómicas: N = 14; H = 1. 8. a) ¿Qué volumen de una disolución 0’03 M de HClO4 se necesita para neutralizar 50 mL de una disolución 0’05 M de NaOH? b) Calcule el pH de la disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones anteriores. Suponga que los volúmenes son aditivos. 9. Se prepara una disolución tomando 10 mL de una disolución de ácido sulfúrico del 24% de riqueza en peso y densidad 1’17 g/mL, y añadiendo agua destilada hasta un volumen de 100 mL. Calcule: a) El pH de la disolución diluida. b) El volumen de la disolución preparada que se necesita para neutralizar 10 mL de disolución de KOH de densidad 1’05 g/mL y 15% de riqueza en peso. Masas atómicas: K = 39; S = 32; O = 16; H = 1.

1. Complete los siguientes equilibrios ácido-base e identifique los pares conjugados, según la teoría de Bronsted-Lowry:

a) ______ + H2O ⇄ HPO42- + _______

b) HCN + OH− ⇄ _______ + _______

c) ______ + H2O ⇄ HSO4 + _______

2. Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Un ácido puede tener carácter débil y estar concentrado en disolución. b) Un ion negativo puede ser un ácido. c) Existen sustancias que pueden actuar como base y como ácido. 3. En medio acuoso, según la teoría de Brönsted-Lowry: a) Justifique el carácter básico del amoníaco. b) Explique si el CH3COONa genera pH básico.

c) Razone si la especie HNO2 puede dar lugar a una disolución de pH 7. 4. Para las siguientes sales: NaCl, NH4NO3 y K2CO3 a) Escriba las ecuaciones químicas correspondientes a su disolución en agua. b) Clasifique las disoluciones en ácidas, básicas o neutras.

5. Para las especies CN, HF y CO32, en disolución acuosa:

a) Escriba, según corresponda, la fórmula del ácido o de la base conjugados. b) Justifique, mediante la reacción correspondiente, el carácter ácido o básico que es de esperar de cada una de las disoluciones. 6. El pH de 1 L de disolución acuosa de hidróxido de litio es 13. Calcule: a) Los gramos de hidróxido que se han utilizado para prepararla. b) El volumen de agua que hay que añadir a 1 L de la disolución anterior para que su pH sea 12. Suponga que los volúmenes son aditivos. Masas atómicas: Li = 7; H = 1; O = 16.

7. La codeína es un compuesto monobásico de carácter débil cuya constante Kb es 9·107. Calcule: a) El pH de una disolución acuosa 0’02 M de codeína. b) El valor de la constante de acidez del ácido conjugado de la codeína. 8. En 500 mL de agua se disuelven 3 g de CH3COOH. Calcule: a) El pH de la disolución. b) El tanto por ciento de ácido ionizado.

Datos: Ka = 1'8·105. Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16. 9. En una disolución acuosa 0'03 M de amoniaco, éste se encuentra disociado en un 2'4 %. Calcule: a) El valor de la constante de disociación de la base. 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.

PAU 2009

10. En el laboratorio se tienen dos recipientes: uno contiene 15 mL de una disolución acuosa de HCl de concentración 0’05 M y otro 15 mL de una disolución acuosa 0’05 M de CH3COOH. Calcule: a) El pH de las disoluciones. b) La cantidad de agua que se deberá añadir a la disolución más ácida para que el pH de ambas sea el mismo. Suponga que los volúmenes son aditivos.

Dato: Ka = 1'8·105 1. a) El pH de una disolución acuosa de un ácido monoprótico (HA) de concentración 5·10−3 M es 2’3. Razone si se trata de un ácido fuerte o débil. b) Justifique si el pH de una disolución acuosa de NH Cl es mayor, menor o igual a 7. 2. a) Ordene de menor a mayor acidez las disoluciones acuosas de igual concentración de HNO3, NaOH y KNO3. Razone su respuesta. b) Se tiene un ácido fuerte HA en disolución acuosa. Justifique qué le sucederá al pH de la disolución al añadir agua. 3. Justifique mediante las reacciones correspondientes: a) Qué le ocurre al equilibrio de hidrólisis que experimenta el NH4Cl en disolución acuosa, cuando se añade NH3. b) El comportamiento anfótero del HCO3

− en disolución acuosa. c) El carácter ácido o básico del NH3 y del SO3

2− en disolución acuosa. 4. Justifique, mediante las reacciones correspondientes, el comportamiento de una disolución amortiguadora formada por ácido acético y acetato de sodio, cuando se le añaden pequeñas cantidades de: a) Un ácido fuerte, como HCl. b) Una base fuerte, como KOH . 5. a) ¿Qué volumen de disolución acuosa de NaOH 2 M es necesario para neutralizar 25 mL de una disolución 0’5 M de HNO3? b) Justifique cuál será el pH en el punto de equivalencia. c) Describa el procedimiento experimental e indique el material y productos necesarios para llevar a cabo la valoración anterior. 6. Disponemos de dos matraces: uno contiene 50 mL de una disolución acuosa de HCl 0’10 M, y el otro, 50 mL de una disolución acuosa de HCOOH diez veces más concentrado que el primero. Calcule: a) El pH de cada una de las disoluciones. b) El volumen de agua que se debe añadir a la disolución más ácida para que el pH de las dos sea el mismo.

Dato: Ka (HCOOH) = 1'8·104

PAU 2010

7. Se preparan 100 mL de una disolución acuosa de amoniaco 0’2 M.

a) Calcule el grado de disociación del amoniaco y el pH de la disolución. Dato: Kb = 1'8·105 b) Si a 50 mL de la disolución anterior se le añaden 50 mL de agua, calcule el grado de disociación del amoniaco y el valor del pH de la disolución resultante. Suponga que los volúmenes son aditivos. 8. Una disolución acuosa A contiene 3’65 g de HCl en un litro de disolución. Otra disolución acuosa B contiene 20 g de NaOH en un litro de disolución. Calcule: a) El pH de cada una de las disoluciones. b) El pH final después de mezclar 50 mL de la disolución A con 50 mL de la disolución B. Suponga que los volúmenes son aditivos. Masas atómicas: Cl = 35'5; O = 16; Na = 23; H = 1. 9. Se dispone de una disolución acuosa de hidróxido de bario de pH = 12. Calcule: a) Los gramos de hidróxido de bario disueltos en 650 mL de esa disolución. b) El volumen de ácido clorhídrico 0,2 M que es necesario para neutralizar los 650 mL de la disolución anterior. 1. Complete los siguientes equilibrios ácido-base e indique las sustancias que actúan como ácido y como base y sus pares conjugados según la teoría de Brönsted-Lowry:

a) NH4+ + H2O ⇄

b) NO2− + H2O ⇄

c) H2O + HCO3 ⇄

2. Razone qué ocurrirá con el pH cuando: a) Se añade agua a una disolución acuosa de ácido fuerte. b) Se añade a 500 mL de una disolución acuosa de ácido fuerte 100 mL de la misma disolución. c) Se añade agua a una disolución acuosa de base fuerte. 3. Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Una base fuerte es aquella cuyas disoluciones acuosas son concentradas. b) En las disoluciones acuosas de las bases débiles, éstas se encuentran totalmente disociadas. c) La disociación de un ácido fuerte en una disolución acuosa diluida es prácticamente total. 4. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Dos disoluciones acuosas de pH = 2 de distintos ácidos siempre tienen la misma concentración de ácido. b) Una base débil es aquella cuyas disoluciones acuosas siempre son diluidas. c) La disociación de un ácido fuerte en agua es prácticamente total. 5. A 25 ºC, una disolución acuosa de amoniaco contiene 0’17 g de este compuesto por litro y se encuentra disociado en un 4’3 %. Calcule: a) La concentración de iones hidróxido y amonio. b) La constante de disociación. Masas atómicas: N = 14; H = 1.

PAU 2011

6. En la etiqueta de un frasco de ácido clorhídrico comercial se especifican los siguientes datos: 32 % en masa, densidad 1’14 g/mL. Calcule: a) El volumen de disolución necesario para preparar 0’1 L de HCl 0’2 M. b) El volumen de una disolución acuosa de hidróxido de bario 0’5 M necesario para neutralizar los 0’1 L de HCl del apartado anterior. Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5. 7. a) ¿Cuál es el valor de la constante Ka del ácido cloroacético, ClCH2COOH, a 25 ºC, si en disolución 0’01 M se encuentra ionizado al 31 %? b) ¿Cuál es el pH de esta disolución? 8. Calcule: a) La concentración de una disolución acuosa de ácido clorhídrico sabiendo que para neutralizar 25 mL de la misma se han gastado 19’2 mL de una disolución de hidróxido de sodio 0’13 M. b) El pH de la disolución que resulta al añadir 3 mL de hidróxido de sodio 0’13 M a 20 mL de la disolución acuosa de ácido clorhídrico del apartado anterior. Suponga que los volúmenes son aditivos. 1. Clasifique según la teoría de Brönsted–Lowry en ácido, base o anfótero, frente al agua, los siguientes especies químicas, escribiendo las reacciones que lo justifiquen: a) NH3 b) H2PO4

− c) HCN 2. Las constantes de acidez del CH3COOH y del HCN en disolución acuosa son 1'8·10−5 y 4'93·10−10 y respectivamente. a) Escribe la reacción de disociación de ambos ácidos en disolución acuosa y las expresiones de la constante de acidez. b) Justifique cuál de ellos es el ácido más débil. c) Escribe la reacción química de acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry y justifica el carácter básico del cianuro de sodio. 3. a) Escriba el equilibrio de hidrólisis del ion amonio identificando en el mismo las especies que actúan como ácidos o bases de Brönsted–Lowry. b) Razone como varía la concentración de ion amonio al añadir una disolución de hidróxido de sodio. c) Razone como varía la concentración de iones amonio al disminuir el pH. 4. Indique, razonadamente, si el pH de las disoluciones acuosas de las especies químicas siguientes es mayor, menor o igual a 7: a) NH3 b) NH4Cl c) CaCl2

5. En una disolución acuosa de HNO2 0’2 M, calcule: a) El grado de disociación del ácido. b) El pH de la disolución. Dato: Ka = 4'5·10-4

PAU 2012

6. Se dispone de una disolución acuosa de ácido acético de pH = 3. a) Calcule la concentración del ácido acético en la citada disolución. b) ¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico 0’1M habría que tomar para preparar 100 mL de una disolución con el mismo que la disolución anterior de ácido acético?

Dato: Ka = 1'8·105 7. Se disuelven 5 g de NaOH en agua suficiente para preparar 300 mL de disolución. Calcule: a) La molaridad de la disolución y el valor del pH. b) La molaridad de una disolución de H2SO4 de la que 30 mL de la misma son neutralizados con 25 mL de la disolución de la base H2SO4. Masas atómicas: H = 1; O = 16; Na = 23. 9. Se dispone de ácido perclórico (ácido fuerte) del 65% de riqueza en peso y de densidad 1'6 g·mL−1. Determine: a) El volumen al que hay que diluir 1’5 mL de dicho ácido para que el pH resultante sea igual a 1’0. b) El volumen de hidróxido de potasio (base fuerte) 0’2 M que deberá añadirse para neutralizar 50 mL de la disolución anterior, de pH = 1'0. Masas atómicas: H = 1; Cl = 35'5; O = 16. 1. De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry, complete las siguientes ecuaciones e indique las especies que actúan como ácidos y las que actúan como base:

a) H2CO3 + NH3 ⇄ HCO3 + _______

b) HSO4 + HCO3

⇄ H2CO3 + _______

c) NH4+ + ______ ⇄ NH3 + HCO3

2. Indique la diferencia entre: a) Un ácido fuerte y un ácido débil. b) Un ácido fuerte y un ácido concentrado. c) Un anfótero y un ácido. 3. a) Ordene de menor a mayor acidez las disoluciones acuosas de igual concentración de HNO3, NaOH y KNO3. Razone la respuesta. b) Se tiene un ácido débil HB en disolución acuosa. Justifique qué le sucederá al pH de la disolución cuando se le añade agua. 4. a) Explique por qué una disolución acuosa de (NH4)2SO4 genera un pH débilmente ácido. b) Indique cuál es la base conjugada de las siguientes especies, cuando actúan como ácido en

medio acuoso, escribiendo las reacciones correspondientes: HNO3, HCOOH, H2PO4

5. Justifique el pH de las disoluciones acuosas de las siguientes sales mediante las correspondientes reacciones de hidrólisis: a) NaNO2 b) KCl c) NH4NO3

PAU 2013

6. Se ha preparado una disolución en un matraz aforado de 500 mL introduciendo 5 mL de HCI concentrado del 36% y densidad 1,18 g/mL, 250 mL de HCl 1,5 M y la cantidad suficiente de agua hasta enrasar el matraz. a) ¿Cuál será el pH de la disolución? b) Calcule el volumen necesario de dicha disolución para neutralizar 50 mL de una disolución de NaOH cuyo pH inicial es de 13,26. Datos: Masas atómicas Cl = 35,5; H = 1. 7. Se prepara una disolución de ácido benzoico C6H5COOH cuyo pH es 3,1 disolviendo 0,61 g del ácido en agua hasta obtener 500 mL de disolución. Calcule: a) La concentración inicial del ácido y el grado de disociación. b) El volumen de hidróxido de sodio 0,1 M necesario para que reaccione completamente con 50 mL de disolución de ácido benzoico. Datos: Masas atómicas C = 12; H = 1; O = 16. 8. Tenemos una disolución 0,05 M de ácido benzoico (C6H5COOH):

a) Calcule su pH y el grado de disociación del ácido sabiendo que la constante Ka es 6'5·105. b) ¿Qué molaridad debe tener una disolución de ácido sulfúrico que tuviera el mismo pH que la disolución anterior? 9. Se disuelven 10 g de hidróxido de sodio en agua hasta obtener 0,5 L de disolución. Calcule: a) La molaridad de la disolución y su pH. b) El volumen de la disolución acuosa de ácido sulfúrico 0,2 M que se necesita para neutralizar 20 mL de la disolución anterior. Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1. 1. Indique, razonadamente, si cada una de las siguientes proposiciones es verdadera o falsa: a) De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry el carácter básico del amoníaco, en disoluciones

acuosas, se debe a que acepta un grupo OH de la molécula de agua. b) Si el pH de una disolución de un ácido monoprótico fuerte es 2’17 la concentración molar de la disolución respecto a dicho ácido estará comprendida entre 0’001 y 0’01.

c) En disoluciones acuosas el ion HCO3 se comporta como un electrolito anfótero.

2. Responda razonadamente:

a) En una disolución acuosa 0’1 M de ácido sulfúrico. ¿Cuál es la concentración de iones H3O y

de iones OH? b) Sea una disolución acuosa 0’1 M de hidróxido de sodio. ¿Cuál es el pH de la disolución? c) Sea una disolución de ácido clorhídrico y otra de la misma concentración de ácido acético.

¿Cuál de las dos tendrá mayor pH? Dato: Ka (CH3COOH) = 1'75·105 3. Dadas las constantes de ionización de los siguientes ácidos:

Ka (HF) = 6'6·104 ; Ka (CH3COOH) = 1'75·105 ; Ka (HCN) = 6'2·1010 a) Indique razonadamente qué ácido es más fuerte en disolución acuosa. b) Escriba el equilibrio de disociación del HCN indicando cuál será su base conjugada. c) Deduzca el valor de Kb del CH3COOH.

PAU 2014

4. Justifique razonadamente cuáles de las siguientes disoluciones acuosas constituirían una disolución amortiguadora.

a) CH3COOH + CH3COONa Ka (CH3COOH) = 1'75·105

b) HCN + NaCl Ka (HCN) = 6'2·1010

c) NH3 + NH4Cl Kb (NH3) = 1'8·105

5. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Cuanto mayor sea la concentración inicial de un ácido débil, mayor será la constante de disociación. b) El grado de disociación de un ácido débil es independiente de la concentración inicial del ácido. c) Una disolución acuosa de cloruro de amonio tiene un pH básico.

6. a) Si el valor de la constante Kb del amoniaco es 1'8·105, ¿cuál debería ser la molaridad de una disolución de amoniaco para que su pH = 11?

b) El valor de la constante Ka del HNO2 es 4'5·104. Calcule los gramos de este ácido que se necesitan para preparar 100 mL de una disolución acuosa cuyo pH = 2'5. Datos: Masas atómicas O = 16; N = 14; H = 1.

7. Una disolución acuosa 102 M de ácido benzoico (C6H5COOH) presenta un grado de

disociación de 8'15·102. Determine: a) La constante de ionización del ácido. b) El pH de la disolución y la concentración de ácido benzoico sin ionizar que está presente en el equilibrio. 8. Una disolución acuosa 0,03 M de un ácido monoprótico, HA , tiene un pH de 3,98. Calcule:

a) La concentración molar de A en disolución y el grado de disociación del ácido. b) El valor de la constante K a del ácido y el valor de la constante Kb de su base conjugada. 9. Calcule: a) El pH de la disolución que resulta de mezclar 250 mL de HCl 0’1 M con 150 mL de NaOH 0’2 M. Suponga que los volúmenes son aditivos. b) La riqueza de un hidróxido de sodio comercial, si 30 g del mismo necesitan 50 mL de H2SO4 3 M para su neutralización. Masas atómicas: O = 16; Na = 23; H = 1. ESCALA DE pH Pág. 194: Ejercicio resuelto 2 Pág. 195: Actividades 3, 4 Ejercicios resueltos 3, 4 Pág. 214: 24, 25, 26, 27


FORTALEZA DE ÁCIDOS Y BASES. CÁLCULO DE pH Pág. 196: Ejercicio resuelto 5 Pág. 197: Actividad 5 Ejercicio resuelto 6 Pág. 198: Actividad 6 Ejercicio resuelto 7 Pág. 199: Ejercicio resuelto 8 Pág. 200: Actividad 7 Ejercicio resuelto 9 Pág. 202: Ejercicio resuelto 10 Pág. 211: Ejercicio resuelto 15 Pág. 214: 19, 20, 21, 22, 23 Pág. 215: 29 al 39 Pág. 244: 35, 36 HIDRÓLISIS DE SALES Pág. 207: Actividades 13, 14 Pág. 209: Actividades 17, 18 Ejercicio resuelto 13 Pág. 216: 43, 44 VALORACIONES ÁCIDO-BASE Pág. 229: Actividades 7, 8 Ejercicio resuelto 7 Pág. 243: 28 Pág. 244: 34

1. Los productos de solubilidad del cloruro de plata y del fosfato de plata en agua son,

respectivamente, 1'6·1011 y 1'8·1018. Razone: a) ¿Qué sal será más soluble en agua? b) ¿Cómo se modificará la solubilidad de ambas sales, si se añade a cada una de ellas nitrato de plata? 2. A 25 ºC la solubilidad del PbI2 en agua pura es 0’7 g/L. Calcule: a) El producto de solubilidad. b) La solubilidad del PbI2 a esa temperatura en una disolución 0’1 M de KI. Masas atómicas: I = 127; Pb = 207. 3. Se dispone de una disolución acuosa saturada de Fe(OH)3, compuesto poco soluble. a) Escriba la expresión del producto de solubilidad para este compuesto. b) Deduzca la expresión que permite conocer la solubilidad del hidróxido a partir del producto de solubilidad. c) Razone cómo varía la solubilidad del hidróxido al aumentar el pH de la disolución.

4. A 25ºC el producto de solubilidad en agua del AgOH es 2·108. Para esa temperatura, calcule: a) La solubilidad del compuesto en g/L. b) La solubilidad del hidróxido de plata en una disolución de pH = 13. Masas atómicas: Ag = 108; O = 16; H = 1. 1. El hidróxido de magnesio es un compuesto poco soluble en agua. a) Escriba la expresión del producto de solubilidad del compuesto. b) Deduzca la expresión que relaciona la solubilidad con el producto de solubilidad del compuesto. c) Justifique cómo se modificará la solubilidad si se añade una cierta cantidad de hidróxido de sodio. 2. Se dispone de una disolución acuosa saturada de Ag2CrO4 con una pequeña cantidad de precipitado en el fondo. Razone cómo afecta a la cantidad de precipitado la adición de: a) Agua. b) Una disolución acuosa de cromato de sodio. c) Una disolución acuosa de nitrato de plata.

EJERCICIOS TEMA 8 SOLUBILIDAD Y REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

PAU 2010

PAU 2011

3. A 25 ºC el producto de solubilidad del carbonato de plata en agua pura es 8'1·1012. Calcule: a) La solubilidad molar del Ag2CO3 a 25 ºC. b) Los gramos de Ag2CO3 que podemos llegar a disolver en medio litro de agua a esa temperatura. Masas atómicas: Ag = 108; C = 12; O = 16.

4. A cierta temperatura el producto de solubilidad en agua del AgI es 8'3·1017. Para esa temperatura, calcule la solubilidad molar del compuesto en: a) Una disolución 0’1 M de AgNO3. b) Una disolución de ácido yodhídrico de pH = 2.

1. A 25º C la constante del equilibrio de solubilidad del Mg(OH)2 sólido es KS = 3'4·1011. a) Establezca la relación que existe entre la constante Ks y la solubilidad (s) del Mg(OH)2. b) Explique, razonadamente, cómo se podría disolver, a 25º C y mediante procedimientos químicos un precipitado de Mg(OH)2. c) ¿Qué efecto tendría sobre la solubilidad del Mg(OH)2 a 25º C la adición de cloruro de magnesio? Razone la respuesta. 2. En diversos países la fluoración del agua de consumo humano es utilizada para prevenir caries.

a) Si el producto de solubilidad Ks del CaF2 es 1'0·1010, ¿cuál es la solubilidad de una disolución saturada de CaF2? b) ¿Qué cantidad en gramos de NaF hay que añadir a un litro de una disolución acuosa que

contiene 20 mg de Ca2 para que empiece a precipitar CaF2? Masas atómicas: F = 19; Na = 23; Ca = 40. 3. En un vaso de agua se pone una cierta cantidad de una sal poco soluble, de fórmula general AB3, y no se disuelve completamente. El producto de solubilidad es Ks :

a) Deduzca la expresión que relaciona la concentración molar de A3 con el producto de solubilidad de la sal. b) Si se añade una cantidad de sal muy soluble CB2. Indique, razonadamente, la variación que se produce en la solubilidad de la sal AB3.

c) Si B es el ion OH. ¿Cómo influye la disminución del pH en la solubilidad del compuesto?

4. El pH de una disolución saturada de Mg(OH)2 en agua pura, a una cierta temperatura es de 10’38. a) ¿Cuál es la solubilidad molar del hidróxido de magnesio a esa temperatura? Calcule el producto de solubilidad. b) ¿Cuál es la solubilidad del hidróxido de magnesio en una disolución 0’01M de hidróxido de sodio?

PAU 2012

1. Escriba la ecuación que relaciona la solubilidad (s) del Ag2S con el producto de solubilidad (Ks) en los siguientes casos: a) En agua pura. b) En una disolución acuosa 0,2 M de AgNO3 totalmente disociado. c) En una disolución acuosa 0,03 M de BaS totalmente disociado.

2. A 25ºC el producto de solubilidad del MgF2 es 8·108. a) ¿Cuántos gramos de MgF2 pueden disolverse en 250 mL de agua? b) ¿Cuántos gramos de MgF2 se disuelven en 250 mL de disolución 0,1 M de Mg(NO3)2 ? Masas atómicas Mg = 24; F = 19. 3. Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) Como el producto de solubilidad del cloruro de plata es 2,8·1010, la solubilidad en agua de

esta sal es 3·103 M.

b) En toda disolución saturada de hidróxido de magnesio se cumple: Ks = [OH]·[Mg2]2. c) Todos los hidróxidos poco solubles se hacen aún más insolubles en medio básico. 4. Una disolución saturada de hidróxido de calcio a 25ºC contiene 0,296 gramos de Ca(OH)2 por cada 200 mL de disolución. Determine: a) El producto de solubilidad del Ca(OH)2 a 25ºC.

b) La concentración del ion Ca2 y el pH de la disolución. Datos: Masas atómicas Ca = 40; O = 16; H = 1. 1. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) El producto de solubilidad del FeCO3 disminuye si se añade Na2CO3 a una disolución acuosa de la sal.

b) La solubilidad del FeCO3 en agua pura (Ks = 3,2·1011) es aproximadamente la misma que la

del CaF2 (Ks = 5,3·109). c) La solubilidad del FeCO3 aumenta si se añade Na2CO3 a una disolución acuosa de la sal. 2. Se disuelve hidróxido de cobalto(II) en agua hasta obtener una disolución saturada a una

temperatura dada. Se conoce que la concentración de iones OH es 3·105 M. Calcule:

a) La concentración de iones Co2 de esta disolución. b) El valor de la constante del producto de solubilidad del compuesto poco soluble a esta temperatura. 3. a) Escriba la ecuación de equilibrio de solubilidad en agua del Al(OH)3. b) Escriba la relación entre solubilidad y Ks para el Al(OH)3. c) Razone cómo afecta a la solubilidad del Al(OH)3 un aumento del pH.

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4. La solubilidad del Mn(OH)2 en agua a cierta temperatura es de 0,0032 g/L. Calcular: a) El valor de Ks. b) A partir de qué pH precipita el hidróxido de manganeso(II) en una disolución que es 0,06 M

en Mn2. Datos: Masas atómicas H = 1; Mn = 55; O = 16.

1. Los productos de solubilidad del cloruro de plata y del fosfato de plata en agua son, respectivamente, 1'6·10-11 y 1'8·10-18. Razone:

a) ¿Qué sal será más soluble en agua? b) ¿Cómo se modificará la solubilidad de ambas sales, si se añade a cada una de ellas nitrato de plata? Sol: a) s(AgCl) = 4·10-6 M; s(Ag3PO4) = 1’6·10-5 M; b) Disminuyen (efecto del ion común).

2. a) A 25 ºC la solubilidad en agua del cromato de plata es 2'16·10-2 g/L. Calcule su Ks a dicha temperatura. b) Se dispone de 500 mg de dos sustancias poco solubles, Ca(OH)2 y CaCO3, cuyos productos de solubilidad a 25 ºC son, respectivamente, 5·10-6 y 4·10-9. Justifique cuál de las cantidades de dichos compuestos podrá disolverse a dicha temperatura en 1 litro de agua. Masas atómicas: Ag = 107’9; Cr = 52; Ca = 40; C = 12; O = 16. Sol: a) Ks = 1’1·10-12; b) Qs[Ca(OH)2] = 1’24·10-6 < Ks, se disuelven; Qs(CaCO3) = 2’5·10-5 > Ks, no se disuelven

3. La constante del producto de solubilidad del hidróxido de calcio es 5·10-6. Determine: a) Su solubilidad en agua pura. b) Su solubilidad en una disolución de NaOH 0'5 M y en una disolución de cloruro de calcio 0'5 M. c) ¿Cuál de estas dos sustancias es más efectiva para favorecer la precipitación de Ca(OH)2? Razone la respuesta. Sol: a) s = 1’08·10-2 M; b) s = 2·10-5 M; s = 1’58·10-3 M; c) El NaOH.

4. A 25ºC el producto de solubilidad en agua del AgOH es 2·10-8. Para esa temperatura, calcule: a) La solubilidad del compuesto en g/L. b) La solubilidad del hidróxido de plata en una disolución de NaOH 0’1 M. Masas atómicas: Ag = 108; O = 16; H = 1. Sol: a) s = 1’76·10-2 g/L; b) s = 2·10-7 M

5. A 25 ºC el producto de solubilidad del carbonato de plata en agua pura es 8'1·10-12. Calcule: a) La solubilidad molar del carbonato de plata a 25 ºC. b) Los gramos de Ag2CO3 que podemos llegar a disolver en medio litro de agua a esa temperatura. Masas atómicas: Ag = 108; C = 12; O = 16. Sol: a) s = 1’26·10-4 M; b) 0’017 g de Ag2CrO4

6. A cierta temperatura el producto de solubilidad en agua del AgI es 8'3·10-17. Para esa temperatura, calcule la solubilidad molar del compuesto en: a) Una disolución 0’1 M de nitrato de plata. b) Una disolución de yoduro de magnesio 5·10-3 M. Sol: a) s = 8’3·10-16 M; b) s = 8’3·10-15 M

PAU DE OTRAS COMUNIDADES AUTÓNOMAS

7. A 25 ºC la solubilidad del PbI2 en agua pura es 0’7 g/L. Calcule: a) El producto de solubilidad. b) La solubilidad del PbI2 a esa temperatura en una disolución 0’1 M de KI. Masas atómicas: I = 127; Pb = 207. Sol: a) Ks = 1’37·10-8; b) s = 1’37·10-8 M

8. a) Sabiendo que las constantes del producto de solubilidad para el fluoruro de bario y el sulfato de bario toman los valores 1'8·10-6 y 1'1·10-10, respectivamente, determine la cantidad (en gramos) de estas dos sales que debemos disolver en agua para obtener sendas disoluciones saturadas. b) ¿Cuánto vale la concentración del ion Ba2+ en cada una de ellas? Masas atómicas: Ba = 137’34; F = 19; S = 32; O = 16. Sol: a) 1’34 g BaF2/L; 2’45·10-3 g BaSO4/L; b) [Ba2+]BaF2 = 7’66·10-3 M; [Ba2+]BaSO4 = 1’05·10-5 M

9. La solubilidad del PbI2 en agua pura, a 25 ºC, es 0'70 g/L. a) Determine el valor de la constante del producto de solubilidad de esta sal. b) Razone si precipitará PbI2 cuando se añadan 2 g de NaI a 100 mL de una disolución 0'012 M de Pb(NO3)2. Masas atómicas: Na = 23; I = 127. Sol: a) Ks = 1’4·10-8 ; b) Qs = 2’1·10-4 > Ks; sí precipita PbI2

10. En un vaso se disuelven 5 g de cloruro de calcio en 50 mL de agua destilada. En otro vaso se disuelven 5 g de carbonato de sodio en 50 mL de agua destilada. Una vez preparadas las dos disoluciones, se mezclan. a) Calcule la molaridad y fracción molar de ambas disoluciones. b) Teniendo en cuenta que la constante del producto de solubilidad del CaCO3 es 3'4·10-9, razone si se formará o no precipitado de esta sal al mezclar las disoluciones anteriores. Masas atómicas: Ca = 40; Cl = 35’5; C = 12; O = 16. 11. a) Explique cómo prepararía en el laboratorio 100 mL de una disolución acuosa de KI 0’01 M, especificando el material necesario. b) Determine si se formará precipitado de PbI2 al añadir 10 mL de la disolución de KI 0'01 M a 500 mL de disolución de nitrato de plomo(II), sabiendo que la constante del producto de solubilidad, Ks, del PbI2 es, a 25 ºC, 9'8·10-9. Masas atómicas: K = 39; I = 127 Sol: a) 166 mg de KI (s) + 100 mL de H2O destilada; b) Qs = 3’8·10-9 < Ks; no precipita PbI2

12. a) ¿Cuántos gramos de nitrato de plomo(II) se necesitan para preparar 0’5 L de disolución de esta sal, de concentración 0’1 M? b) Calcule qué cantidad de yoduro de potasio (sólido) habrá que añadir a los 500 mL de la disolución 0'1 M de nitrato de plomo(II) para que se forme precipitado de PbI2. Se supone que el volumen de la mezcla no varía al adicionar el KI. Datos: Ks del PbI2 a 25 ºC = 9'8·10-9. Masas atómicas: K = 39; I = 127. Sol: a) 8’3 g de KI; b) 28’98 mg de KI (s)

SOLUBILIDAD Y PRODUCTO DE SOLUBILIDAD Pág. 249: Actividades 1, 2 Ejercicio resuelto 1 Pág. 250: Actividades 3, 4 Pág. 253: Actividades 5, 6 Ejercicio resuelto 2 Pág. 255: Actividades 7, 8 Ejercicio resuelto 3 Pág. 260: Ejercicio resuelto 6 Pág. 261: Ejercicio resuelto 7 Pág. 264: 14, 16, 20, 21 Pág. 265: 24, 25, 26, 27, 28, 30, EFECTO DEL ION COMÚN Pág. 257: Actividades 9, 10 Ejercicio resuelto 4 Pág. 262: Ejercicio resuelto 8 Pág. 265: 32 Pág. 266: 33


1. De las siguientes reacciones:

HCO3 + H+ CO2 + H2O

CuO + NH3 N2 + H2O + Cu

KClO3 KCl + O2 a) Justifique si son todos procesos redox. b) Escriba las semireacciones redox donde proceda. 2. Dada la siguiente reacción redox en disolución acuosa:

KMnO4 + KI + H2SO4 I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O a) Ajustar la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule los litros de disolución 2 M de permanganato de potasio necesarios para obtener 1 Kg de yodo. Masas atómicas: I = 127; K = 39; O = 16; Mn = 55. 3. Dada la reacción redox en disolución acuosa:

KI + H2SO4 + K2Cr2O7 K2SO4 + H2O + Cr2(SO4)3 + I2 a) Ajuste por el método del ion-electrón la reacción. b) Calcule la molaridad de la disolución de dicromato de potasio, si 30 mL de la misma reaccionan con 60 mL de una disolución que contiene 80 g/L de yoduro de potasio. Masas atómicas: O = 16; K = 39; Cr = 52; I = 127. 4. El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio según la reacción:

H2SO4 + KBr K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O a) Ajuste, por el método del ion-electrón, la reacción anterior. b) Calcule el volumen de bromo líquido (densidad 2’92 g/cm3) que se obtendrá al tratar 90’1 g de bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Masas atómicas: K = 39; Br = 80.

5. Dados los potenciales normales de reducción Eº (Pb2+ / Pb) = 0'13 V y Eº (Cu2+ / Cu) = 0'34 V a) Escriba las semirreacciones y la reacción ajustada de la pila formada. b) Calcule su fuerza electromotriz e indique qué electrodo actúa como ánodo y cuál como cátodo. 6. a) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con hierro metálico? b) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con cobre?

c) ¿Qué ocurrirá si se añaden limaduras de hierro a una disolución de Cu2? Justifique las respuestas.

Datos: Eº (Cu2+ / Cu) = 0'34 V; Eº (Fe2+ / Fe) = 0'44 V; Eº (H+ / H2) = 0 V

EJERCICIOS TEMA 9 REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN. ELECTROQUÍMICA

PAU 2000

7. Al hacer la electrolisis del cloruro de sodio, se depositan 12 g de sodio en el cátodo. Calcule: a) Los moles de cloro gaseoso liberados en el ánodo. b) El volumen que ocupa el cloro del apartado anterior a 700 mm de Hg y 100 ºC. Masas atómicas: Na = 23; Cl = 35’5. 8. Al pasar una corriente eléctrica por una disolución acuosa de nitrato de cobalto(II) se desprende oxígeno en el ánodo y se deposita cobalto en el cátodo. Calcule: a) La intensidad de la corriente que se necesita para depositar 8’42 g de Co de una disolución acuosa de Co(NO3)2 en 35 minutos. b) El volumen de oxígeno gaseoso, medido en condiciones normales, que se desprende en el ánodo. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: N = 14; O = 16; Co = 59. 1. Dadas las siguientes reacciones (sin ajustar):

CaO + H2O Ca(OH)2

Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O Razone: a) Si son de oxidación-reducción. b) ¿Qué especies se oxidan y qué especies se reducen? 2. El KMnO4, en medio ácido sulfúrico, reacciona con el H2O2 para dar MnSO4, O2, H2O y K2SO4. a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón. b) ¿Qué volumen de O2 medido a 1520 mm de mercurio y 125 ºC se obtiene a partir de 100 g de KMnO4?

R = 0’082 atm L mol1 K1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; K = 39; Mn = 55. 3. En medio ácido sulfúrico, el permanganato de potasio reacciona con Fe(II) según:

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule el número de moles de sulfato de hierro(III) que se obtienen cuando reaccionan 79 g de permanganato de potasio con la cantidad necesaria de Fe(II). Masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55. 4. En una valoración, 31’25 mL de una disolución 0’1 M de Na2C2O4 (oxalato de sodio) en medio ácido consumen 17’38 mL de una disolución de KMnO4 de concentración desconocida. Sabiendo

que el oxalato pasa a CO2 y el permanganato a Mn2. a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón. b) Calcule la concentración de la disolución de KMnO4. Datos: Masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55. 5. Se construye una pila, en condiciones estándar, con un electrodo de cobre y un electrodo de aluminio. a) Indique razonadamente cuál es el cátodo y cuál el ánodo. b) Calcule la f.e.m de la pila.

Datos: Potenciales estándar de reducción: Cu2+/Cu = 0'34 V; Al3+/Al = 1'65 V.

PAU 2001

6. Sabiendo que:

Zn(s) │ Zn2+(1M) ║H+(1M)│ H2(1atm) │ Pt(s) Eºpila = 0'76 V Zn(s) │ Zn2+(1M) ║Cu2+(1M) │ Cu(s) Eºpila = 1'10 V

Calcule los siguientes potenciales estándar de reducción: a) Eº (Zn2+ / Zn) b) Eº (Cu2+ / Cu) 7. Por una cuba electrolítica que contiene cloruro de cobre(II) fundido, circula una corriente eléctrica de 3 A durante 45 minutos. Calcule: a) La masa de cobre que se deposita. b) El volumen de cloro que se desprende, medido en condiciones normales. Datos: F = 96500 C; Masa atómica: Cu = 63’5.

8. El principal método de obtención del aluminio comercial es la electrolisis de las sales de Al3 fundidas. a) ¿Cuántos culombios deben pasar a través del fundido para depositar 1 kg de aluminio? b) Si una célula electrolítica industrial de aluminio opera con una intensidad de corriente de 40.000 A. ¿Cuánto tiempo será necesario para producir 1 kg de aluminio? Datos: Faraday = 96500 C. Masa atómica: Al = 27. 9. Una muestra de un metal se disuelve en ácido clorhídrico y se realiza la electrólisis de la disolución. Cuando han pasado por la célula electrolítica 3215 C, se encuentra que en el cátodo se han depositado 1’74 g de metal. Calcule: a) La carga del ion metálico. b) El volumen de cloro desprendido medido en condiciones normales. Datos: F = 96500 C; Masa atómica del metal = 157’2. 1. a) Indique los números de oxidación del nitrógeno en las siguientes moléculas: N2; NO; N2O; N2O4 b) Escriba la semirreacción de reducción del HNO3 a NO. 2. Dadas las siguientes reacciones:

1) NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O

2) Cu + Cl2 CuCl2

3) CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O a) Justifique si todas son de oxidación-reducción. b) Identifique el agente oxidante y el reductor donde proceda. 3. El óxido de nitrógeno(II) se prepara según la reacción:

Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO H2O a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón. b) Calcule la masa de cobre que se necesita para obtener 0’5 L de NO medidos a 750 mm de mercurio y 25º C.

Datos: R = 0’082 atm L mol1 K1. Masa atómica: Cu = 63’5

PAU 2000

4. En medio ácido, el ion cromato oxida al ion sulfito según la ecuación:

CrO42 + SO3

2 + H Cr3+ + SO42 + H2O

a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón. b) Si 25 mL de una disolución de Na2SO3 reaccionan con 28’1 mL de disolución 0’088 M de K2CrO4, calcule la molaridad de la disolución de Na2SO3.

5. Dados los potenciales normales de reducción Eº (Pb2+ / Pb) = 0'13 V y Eº (Zn2+ / Zn) = 0'76 V a) Escriba las semirreacciones y la reacción ajustada de la pila que se puede formar. b) Calcule la fuerza electromotriz de la misma. c) Indique qué electrodo actúa como ánodo y cuál como cátodo. 6. Se hace pasar una corriente de 0’5 A a través de un litro de disolución de AgNO3 0’1 M durante 2 horas. Calcule: a) La masa de plata que se deposita en el cátodo. b) La concentración de ion plata que queda en la disolución, una vez finalizada la electrólisis. Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Ag = 108. 7. Se electroliza una disolución acuosa de NiCl2 pasando una corriente de 0’1 A durante 20 horas. Calcule: a) La masa de níquel depositada en el cátodo. b) El volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se desprende en el ánodo. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Cl = 35’5; Ni = 58’7. 1. La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido:

MnO4 + Cl + H+ Mn2+ + Cl2 + H2O

Indique, razonando la respuesta, la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes:

a) El Cl es el agente reductor.

b) El MnO4 experimenta una oxidación.

c) En la reacción, debidamente ajustada, se forman también 4 moles de H2O por cada mol de

MnO4.

2. El bromuro sódico reacciona con el ácido nítrico, en caliente, según la siguiente ecuación:

NaBr + HNO3 Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O a) Ajuste esta reacción por el método del ion electrón. b) Calcule la masa de bromo que se obtiene cuando 100 g de bromuro de sodio se tratan con ácido nítrico en exceso. Masas atómicas: Br = 80; Na = 23 3. La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido:

MnO4 + Ag+ + H+ Mn2+ + Ag+ + H2O

a) Ajuste esta reacción por el método del ion electrón. b) Calcule los gramos de plata metálica que podría ser oxidada por 50 mL de una disolución

acuosa de MnO4 0’2 M. Masa atómica: Ag = 108.

PAU 2003

4. El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno dando azufre elemental, óxido de nitrógeno(II) y agua. a) Escriba y ajuste por el método del ion electrón la reacción correspondiente. b) Determine el volumen de H2S, medido a 60º C y 1 atm, necesario para que reaccione con 500 mL de HNO3 0’2 M.

Datos: R = 0’082 atm L mol1 K1 5. A partir de los valores de potenciales normales de reducción siguientes:

(Cl2 / Cl) = 1'36 V; (I2 / I) = 0'54 V; (Fe3+ / Fe2+) = 0'77 V Indique, razonando la respuesta:

a) Si el cloro puede reaccionar con iones Fe2 y transformarlos en Fe3.

b) Si el yodo puede reaccionar con iones Fe2 y transformarlos en Fe3. 6. Razone la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Todas las reacciones de combustión son procesos redox. b) El agente oxidante es la especie que dona electrones en un proceso redox. c) El ánodo, en una pila, es el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación. 7. Para cada una de las siguientes electrolisis, calcule:

a) La masa de cinc metálico depositada en el cátodo al pasar por una disolución acuosa de Zn2 una corriente de 1’87 amperios durante 42’5 minutos. b) El tiempo necesario para que se depositen 0’58 g de plata tras pasar por una disolución acuosa de AgNO3 una corriente de 1’84 amperios. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Zn = 65’4; Ag = 108. 8. Dos cubas electrolíticas, conectadas en serie, contienen una disolución acuosa de AgNO3, la primera, y una disolución acuosa de H2SO4, la segunda. Al pasar cierta cantidad de electricidad por las dos cubas se han obtenido, en la primera, 0’090 g de plata. Calcule: a) La carga eléctrica que pasa por las cubas. b) El volumen de H2, medido en condiciones normales, que se obtiene en la segunda cuba. Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Ag = 108; H = 1. 1. Indique, razonadamente, si cada una de las siguientes transformaciones es una reacción de oxidación-reducción, identificando, en su caso, el agente oxidante y el reductor:

a) 2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2

b) H2O + SO3 H2SO4

c) 2 NaBr + Cl2 2 NaCl + Br2 2. Dada la siguiente reacción redox:

HCl + K2Cr2O7 CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule la molaridad de la disolución de HCl si cuando reaccionan 25 mL de la misma con exceso de K2Cr2O7 producen 0’3 L de Cl2 medidos en condiciones normales.

PAU 2004

3. Dada la siguiente reacción redox:

H2SO4 + KBr K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule el volumen de SO2, medido a 700 mm de Hg y 25 ºC, que se puede obtener a partir de 50 g de KBr y exceso de H2SO4.

Datos: R = 0’082 atm L mol1 K1. Masas atómicas: K = 39; Br = 80. 4. Dada la siguiente reacción redox:

Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O a) Ajústela por el método del ion-electrón. b) Calcule el volumen de NO, medido en condiciones normales, que se obtiene a partir de 7’5 g de Cu. Masa atómica: Cu = 63’5.

5. Una pila electroquímica se representa por: Mg │ Mg2 (1M) ║ Sn2+ (1M) │ Sn. a) Dibuje un esquema de la misma indicando el electrodo que hace de ánodo y el que hace de cátodo. b) Escriba las semirreacciones que tienen lugar en cada semipila. c) Indique el sentido del movimiento de los electrones por el circuito exterior.

Eº (Mg2+/Mg) = 2'37 V; Eº (Sn2+/Sn) = 0'14 V

6. La notación de una pila electroquímica es: Mg │ Mg2 (1M) ║ Ag (1M) │ Ag. a) Calcule el potencial estándar de la pila. b) Escriba y ajuste la ecuación química para la reacción que ocurre en la pila. c) Indique la polaridad de los electrodos.

Datos: Eº (Ag+/Ag) = 0'80 V; Eº (Mg2+/Mg) = 2'36V 7. Al realizar la electrolisis de ZnCl2 fundido, haciendo pasar durante cierto tiempo una corriente de 3 A a través de una celda electrolítica, se depositan 24’5 g de cinc metálico en el cátodo. Calcule: a) El tiempo que ha durado la electrolisis. b) El volumen de cloro liberado en el ánodo, medido en condiciones normales. Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Zn = 65’4. 8. a) Se hace pasar una corriente eléctrica de 1’5 A a través de 250 mL de una disolución acuosa

0’1 M en iones Cu2. ¿Cuánto tiempo tiene que transcurrir para que todo el cobre de la disolución se deposite como cobre metálico? b) ¿Qué intensidad de corriente eléctrica hay que hacer pasar a través de una disolución acuosa

de iones Au3 si se quiere obtener 1 gramo de oro metálico en 30 minutos? Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Au = 197; Cu = 63’5.

1. Dada la reacción: 3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) El Cu acepta electrones experimentando, por tanto, una reducción. b) El número de oxidación del nitrógeno en el ácido nítrico es +5. c) El ácido nítrico es el reductor y el cobre el oxidante.

PAU 2005

2. El óxido de nitrógeno(II) se puede obtener según la siguiente reacción:

Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O a) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Calcule la masa de cobre que se necesita para obtener 5 litros de NO medidos a 750 mm de Hg y 40ºC

Datos: R = 0’082 atm L mol1 K1. Masa atómica: Cu = 63'5. 3. La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido:

MnO4 + Fe2+ Mn2+ + Fe3+

a) Ajuste la reacción iónica por el método del ion-electrón. b) Calcule la molaridad de una disolución de KMnO4, sabiendo que a partir de 50 mL de la

misma se pueden obtener 0’34 moles de Fe3. 4. Dada la siguiente reacción redox:

KI + H2SO4 K2SO4 + I2 + H2S + H2O a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule los moles de I2 que se obtienen cuando 1 L de una disolución 2 M de KI se ponen a reaccionar con 2 L de una disolución 0’5 M de H2SO4.

5. a) ¿Tiene el Zn2 capacidad para oxidar el Br a Br2 en condiciones estándar? Razone la

respuesta. Datos: Eº (Zn2+/Zn) = 0'76 V; Eº (Br2/Br) = 1'06 V. b) Escriba, según el convenio establecido, la notación simbólica de la pila que se puede formar

con los siguientes electrodos: Zn2+/Zn (Eº = 0'76 V); Cu2+/Cu (Eº = 0'34 V). 6. Se dispone de una pila con dos electrodos de Cu y Ag sumergidos en una disolución 1 M de

sus respectivos iones, Cu2 y Ag. Conteste sobre la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) El electrodo de plata es el cátodo y el de cobre el ánodo. b) El potencial de la pila es 0’46 V. c) En el ánodo de la pila tiene lugar la reducción del oxidante. Datos: Eº (Ag+/Ag) = 0'80 V; Eº (Cu2+/Cu) = 0'34 V 7. Se hace pasar una corriente eléctrica de 6’5 amperios a través de una celda electrolítica que contiene NaCl fundido hasta que se obtienen 1’2 litros de Cl2, medido en condiciones normales. Calcule: a) El tiempo que ha durado la electrolisis. b) La masa de sodio depositado en el cátodo durante ese tiempo. Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Na = 23. 8. Se hace pasar durante 2’5 horas una corriente eléctrica de 5 amperios a través de una celda electrolítica que contiene SnI2. Calcule: a) La masa de estaño metálico depositado en el cátodo. b) Los moles de I2 liberados en el ánodo. Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Sn = 118’7.

1. Para la reacción: HNO3 + C CO2 + NO + H2O Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes:

a) El número de oxidación del oxígeno pasa de 2 a 0. b) El carbono se oxida a CO2 c) El HNO3 se reduce a NO. 2. La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido:

Zn + BrO4 Zn2+ + Br

a) Ajuste la reacción iónica por el método del ion-electrón. b) Calcule la riqueza de una muestra de cinc si 1 g de la misma reacciona con 25 mL de una

disolución 0’1 M en iones BrO4.

Masa atómica: Zn = 65’4. 3. Dada la siguiente reacción redox:

Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O a) Ajústela por el método del ion-electrón. b) Calcule el volumen de NO, medido en condiciones normales, que se obtiene cuando reaccionan 7’5 g de Cu con 1 litro de disolución 0’2 M de HNO3. Masa atómica: Cu = 63’5. 4. Razone si los enunciados siguientes, relativos a una reacción redox, son verdaderos o falsos: a) Un elemento se reduce cuando pierde electrones. b) Una especie química se oxida al mismo tiempo que otra se reduce. c) En una pila, la oxidación tiene lugar en el electrodo negativo. 5. Cuando se introduce una lámina de aluminio en una disolución de nitrato de cobre(II), se

deposita cobre sobre la lámina de aluminio y aparecen iones Al3 en la disolución. a) Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción que tienen lugar. b) Escriba la reacción redox global indicando el agente oxidante y el reductor. c) ¿Por qué la reacción es espontánea?

Datos: Eº (Cu2+/Cu) = 0'34 V; Eº (Al3+/Al) = 1'66 V. 6. Se realiza la electrolisis completa de 2 litros de una disolución de AgNO3 durante 12 minutos, obteniéndose 1’5 g de plata en el cátodo. a) ¿Qué intensidad de corriente ha pasado a través de la cuba electrolítica? b) Calcule la molaridad de la disolución inicial de AgNO3. Datos: F=96500 C. Masas atómicas: Ag = 108; N = 14; O = 16. 7. La fórmula de un cloruro metálico es MCl4. Se realiza la electrolisis a una disolución de dicho cloruro haciendo pasar una corriente eléctrica de 1’81 amperios durante 25’6 minutos, obteniéndose 0’53 g del metal. Calcule: a) La masa atómica del metal. b) El volumen de Cl2 que se obtendrá en el ánodo, medido en condiciones normales. Dato: F = 96500 C.

PAU 2006

8. La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido:

Cr2O72 + C2O4

2 Cr3+ + CO2 a) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción en su forma iónica. b) Calcule el volumen de CO2, medido a 700 mm de Hg y 30 ºC que se obtendrá cuando

reaccionan 25’8 mL de una disolución de K2Cr2O7 0’02 M con exceso de ion C2O42.

Dato: R = 0’082 atm L mol1 K1

1. Cuando el I2 reacciona con gas hidrógeno, se transforma en yoduro de hidrógeno: a) Escriba el proceso que tiene lugar, estableciendo las correspondientes semirreacciones redox. b) Identifique, razonando la respuesta, la especie oxidante y la especie reductora. c) ¿Cuántos electrones se transfieren para obtener un mol de yoduro de hidrógeno según el proceso redox indicado? Razone la respuesta 2. a) El proceso global de una reacción redox es:

Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción de este proceso, indicando el agente oxidante y el agente reductor. b) El potencial de reducción estándar del Mg2+/Mg es −2’34 V. Razone cuál será el electrodo que actúa como ánodo y cuál como cátodo cuando se construye una pila con el electrodo de magnesio y un electrodo normal de hidrógeno. 3. La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido:

BrO4 + Zn Br + Zn2+

a) Ajuste la reacción iónica por método del ion-electrón. b) Calcule la riqueza de una muestra de Zn si 1 g de la misma reacciona con 25 mL de una

disolución 0’1 M de iones BrO4.

Masa atómica: Zn = 65’4. 4. Una muestra que contiene sulfuro de calcio, CaS, se trata con ácido nítrico concentrado hasta reacción completa, según:

CaS + HNO3 NO + SO2 + Ca(NO3)2 + H2O a) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Sabiendo que al tratar 35 g de la muestra con exceso de ácido se obtienen 20’3 L de NO, medidos a 30 ºC y 780 mm de Hg, calcule la riqueza en CaS de la muestra.

Datos: R = 0’082 atm L mol1 K1. Masas atómicas: Ca = 40; S = 32.

5. El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno según la ecuación:

HNO3 (ac) + H2S (g) NO (g) + SO2 (g) + H2O (l) a) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Calcule el volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 700 mm de Hg y 60ºC, necesario para reaccionar con 500 mL de una disolución de ácido nítrico 0’5 M.

Dato: R = 0’082 atm L mol1 K1

PAU 2007

6. Se dispone de una pila formada por un electrodo de cinc y otro de plata sumergidos en una

disolución 1 M de sus respectivos iones, Zn2 y Ag. Razone la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) La plata es el cátodo y el cinc el ánodo. b) El potencial de la pila es 0’04 V. c) En el ánodo de la pila tiene lugar la reducción del oxidante. Datos: Eº (Zn2+/Zn) = 0'76 V; Eº (Ag+/Ag) = 0'80 V. 7. Se realiza la electrolisis de 2 litros de una disolución de nitrato de plata 0’2 M haciendo pasar una corriente eléctrica de 0’5 amperios durante 4 horas. Calcule: a) La masa de plata que se deposita en el cátodo.

b) La concentración de iones Ag que queda en la disolución una vez finalizada la electrolisis. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Ag = 108. 8. Se hace pasar una corriente eléctrica de 5 amperios durante 2’5 horas a través de una celda electrolítica que contiene una disolución acuosa de CuCl2. Calcule: a) La masa de cobre metálico depositado en el cátodo. b) El volumen de Cl2 medido en condiciones normales que se genera en el ánodo. Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Cu = 63’5. 1. La siguiente reacción transcurre en medio ácido:

MnO4 + SO3

2 MnO2 + SO42

a) Razone qué especie se oxida y cuál se reduce. b) Indique cuál es el oxidante y cuál el reductor, justificando la respuesta. c) Ajuste la reacción iónica. 2. El ácido nítrico reacciona con el cobre generando nitrato de cobre(II), óxido de nitrógeno(II) y agua. a) Escriba la ecuación iónica del proceso. b) Asigne los números de oxidación y explique qué sustancia se oxida y cuál se reduce. c) Determine la ecuación molecular y ajústela mediante el método del ion-electrón 3. Dada la reacción:

K2Cr2O7 (ac) + Na2SO4 (ac) + H2SO4 Cr2(SO4)3 (ac) + K2SO4 (ac) + Na2SO4 (ac) + H2O a) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Calcule la molaridad de una disolución de sulfito de sodio, si 15 mL de ésta reaccionan totalmente, en medio ácido, con 25’3 mL de disolución de dicromato de potasio 0’06 M. 4. Dada la reacción:

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O a) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción, en su forma iónica y molecular. b) ¿Qué volumen de disolución 0’02 M de permanganato de potasio se necesita para oxidar 30 mL de disolución de sulfato de hierro(II) 0’05 M, en presencia de ácido sulfúrico?

PAU 2008

5. Dada la reacción:

KMnO4 + Na2C2O4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O + CO2 a) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Calcule la molaridad de una disolución de KMnO4, sabiendo que 20 mL de la misma reaccionan por completo con 0’268 g de Na2C2O4 Masas atómicas: C = 12; O = 16; Na = 23. 6. Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares

Eº (Ag+/Ag) = 0'80 V y Eº (Ni2+/Ni) = 0'25 V a) ¿Cuál es la fuerza electromotriz, en condiciones estándar, de la pila que se podría construir? b) Escriba la notación de esa pila y las reacciones que tienen lugar. 7. Una corriente de 6 amperios pasa a través de una disolución acuosa de ácido sulfúrico durante 2 horas. Calcule: a) La masa de oxígeno liberado. b) El volumen de hidrógeno que se obtendrá, medido a 27ºC y 740 mm de Hg.

Datos: R = 0’082 atm L mol1 K1. F = 96500 C. Masa atómica: O = 16. 8. a) Calcule el tiempo necesario para que una corriente de 6 amperios deposite 190’50 g de cobre de una disolución de CuSO4 b) ¿Cuántos moles de electrones intervienen? Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Cu = 63'5. 1. El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio según la reacción:

H2SO4 + KBr K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O a) Ajústela por el método del ion-electrón y escriba las dos semiecuaciones redox. b) Calcule el volumen de bromo liquido (densidad 2’92 g/mL) que se obtendrá al tratar 90’1 g de bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Masas atómicas: Br = 80; K = 39. 2. El ácido nítrico concentrado reacciona con mercurio elemental en presencia de ácido clorhídrico produciendo cloruro de mercurio(II), monóxido de nitrógeno y agua. a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón. b) Calcule el volumen de ácido nítrico 2 M que se debe emplear para oxidar completamente 3 g de mercurio elemental. Masa atómica: Hg = 200'6. 3. El estaño metálico es oxidado por el ácido nítrico produciendo óxido de estaño (IV), dióxido de nitrógeno y agua. a) Ajuste las ecuaciones iónica y molecular del proceso por el método del ion-electrón. b) Calcule los gramos de estaño que reaccionan con 2 L de disolución de ácido nítrico 2 M. Masa atómica: Sn = 118'7.

PAU 2009

4. Sea una pila constituida, en condiciones estándar, por un electrodo de plata sumergido en una disolución de nitrato de plata y un electrodo de cadmio sumergido en una disolución de nitrato de cadmio. a) Escriba la reacción química que se produce en esta pila. b) Escriba la notación de la pila formada. c) Calcule la fuerza electromotriz de la pila.

Datos: Eº (Ag+/Ag) = 0'80 V; Eº (Cd2+/Cd) = 0'40 V. 5. Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares Eº (Hg2

2+/Hg) = 0'27 V y Eº (Cu2+/Cu) = 0'34 V: a) ¿Cuál es la fuerza electromotriz, en condiciones estándar, de la pila que se podría construir? b) Escriba las semireacciones y la reacción global de esa pila. c) Indique cuál es el cátodo, el ánodo y sus signos. 6. Razone si se produce alguna reacción, en condiciones estándar, al añadir:

a) Cinc metálico a una disolución acuosa de iones Pb2

b) Plata metálica a una disolución acuosa de iones Pb2

Datos: Eº (Ag+/Ag) = 0'80 V; Eº (Zn2+/Zn) = 0'76 V; Eº (Pb2+/Pb) = 0'13 V. 7. Se electroliza una disolución acuosa de ácido sulfúrico y se desprende hidrógeno y oxígeno. a) ¿Qué cantidad de carga eléctrica se ha de utilizar para obtener 1 L de oxígeno medido en condiciones normales? b) ¿Cuántos moles de hidrógeno se obtienen en esas condiciones? Dato: F = 96500 C. 8. Para platear un objeto se ha estimado que es necesario depositar 40 g de plata. a) Si se realiza la electrolisis de una disolución acuosa de sal de plata con una corriente de 2 amperios ¿cuánto tiempo se tardará en realizar el plateado? b) ¿Cuántos moles de electrones han sido necesarios para ello? Datos: F = 96500C; Masa atómica: Ag = 108. 1. a) Justifique si los siguientes procesos son redox:

HCO3 + H+ CO2 + H2O

I2 + HNO3 HIO3 NO + H2O b) Escriba las semiecuaciones de oxidación y de reducción en el que corresponda. 2. El gas cloro se puede obtener por reacción de ácido clorhídrico con ácido nítrico, produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua. a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón. b) Calcule el volumen de cloro obtenido, a 17 ºC y 720 mm de mercurio, cuando reaccionan 100 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0’5 M con ácido nítrico en exceso.

Dato: R = 0’082 atm L mol1 K1 3. a) Ajuste por el método del ion-electrón la siguiente reacción:

KClO3 + KI + H2O KCl + I2 + KOH b) Calcule la masa de clorato de potasio que se necesitará para obtener 1 gramo de yodo. Masas atómicas: Cl = 35'5; K = 39; O = 16; I = 127.

PAU 2010

4. El permanganato de potasio oxida al sulfato de hierro (II) en medio ácido sulfúrico, para dar sulfato de manganeso (II), sulfato de hierro (III), sulfato de potasio y agua. a) Ajuste la ecuación iónica y la molecular del proceso por el método del ion-electrón. b) Calcule el volumen de una disolución de permanganato de potasio 0’02 M que se requiere para oxidar 40 mL de disolución de sulfato de hierro(II) 0’1 M. 5. Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares

Eº (Cl2/Cl) = 1'36 V y Eº (Cu2+/Cu) = 0'34 V : a) Escriba la reacción global de la pila que se podría construir. b) Indique cuál es el cátodo y cuál el ánodo. c) ¿Cuál es la fuerza electromotriz de la pila, en condiciones estándar? 6. Se dispone de una disolución acuosa de AgNO3 1 M. a) Si se sumerge un alambre de cobre, ¿se oxidará? Justifique la respuesta. b) Si el alambre fuese de oro, ¿se oxidaría? Justifique la respuesta. c) Si se produce reacción, escriba y ajuste la ecuación correspondiente. Datos: Eº (Ag+/Ag) = 0'80 V; Eº (Cu2+/Cu) = 0'34 V; Eº (Au3+/Au) = 1'50 V. 7. Por dos cubas electrolíticas que contienen disoluciones de nitrato de plata y sulfato de cobre(II), respectivamente, pasa la misma cantidad de corriente. Calcule: a) Los gramos de cobre depositados en la segunda cuba, si en la primera se han depositado 10 g de plata. b) El tiempo que dura el proceso si la corriente que circula es de 5 amperios. Datos: F = 96500C. Masas atómicas: Cu = 63'5; Ag = 108. 8. Se realiza la electrodeposición completa de la plata que hay en 2 L de una disolución de AgNO3. Si fue necesaria una corriente de 1’86 amperios durante 12 minutos, calcule: a) La molaridad de la disolución de AgNO3 b) Los gramos de plata depositados en el cátodo. Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Ag = 108.

1. Un método de obtención de cloro gaseoso se basa en la oxidación del HCl con HNO3 produciéndose simultáneamente NO2 y H2O a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón. b) Calcule el volumen de cloro obtenido, a 25ºC y 1 atm, cuando reaccionan 500 mL de una disolución acuosa 2 M de HCl con HNO3 en exceso, si el rendimiento de la reacción es del 80 %.

Datos: R = 0’082 atm L mol1 K1 2. En disolución acuosa y en medio ácido sulfúrico el sulfato de hierro(II) reacciona con permanganato de potasio para dar sulfato de manganeso(II), sulfato de hierro(III) y sulfato de potasio. a) Escriba y ajuste las correspondientes reacciones iónicas y la molecular del proceso por el método del ion-electrón. b) Calcule la concentración molar de una disolución de sulfato de hierro(II) si 10 mL de esta disolución han consumido 22’3 mL de una disolución acuosa de permanganato de potasio 0’02 M.

PAU 2011

3. En la valoración de una muestra de nitrito de potasio impuro, disuelto en 100 mL de agua acidulada con ácido sulfúrico, se han empleado 5’0 mL de KMnO4 0’1 M. Sabiendo que se obtiene KNO3, K2SO4 y MnSO4: a) Ajuste las ecuaciones iónica y molecular por el método del ion-electrón. b) Calcule la riqueza en nitrito de la muestra inicial, si su masa era 0’125 g. Masas atómicas: K = 39; O = 16; N = 14. 4. Se construye una pila conectando dos electrodos formados introduciendo una varilla de cobre

en una disolución 1’0 M de Cu2 y otra varilla de aluminio en una disolución de Al3 1’0 M. a) Escriba las semirreacciones que se producen en cada electrodo, indicando razonadamente cuál será el cátodo y cuál el ánodo. b) Escriba la notación de la pila y calcule el potencial electroquímico de la misma, en condiciones estándar.

Datos: Eº (Al3+ / Al) = 1'67 V; Eº (Cu2+ / Cu) = 0'35 V. 5. En la tabla siguiente se indican los potenciales estándar de distintos pares en disolución acuosa:

Eº(Fe2+/Fe) Eº(Cu2+/Cu) Eº(Ag+/Ag) Eº(Pb2+/Pb) Eº(Mg2+/Mg)

0,44 V 0,34 V 0,80 V 0,14 V 2,34 V

a) De estas especies, razone: ¿Cuál es la más oxidante? ¿Cuál es la más reductora? b) Si se introduce una barra de plomo en una disolución acuosa de cada una de las siguientes sales: AgNO3, CuSO4, FeSO4 y MgCl2, ¿en qué casos se depositará una capa de otro metal sobre la barra de plomo? Justifique la respuesta. 6. Dados los valores de potencial de reducción estándar de los sistemas:

(Cl2 / Cl) = 1'36 V; (Br2 / Br) = 1'07 V y (l2 / l) = 0'54 V a) ¿Cuál es la especie química más oxidante entre las mencionadas anteriormente? b) ¿Es espontánea la reacción entre el cloro molecular y el ion yoduro? c) ¿Es espontánea la reacción entre el yodo y el ion bromuro? 7. Calcule: a) Los gramos de cinc depositados en el cátodo al pasar una corriente de 1’87 amperios durante

42’5 minutos por una disolución acuosa de Zn2. b) El tiempo necesario para producir 2’79 g de I2 en el ánodo al pasar una corriente de 1’75 amperios por una disolución acuosa de KI. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Zn = 65’4; I = 127.

8. En el cátodo de una cuba electrolítica se reduce la especie Cr2O72 a Cr3, en medio ácido.

Calcule:

a) ¿Cuántos moles de electrones deben llegar al cátodo para reducir un mol de Cr2O72?

b) Para reducir toda la especie Cr2O72 presente en 20 mL de disolución, se requiere una

corriente eléctrica de 2’2 amperios durante 15 minutos. Calcule la carga que se consume,

expresada en Faraday, y deduzca cuál será la concentración inicial de Cr2O72.

Datos: F = 96500 C.

1. Ajuste las siguientes ecuaciones iónicas, en medio ácido, por el método del ion-electrón:

a) MnO4 + I Mn2+ + I2

b) VO43 + Fe2+ VO2+ + Fe3+

c) Cl2 + I Cl + I2 2. El dióxido de manganeso reacciona en medio de hidróxido de potasio con clorato de potasio para dar permanganato de potasio, cloruro de potasio y agua. a) Ajuste la ecuación molecular por el método del ion-electrón. b) Calcule la riqueza en dióxido de manganeso de una muestra si 1 g de la misma reacciona exactamente con 0’35 g de clorato de potasio. Masas atómicas: O = 16; Cl = 35'5; K = 39; Mn = 55. 3. El clorato de potasio reacciona en medio ácido sulfúrico con el sulfato de hierro(II) para dar cloruro de potasio, sulfato de hierro(III) y agua: a) Escriba y ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón. b) Calcule la riqueza en clorato de potasio de una muestra sabiendo que 1g de la misma han reaccionado con 25 mL de sulfato de hierro 1 M. Masas atómicas: O = 16; Cl = 35’5; K = 39. 4. El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio para dar bromo, dióxido de azufre, sulfato de potasio y agua. a) Escriba y ajuste la ecuación molecular por el método del ion-electrón. b) Calcule los gramos de bromo que se producirán cuando se traten 50 g de bromuro de potasio con exceso de ácido sulfúrico. Masas atómicas: K = 39; Br = 80.

5. La notación de una pila electroquímica es: Mg │ Mg2 (1M) ║Ag+ (1M) │ Ag. a) Calcule el potencial estándar de la pila. b) Escriba y ajuste la ecuación química para la reacción que ocurre en la pila. c) Indique la polaridad de los electrodos.

Datos: Eº (Ag+ / Ag) = 0'80 V; Eº (Mg2+ / Mg) = 2'36 V. 6. Considerando condiciones estándar a 25 ºC, justifique cuáles de las siguientes reacciones tienen lugar espontáneamente y cuáles sólo pueden llevarse a cabo por electrólisis:

a) Fe2+ + Zn Fe + Zn2+

b) I2 + 2 Fe2+ 2 I + 2 Fe3+

c) Fe + 2 Cr3+ Fe2+ + 2 Cr2+

Datos: Eº (Fe2+ / Fe) = 0'44 V; Eº (Zn2+ / Zn) = 0'77 V; Eº (Fe3+ / Fe2+) = 0'77 V;

Eº (Cr3+ / Cr2+) = 0'42 V; Eº (I2 / I) = 0'53 V. 7. Una corriente de 8 A atraviesa durante dos horas dos celdas electrolíticas conectadas en serie que contienen sulfato de aluminio la primera y un sulfato de cobre la segunda. a) Calcule la cantidad de aluminio depositada en la primera celda. b) Sabiendo que en la segunda celda se han depositado 18’95 g de cobre, calcule el estado de oxidación en que se encontraba el cobre. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Al = 27; Cu = 63'5.

PAU 2012

8. Una celda electrolítica contiene un litro de una disolución de sulfato de cobre(II). Se hace pasar una corriente de 2 A durante dos horas depositándose todo el cobre que había. Calcule: a) La cantidad de cobre depositado. b) La concentración de la disolución de sulfato de cobre inicial. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Cu = 63'5.

1. Dada la reacción de oxidación-reducción:

I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O a) Escriba y ajuste las semireacciones de oxidación y reducción por el método del ion-electrón. b) Escriba la reacción molecular ajustada. c) Identifique, justificando la respuesta, el agente oxidante y el reductor. 2. Una muestra de un mineral que contiene cobre, además de impurezas inertes, se disuelve con ácido nítrico concentrado según la siguiente reacción sin ajustar:

Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O a) Ajuste por el método del ion-electrón la ecuación molecular. b) Calcule el contenido en cobre de la muestra si 1 g de la misma reacciona totalmente con 25 mL de ácido nítrico 1 M. Masas atómicas: Cu = 63,5. 3. Al burbujear sulfuro de hidrógeno a través de una disolución de dicromato de potasio, en medio ácido sulfúrico, el sulfuro de hidrógeno se oxida a azufre elemental según la siguiente reacción:

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + S + H2O + K2SO4 a) Ajuste la ecuación molecular por el método del ion-electrón. b) Qué volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 25ºC y 740 mm Hg de presión, debe pasar para que reaccionen exactamente con 30 mL de disolución de dicromato de potasio 0,1 M. Dato:

R = 0’082 atm L mol1 K1 4. El yodo molecular en medio básico reacciona con el sulfito de sodio según la reacción:

I2 + Na2SO3 + NaOH NaI + H2O + Na2SO4 a) Ajuste la ecuación molecular según el método del ion-electrón. b) ¿Qué cantidad de sulfito de sodio reaccionará exactamente con 2,54 g de yodo molecular? Datos: Masas atómicas O = 16; Na = 23; S = 32; I = 127. 5. Dados los potenciales normales de reducción:

Eº (Na+ / Na) = 2'71 V; Eº (Cl2 / Cl) = 1'36 V; Eº (K+ / K) = 2'92 V; Eº (Cu2+ / Cu) = 0'34 V a) Justifique cuál será la especie más oxidante y la más reductora. b) Elija dos pares para construir la pila de mayor voltaje. c) Para esa pila escriba las reacciones que tienen lugar en el cátodo y en el ánodo. 6. Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar:

Eº (Cu2+ / Cu) = 0'34 V; Eº (Fe2+ / Fe) = 0'44 V y Eº (Cd2+ / Cd) = 0'40 V Justifique cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma espontánea:

a) Fe2+ + Cu Fe + Cu2

b) Cu2+ + Cd Cu + Cd2

c) Fe2+ + Cd Fe + Cd2

PAU 2013

7. Al pasar una corriente durante el tiempo de una hora y cincuenta minutos a través de una disolución de Cu(II), se depositan 1,82 g de cobre. a) Calcule la intensidad de la corriente que ha circulado. b) Calcule la carga del electrón. Datos: F = 96500 C. Masa atómica Cu = 63,5. 8. Una corriente de 5 A circula durante 30 min por una disolución de una sal de cinc, depositando 3,048 g de cinc en el cátodo. Calcule: a) La masa atómica del cinc. b) Los gramos de cinc que se depositarán al pasar una corriente de 10 A durante 1 hora. Dato: F = 96500 C. 1. El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno dando azufre elemental, monóxido de nitrógeno y agua. a) Escriba y ajuste por el método del ion-electrón la reacción molecular correspondiente. b) Determine el volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 60ºC y 1 atm, necesario para que reaccione con 500 mL de ácido nítrico 0,2 M.

Dato: R = 0’082 atm L mol1 K1 2. Dada la siguiente reacción:

As + KBrO + KOH K3AsO4 + KBr + H2O a) Ajuste la ecuación molecular según el método del ion-electrón. b) Calcule los gramos de arsénico que habrán reaccionado cuando se hayan consumido 60 mL de hidróxido de potasio 0,25 M. Datos: Masas atómicas H = 1; As = 74'9; O = 16; K = 39. 3. Se hace reaccionar una muestra de 10 g de cobre con ácido sulfúrico obteniéndose 23,86 g de sulfato de cobre(II), además de dióxido de azufre y agua. a) Ajuste la reacción molecular que tiene lugar por el método del ion-electrón. b) Calcule la riqueza de la muestra inicial en cobre. Datos: Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32; Cu = 63,5. 4. Se construye una pila electroquímica con los pares (Hg2+ / Hg) y (Cu2+ / Cu) cuyos potenciales normales de reducción son 0,95 V y 0,34 V, respectivamente. a) Escriba las semirreacciones y la reacción global. b) Indique el electrodo que actúa como ánodo y el que actúa como cátodo. c) Calcule la fuerza electromotriz de la pila. 5. Responda razonadamente: a) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con hierro metálico? b) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con cobre metálico?

c) ¿Qué ocurrirá si se añaden limaduras de hierro a una disolución Cu2?

Datos: Eº (Cu2+ / Cu) = 0'34 V; Eº (Fe2+ / Fe) = 0'44 V y Eº (H2 / H+) = 0'0 V.

PAU 2014

6. Justifique qué ocurrirá cuando: a) Un clavo de hierro se sumerge en una disolución acuosa de CuSO4. b) Una moneda de níquel se sumerge en una disolución de HCl. c) Un trozo de potasio sólido se sumerge en agua.

Datos: Eº (Cu2+ / Cu) = 0'34 V; Eº (Fe2+ / Fe) = 0'44 V; Eº (Ni2+ / Ni) = 0'24 V;

Eº (K+ / K) = 2'93 V; Eº (H2 / H+) = 0'00 V. 7. a) ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo todo el oro contenido en un litro de disolución 0’1 M de cloruro de oro(III)? b) Qué volumen de dicloro, medido a la presión de 740 mmHg y 25ºC, se desprenderá del ánodo?

Datos: F = 96500 C. R = 0’082 atm L mol1 K1. Masas atómicas: Au = 197; Cl = 35'5. 8. Se hace pasar durante 2,5 horas una corriente de 5 A a través de una celda electroquímica que contiene una disolución de SnI2. Calcule: a) La masa de estaño metálico depositada en el cátodo. b) Los moles de I2 liberados en el ánodo. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Sn = 118'7; I = 127. REACCIONES REDOX Y NÚMERO DE OXIDACIÓN Pág. 272: Actividades 3, 4 Pág. 275: Actividad 6 Pág. 294: 20, 21, 23, 24, 25, 26, 27, 28, 30, 31 Pág. 295: 33, 36 VALORACIONES REDOX Pág. 277: Actividades 7, 8 Ejercicios resueltos 3, 4 Pág. 290: Ejercicio resuelto 13 PILAS GALVÁNICAS Pág. 280: Actividades 9, 10, 11 Ejercicio resuelto 5 Pág. 282: Ejercicio resuelto 6 Pág. 292: Ejercicio resuelto 16 Pág. 295: 37, 38, 39, 40, 41, 42 ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES REDOX Pág. 284: Actividades 12, 13 Ejercicio resuelto 8 Pág. 285: Actividad 14 Ejercicios resueltos 9, 10 Pág. 291: Ejercicio resuelto 15 Pág. 296: 43, 44, 45, 46


ELECTROLISIS Pág. 286: Actividad 15 Pág. 287: Actividad 16 Ejercicio resuelto 11 Pág. 288: Actividades 17, 18 Ejercicio resuelto 12 Pág. 296: 49, 50

1. Indique razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Toda reacción exotérmica es espontánea. b) En toda reacción química espontánea, la variación de entropía es positiva.

c) En el cambio de estado H2O (l) H2O (g) se produce un aumento de entropía. 2. El amoniaco, a 25 ºC y 1 atm, se puede oxidar según la reacción:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (l) Calcule: a) La variación de entalpía. b) La variación de energía interna.

Datos: R = 8'31 J mol-1 K-1; Hºf [NH3(g)] = 46'2 kJ/mol; Hºf [NO(g)] = 90'4 kJ/mol;

Hºf [H2O(l)] = 285'8 kJ/mol 3. a) Calcule la variación de entalpía estándar correspondiente a la reacción:

ZnS (s) + 3/2 O2 (g) ZnO (s) + SO2 (g) b) ¿Qué calor se absorbe o desprende, a presión constante, cuando reaccionan 100 g de ZnS (s) con oxígeno en exceso?

Datos: Hºf [ZnS(s)] = 202'9 kJ/mol; Hºf [ZnO(s)] = 348 kJ/mol; Hºf [SO2(g)] = 296'1 kJ/mol. Masas atómicas: O = 16; S = 32; Zn = 65’4 4. a) Calcule la variación de entalpía estándar de formación del acetileno (etino) a partir de las entalpías estándares de combustión (kJ/mol) de hidrógeno, C (grafito) y acetileno cuyos valores

son, respectivamente: 285'3; 393'3 y 1298'3. b) Calcule el calor desprendido, a presión constante, cuando se quema 1 Kg de acetileno. Masas atómicas: H = 1; C = 12

1. En una reacción en la que H 0 y S 0, se considera que ambas funciones termodinámicas permanecen constantes al cambiar la temperatura. Razone, en función de la temperatura, cuándo esta reacción: a) Estará en equilibrio. b) Será espontánea.

2. Dada reacción: N2O (g) N2 (g) + ½ O2 (g) H = 43 kJ y S = 80 J/K a) Justifique el signo positivo de la variación entropía. b) Si se supone que esas funciones termodinámicas no cambian con la temperatura ¿será espontánea la reacción a 27º C?

EJERCICIOS TEMA 10 TERMOQUÍMICA. ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

PAU 2000

PAU 2001

3. a) Calcule la variación de entalpía que se produce cuando se obtiene benceno a partir del

acetileno (etino) según la reacción: 3 C2H2 (g) C6H6 (l) sabiendo que las entalpías de

formación del acetileno gaseoso y del benceno líquido son 226'7 kJ/mol y 49 kJ/mol, respectivamente. b) Calcule el calor producido, a presión constante, cuando se queman 100 g de acetileno

gaseoso sabiendo que: Hºf [CO2(g)] = 393'5 kJ/mol y Hºf [H2O(l)] = 285'5 kJ/mol. Masas atómicas: H = 1; C = 12

4. Dada la reacción: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) a) Determine la cantidad de calor, a presión constante, que es necesario suministrar para descomponer 3 kg de carbonato de calcio. b) Qué cantidad de carbonato de calcio se deberá utilizar para producir 7 kg de óxido de calcio si el rendimiento es del 90%. Datos: Entalpías de formación expresadas en kJ/mol: (CaCO3) = 1209'6; (CO2) = 393'3; (CaO) = 635'1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; Ca = 40. 5. La reacción entre la hidracina (N2H4) y el peróxido de hidrógeno (H2O2) se utiliza para la propulsión de cohetes:

N2H4 (l) + 2 H2O2 (l) N2 (g) + 4 H2O (l) H = 710 kJ Las entalpías de formación de H2O2 (l) y del H2O (l) son –187’8 kJ/mol y –285’5 kJ/mol, respectivamente. a) Calcule la entalpía de formación de la hidracina. b) ¿Qué volumen de nitrógeno, medido a –10º C y 50 mm de mercurio, se producirá cuando reaccionen 64 g de hidracina? Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16 6. Las entalpías de formación del agua líquida y del dióxido de carbono gas son

respectivamente, 285'5 kJ/mol y 393'5 kJ/mol a 25º C y la entalpía de combustión del

acetileno es 1295'8 kJ/mol. a) Calcule la entalpía de formación del acetileno si consideramos que el agua formada en la combustión está en estado líquido.

b) Sabiendo que la entalpía de formación del etano es 84'6 kJ/mol, calcule la entalpía de

hidrogenación del acetileno según la reacción: C2H2 (g) + 2 H2 (g) C3H3 (g) 7. El sulfuro de cinc al tratarlo con oxígeno reacciona según:

2 ZnS (s) + 3 O2 (g) 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g) Si las entalpías de formación de las diferentes especies expresadas en kJ/mol son:

(ZnS) = 181'1; (SO2) = 70'9; (ZnO) = 349'3. a) ¿Cuál será el calor, a presión constante de una atmósfera, que se desprenderá cuando reaccionen 17 gramos de sulfuro de cinc con exceso de oxígeno? b) ¿Cuántos litros de SO2, medidos a 25º C y una atmósfera, se obtendrán? Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: O = 16; S = 32; Zn = 65’4. 1. a) Enuncie el primer principio de la termodinámica. b) Razone si cuando un sistema gaseoso se expansiona disminuye su energía interna.

c) Justifique cómo varía la entropía en la reacción: 2 KClO4 (s) 2 KClO3 (s) + O2 (g)

PAU 2002

2. Razone la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones, en relación con un proceso exotérmico: a) La entalpía de los reactivos es siempre menor que la de los productos. b) El proceso siempre será espontáneo. 3. a) Calcule la variación de la entalpía estándar de la reacción:

CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g) b) Qué calor se desprende en la combustión de 100 dm3 de acetileno, C2H2, medidos a 25° C y 1 atm.

Datos: Entalpías estándar de formación en kJ mol1: CaC2 = 59'0; CO2 = 393'5; H2O = 285'8;

Ca(OH)2 = 986'0 2; C2H2 = 227'0.

4. Dadas las entalpías estándar de formación del CO2, 393'5 kJ mol1 y del SO2, 296'1

kJmol1 y la de combustión: CS2 (l) + 3 O2 (g) CO2 (g) + 2 SO2 (g) Hº = 1072 kJ Calcule: a) La entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono. b) La energía necesaria para la síntesis de 2’5 kg de disulfuro de carbono. Masas atómicas: C = 12; S = 32. 5. La combustión del pentaborano líquido se produce según la reacción:

2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) 5 B2O3 (s) + 9 H2O (l) Calcule: a) La entalpía estándar de la reacción. b) El calor que se desprende, a presión constante, en la combustión de un gramo de pentaborano.

Datos: Masas atómicas: H = 1; B = 11. Hºf [B5H9(l)] = 73'2 kJ mol-1; Hºf [B2O3(s)] = 1263’6

kJmol-1; Hºf [H2O(l)] = 285'8 kJ mol-1

6. Determine los valores de las entalpías de las siguientes reacciones:

a) H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g)

b) CH2=CH2 (g) + H2 (g) CH3CH3 (g)

Datos: Energías de enlace (kJ mol-1): (HH) = 436'0; (ClCl) = 242'7; (CH) = 414'1;

(CC) = 620'1; (HCl) = 431'9; (CC) = 347'1.

1. Indique, razonadamente, cómo variará la entropía en los siguientes procesos: a) Disolución de nitrato de potasio, KNO3, en agua. b) Solidificación del agua.

c) Síntesis del amoniaco: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 2. Justifique si es posible que: a) Una reacción endotérmica sea espontánea. b) Los calores de reacción a volumen constante y a presión constante sean iguales en algún proceso químico

PAU 2003

3. El proceso de fotosíntesis se puede representar por la ecuación:

6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) Hº = 3402'8 kJ Calcule: a) La entalpía de formación estándar de la glucosa, C6H12O6. b) La energía necesaria para la formación de 500 g de glucosa mediante fotosíntesis.

Datos: Hºf [H2O(l)] = 285'8 kJ/mol; Hºf [CO2(g)] = 393'5 kJ/mol. Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16. 4. A efectos prácticos se puede considerar la gasolina como octano (C8H18). Las entalpías de

formación estándar de H2O (g), CO2 (g) y C8H18 (l) son, respectivamente: 241'8 kJ/mol, 393'5

kJ/mol y 250'0 kJ/mol. Calcule: a) La entalpía de combustión estándar del octano líquido sabiendo que se forman CO2 y H2O gaseosos. b) La energía que necesita un automóvil por cada kilómetro, si su consumo es de 5 L de octano líquido por cada 100 km. Datos: Densidad del octano líquido = 0’8 kg/L. Masas atómicas: C = 12; H = 1. 5. Se obtiene cloruro de hidrógeno a partir de la reacción:

H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl Hº = 184'4 kJ Calcule: a) La energía desprendida para la producción de 100 kg de cloruro de hidrógeno.

b) La entalpía del enlace HCl, si las entalpías de enlace HH y ClCl son, respectivamente, 435 kJ/mol y 243 kJ/mol. Masas atómicas: Cl = 35’5; H = 1.

6. A 25º C y 1 atm, la variación de entalpía es 3351 kJ para la reacción:

2 Al2O3 (s) 4 Al (s) + 3 O2 (g) Calcule: a) La entalpía de formación estándar del Al2O3. b) La variación de entalpía cuando se forman 10 g de Al2O3, en las mismas condiciones de presión y temperatura. Masas atómicas: Al = 27; O = 16. 7. Calcule: a) La variación de entalpía estándar para la descomposición de 1 mol de carbonato de calcio sólido en dióxido de carbono gaseoso y óxido de calcio sólido. b) La energía necesaria para preparar 3 kg de óxido de calcio.

Datos: Hºf [CaCO3(s)] = 1206'2 kJ/mol; Hºf [CO2(g)] = 393'5 kJ/mol; Hºf [CaO(s)] = 635'6 kJ/mol. Masas atómicas: Ca = 40; O = 16. 1. Razone cómo varía la entropía en los siguientes procesos: a) Formación de un cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso. b) Fusión de hielo. c) Sublimación de yodo.

PAU 2004

2. La nitroglicerina, C3H5(NO3)3, se descompone según la reacción:

4 C3H5(NO3)3 (l) 12 CO2 (g) + 10 H2O (g) + O2 (g) + 6 N2 (g) Hº = 5700 kJ a) Calcule la entalpía de formación estándar de la nitroglicerina. b) ¿Qué energía se desprende cuando se descomponen 100 g de nitroglicerina?

Datos: Hºf [H2O(g)] = 241'8 kJ/mol; Hºf [CO2(g)] = 393'5 kJ/mol. Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16; N = 14. 3. Calcule:

a) La entalpía de formación del amoniaco: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) b) La energía desprendida al formarse 224 litros de amoniaco en condiciones normales. Datos: Energías medias de enlace en kJ/mol: (N≡N) = 946; (H−H) = 436; (N−H) = 390. 4. Justifique si en determinadas condiciones de temperatura puede ser espontánea una reacción química, la cual: a) Es exotérmica y en ella disminuye el desorden. b) Es endotérmica y en ella disminuye el desorden.

c) H 0 y S 0. 5. Las entalpías de formación estándar del CH3CH2OH (l), CO2 (g) y H2O (l) 2 son,

respectivamente, 277'3 kJ/mol, 393'33 kJ/mol y 285'5 kJ / mol . Calcule: a) La entalpía de combustión del etanol. b) El calor que se produce al quemar 4’60 g de etanol. Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16. 6. Dada la ecuación química (a 25º C y 1 atm):

2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g) H = 181'6 kJ Calcule: a) La energía necesaria para descomponer 60’6 g de óxido de mercurio. b) El volumen de oxígeno, medido a 25º C y 1 atm, que se produce al calentar suficiente cantidad de HgO para absorber 418 kJ. Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Masas atómicas: Hg = 200’5; O = 16.

7. a) Calcule la entalpía de enlace HCl sabiendo que la energía de formación del HCl (g) es −92’4 kJ/mol y las de disociación del H2 y Cl2 son 436 kJ/mol y 244 kJ/mol, respectivamente. b) ¿Qué energía habrá que comunicar para disociar 20 g de HCl? Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5. 1. Razone si una reacción puede ser espontánea, cuando se cumplen las siguientes condiciones:

a) H 0 y S 0.

b) H 0 y S 0.

c) H 0 y S 0. 2. a) Distinga entre ∆H y ∆Hº para una determinada reacción. b) Distinga entre proceso endotérmico y exotérmico. c) ¿Puede una reacción exotérmica no ser espontánea? Razone la respuesta.

PAU 2005

3. a) Calcule la entalpía de combustión estándar del naftaleno (C10H8). b) ¿Qué energía se desprende al quemar 100 g de naftaleno en condiciones estándar?

Datos: Hºf [H2O(l)] = 285'8 kJ/mol; Hºf [CO2(g)] = 393'5 kJ/mol; Hºf [C10H8] = 4928'6 kJ/mol. Masas atómicas: H = 1; C = 12. 4. El dióxido de manganeso se reduce con aluminio según la reacción:

3 MnO2 (s) + 4 Al (s) 2 Al2O3 (s) + 3 Mn (s) Hº = 1772'4 kJ Calcule: a) La entalpía de formación estándar del Al2O3 (s). b) La energía que se desprende cuando se ponen a reaccionar, en las mismas condiciones, 50 g de MnO2 (s) con 50 g de Al (s).

Datos: Hºf [MnO2(s)] = 520 kJ/mol. Masas atómicas: Al = 27; Mn = 55; O = 16. 5. Cuando se quema 1 g de etanol líquido y 1 g de ácido acético líquido, en condiciones estándar, se desprenden 29’7 y 14’6 kJ, respectivamente. En ambas reacciones se forma agua líquida y dióxido de carbono gaseoso. Calcule: a) Las entalpías estándar de combustión del etanol y del ácido acético. b) La variación de entalpía en la oxidación de 1 mol de etanol (l) en ácido acético (l), en condiciones estándar. Masas atómicas: C = 12; O =16; H = 1. 6. En la combustión de 5 g de metano llevada a cabo a presión constante y a 25 ºC, se desprenden 275 kJ. En estas condiciones, determine: a) La entalpía de formación y de combustión del metano. b) El volumen de metano necesario para producir 1 m3 de CO2, medidos a 25ºC y 1 atm.

Datos: Hºf [H2O(l)] = 285'8 kJ/mol; Hºf [CO2(g)] = 393 kJ/mol. Masas atómicas: C = 12; H = 1. 7. Las entalpías de formación estándar del agua líquida, ácido clorhídrico en disolución acuosa y

óxido de plata sólido son, respectivamente: 285’8, 165’6 y 30’4 kJ/mol. A partir de estos datos y de la siguiente ecuación:

Ag2O(s) + 2 HCl (aq) 2 AgCl (s) + H2O (l) Hº = 176'6 kJ Calcule: a) La entalpía de formación estándar del AgCl (s). b) Los moles de agua que se forman cuando se consumen 4 litros de ácido clorhídrico 0’5 molar. 1. Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) Toda reacción exotérmica es espontánea. b) En toda reacción química espontánea, la variación de entropía es positiva.

c) En el cambio de estado H2O (l) H2O (g) se produce un aumento de entropía.

2. Para una reacción determinada H = 100 kJ y S = 300 J K1. Suponiendo que ∆H y ∆S no varían con la temperatura razone: a) Si la reacción será espontánea a temperatura inferior a 25 ºC. b) La temperatura a la que el sistema estará en equilibrio.

PAU 2006

3. a) Calcule la variación de entalpía estándar, a 25ºC, de la reacción:

ZnS (s) + 3/2 O2 (g) ZnO (s) + SO2 (g) b) ¿Qué calor se absorbe o desprende, a presión constante, cuando reaccionan 150 g de ZnS con oxígeno gaseoso?

Datos: Hºf [ZnS(s)] = 203 kJ/mol; Hºf [ZnO(s)] = 348 kJ/mol; Hºf [SO2(g)] = 296 kJ/mol. Masas atómicas: S = 32; Zn = 65’4. 4. Calcule la variación de entalpía estándar de hidrogenación, a 25ºC, del acetileno para formar etano según la reacción:

C2H2 (g) + 2 H2 (g) C2H6 (g) a) A partir de las energías medias de enlace. b) A partir de las entalpías estándar de formación, a 25 º. Datos: Energías medias de enlace en kJ/mol: (C−H) = 415; (H−H) = 436; (C−C) = 350;

(C≡C) = 825. Hºf [C2H2(g)] = 227 kJ/mol; Hºf [C2H6(g)] = 85 kJ/mol 5. Dadas las ecuaciones termoquímicas siguientes:

C (s) + O2 (g) CO2 (g) Hº = –393,5 kJ

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) Hº = –285,8 kJ

CH3COOH (l) + 2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) Hº = –870,3 kJ Calcule: a) La entalpía estándar de formación del ácido acético, CH3COOH. b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendido en la combustión de 1 kg de este ácido. Masas atómicas: C = 12; O =16; H = 1. 6. Las entalpías estándar de formación a 25ºC del CaO(s), CaC2 (s) y CO (g) son,

respectivamente, 636, 61 y 111 kJ/mol. A partir de estos datos y de la siguiente ecuación:

CaO (s) + 3 C (s) CaC2 (s) + CO (g) Calcule: a) La cantidad de calor, a presión constante, necesaria para obtener una tonelada de CaC2. b) La cantidad de calor, a presión constante, necesaria para obtener 2 toneladas de CaC2 si el rendimiento del proceso es del 80 %. Masas atómicas: C = 12; Ca = 40. 7. La combustión del pentaborano líquido se produce según la reacción:

2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) 5 B2O3 (s) + 9 H2O (l) Calcule: a) La entalpía estándar de la reacción. b) El calor que se desprende, a presión constante, en la combustión de un gramo de pentaborano.

Datos: Hºf [B2H9(l)] = 73,2 kJ/mol; Hºf [B2O3(s)] = 1263,6 kJ/mol; Hºf [H2O(l)] = 285,8 kJ/mol. Masas atómicas: H = 1; B = 11. 1. Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Las reacciones espontáneas transcurren a gran velocidad. b) La entropía disminuye en las reacciones exotérmicas. c) La energía libre de Gibbs es independiente del camino por el que transcurre la reacción.

PAU 2007

2. Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La entalpía no es una función de estado. b) Si un sistema realiza un trabajo se produce un aumento de su energía interna.

c) Si H 0 y S 0, la reacción es espontánea a cualquier temperatura.

3. Dada la reacción: CH4 (g) + Cl2 (g) CH3Cl (g) + HCl (g). Calcule la entalpía de reacción estándar utilizando: a) Las entalpías de enlace. b) Las entalpías de formación estándar. Datos: Entalpías de enlace en kJ/mol: (C−H) = 414; (Cl−Cl) = 243; (C−Cl) = 339; (H−Cl) = 432.

Hºf [CH4(g)] = 74,9 kJ/mol; Hºf [CH3Cl(g)] = 82 kJ/mol; Hºf [HCl(g)] = 92,3 kJ/mol. 4. A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:

C (s) + O2 (g) CO2 (g) Hº = 393,5 kJ

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) Hº = 285,8 kJ

2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) 4 CO2 (g) + 6 H2O (l) Hº = 3119,6 kJ Calcule: a) La entalpía de formación estándar del etano b) La cantidad de calor, a presión constante, que se libera en la combustión de 100 g de etano. Masas atómicas: C = 12, H = 1 5. La descomposición térmica del clorato de potasio se produce según la reacción (sin ajustar):

KClO3 (s) KCl (s) + Cl2 (g) Calcule: a) La entalpía de reacción estándar. b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendido al obtener 30 L de oxígeno, medidos a 25ºC y 1 atmósfera.

Datos: R = 0’082 atm L mol-1 K-1. Hºf [KClO3(s)] = 414 kJ/mol; Hºf [KCl(s)] = 436 kJ/mol. 6. Dada la reacción (sin ajustar):

SiO2 (s) + C (grafito) SiC (s) + CO (g) a) Calcule la entalpía de reacción estándar. b) Suponiendo que ∆H y ∆S no varían con la temperatura, calcule la temperatura mínima para que la reacción se produzca espontáneamente.

Datos: Hºf [SiC(s)] = 65,3 kJ/mol; Hºf [SiO2(s)] = 910,9 kJ/mol; Hºf [CO(g)] = 110,5

kJ/mol. Variación de entropía de la reacción: Sº = 353 J K1 7. Sabiendo que las entalpías de formación estándar del C2H5OH (l), CO2 (g) y H2O (l) son,

respectivamente, 228, 394 y 286 kJ/mol, calcule: a) La entalpía de combustión estándar del etanol. b) El calor que se desprende, a presión constante, si en condiciones estándar se queman 100 g de etanol. Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1

1. Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Las reacciones espontáneas transcurren a gran velocidad. b) La entropía del sistema disminuye en las reacciones exotérmicas. c) El calor de reacción a presión constante es igual a la diferencia entre la entalpía de los productos y de los reactivos. 2. Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) La reacción N2H4 (g) N2 (g) + 2 H2 (g) H = 95'40 kJ, es espontánea. b) La entalpía es una función de estado. c) Todos los procesos espontáneos producen un aumento de la entropía del universo. 3. La tostación de la pirita se produce según:

4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g) Calcule: a) La entalpía de reacción estándar. b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendida en la combustión de 25 g de pirita del 90 % de riqueza en peso.

Datos: Hºf [FeS2(s)] = 177,5 kJ/mol; Hºf [Fe2O3(s)] = 822,2 kJ/mol; Hºf [SO2(g)] = 296,8 kJ/mol. Masas atómicas: Fe = 55'8; S = 32. 4. Dada la ecuación termoquímica:

2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g) Hº = 571 kJ Calcule, en las mismas condiciones de presión y temperatura: a) La entalpía de formación del agua líquida. b) La cantidad de calor, a presión constante, que se libera cuando reaccionan 50 g de H2 con 50 g de O2. Masas atómicas: O = 16; H = 1. 5. La conversión de metanol en etanol puede realizarse a través de la siguiente reacción (sin ajustar):

CO (g) + H2 (g) + CH3OH (g) C2H5OH (g) + H2O(g) a) Calcule la entalpía de reacción estándar.

b) Suponiendo que H y S no varían con la temperatura, calcule la temperatura a la que la reacción deja de ser espontánea.

Datos: Hºf [CO(g)] = 110,5 kJ/mol; Hºf [CH3OH(g)] = 201,5 kJ/mol; Hºf [C2H5OH(g)] =

235,1 kJ/mol; Hºf [H2O(g)] = 241,8 kJ/mol.

Variación de entropía de la reacción: Sº = 227,4 J K1 6. Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas, en las mismas condiciones:

2 P (s) + 3 Cl2 (g) PCl3 (g) Hº = –635,1 KJ

PCl3 (g) + Cl2 (g) PCl5(g) Hº = –137,3 KJ Calcule: a) La entalpía de formación del PCl5 (g), en las mismas condiciones. b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendido en la formación de 1 g de PCl5 (g) a partir de sus elementos. Masas atómicas: P = 31; Cl = 35,5.

PAU 2008

7. Para la siguiente reacción:

CH4 (g) + 4 Cl2 (g) CCl4 (g) + 4 HCl (g) Calcule la entalpía de reacción estándar utilizando: a) Las entalpías de enlace. b) Las entalpías de formación estándar.

Datos: Entalpías de enlace en kJ/mol: (CH) = 415; (ClCl) = 244; (CCl) = 330; (HCl) = 430;

Hºf [HCl(g)] = 92,3 kJ/mol; Hºf [CH4(g)] = 74,9 kJ/mol; Hºf [CCl4(g)] = 106,6 kJ/mol. 1. a) Explique si un proceso exotérmico será siempre espontáneo. b) Indique si un proceso que suponga un aumento de desorden será siempre espontáneo. c) ¿Por qué hay procesos que son espontáneos a una determinada temperatura y no lo son a otra temperatura? 2. El proceso de formación del amoniaco gaseoso a partir de sus elementos es exotérmico. Razone: a) ¿Cómo varía la entropía de este proceso? b) ¿Será siempre espontánea la síntesis del amoniaco? c) ¿Serán iguales los calores de formación a presión constante y a volumen constante? 3. Calcule: a) La entalpía de combustión estándar del octano líquido, sabiendo que se forman CO2 y H2O gaseosos. b) La energía que necesita un automóvil por cada kilómetro si consume 5 L de octano por cada 100 km.

Datos: Hºf [H2O(g)] = 241'8 kJ/mol; Hºf [CO2(g)] = 393'5 kJ/mol; Hºf [C8H18(l)] = 250'0 kJ/mol. Densidad del octano líquido = 0’8 kg/L. Masas atómicas: H = 1; C = 12. 4. Considere la reacción de combustión del etanol. a) Escriba la reacción ajustada y calcule la entalpía de reacción en condiciones estándar. b) Determine la cantidad de calor, a presión constante, que se libera en la combustión completa de 100 g de etanol, en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Datos: Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1. Hºf [C2H5OH(l)] = 277,7 kJ/mol;

Hºf [H2O(l)] = 285'8 kJ/mol; Hºf [CO2(g)] = 393'5 kJ/mol. 5. Calcule: a) La entalpía de combustión del etino a partir de los siguientes datos:

Hºf [C2H2(g)] = 227,0 kJ/mol; Hºf [H2O(l)] = 285'8 kJ/mol; Hºf [CO2(g)] = 393'5 kJ/mol. b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendida en la combustión de 1 kg de etino. Masas atómicas: C = 12; H = 1. 6. Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:

N2 (g) + 2 O2 (g) 2 NO2 (g) Ho = 67,78 KJ

2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2(g) Ho = 112,92 KJ a) Calcule la entalpía de formación del monóxido de nitrógeno, en las mismas condiciones de presión y temperatura. b) Determine la cantidad de calor, a presión constante, que se desprende en la combustión de 90 g de monóxido de nitrógeno, en las mismas condiciones. Masas atómicas: N = 14; O = 16.

PAU 2009

7. En condiciones estándar, en la combustión de 1 gramo de etanol se desprenden 29’8 kJ y en la combustión de 1 gramo de ácido acético se desprenden 14’5 kJ. Calcule: a) La entalpía de combustión estándar del etanol y la del ácido acético. b) La variación de entalpía estándar de la siguiente reacción:

CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16. 1. Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La entalpía de formación estándar del mercurio líquido, a 25ºC, es cero.

b) Todas las reacciones químicas en que G 0 son muy rápidas.

c) A 273 ºC la entropía de una sustancia cristalina pura es cero.

2. Dada la reacción: 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) H = 198'2 kJ a) Indique razonadamente el signo de la variación de entropía. b) Justifique por qué la disminución de la temperatura favorece la espontaneidad de dicho proceso. 3. Para la reacción:

CH4 (g) + Cl2 (g) CH3Cl (l) + HCl (g) a) Calcule la entalpía de reacción estándar a 25ºC, a partir de las entalpías de enlace y de las entalpías de formación en las mismas condiciones de presión y temperatura.

b) Sabiendo que el valor de Sº de la reacción es 11'1 J K1 y utilizando el valor de Hº de la

reacción obtenido a partir de los valores de las entalpías de formación, calcule el valor de Gº.

Datos: Hºf [CH4(g)] = 74,8 kJ/mol; Hºf [CH3Cl(l)] = 82'0 kJ/mol; Hºf [HCl(g)] = 92'3

kJ/mol; Entalpías de enlace en kJ/mol: CH) = 414; ClCl) = 243; CCl) = 339; HCl) = 432. 4. Para la fabricación industrial del ácido nítrico, se parte de la oxidación catalítica del amoniaco, según:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 6 H2O (l) + 4 NO (g) a) Calcule la entalpía de esta reacción a 25 ºC, en condiciones estándar. b) ¿Qué volumen de NO (g), medido en condiciones normales, se obtendrá cuando reaccionan 100 g de amoniaco con exceso de oxígeno?

Datos: Hºf [H2O(l)] = 285,8 kJ/mol; Hºf [NH3(g)] = 46'1 kJ/mol; Hºf [NO(g)] = 90'25 kJ/mol. Masas atómicas: N = 14; H = 1. 5. En la oxidación catalítica a 400 ºC del dióxido de azufre se obtiene trióxido de azufre según:

2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) H = 198'2 kJ Calcule la cantidad de energía que se desprende en la oxidación de 60’2 g de dióxido de azufre si: a) La reacción se realiza a presión constante. b) La reacción tiene lugar a volumen constante.

Datos: R = 8'31 J mol1 K1. Masas atómicas: O = 16; S = 32.

PAU 2010

6. Para la obtención del tetracloruro de carbono según:

CS2 (l) + 3 Cl2 (g) CCl4 (l) + S2Cl2 (l) a) Calcule el calor de reacción, a presión constante, a 25ºC y en condiciones estándar. b) ¿Cuál es la energía intercambiada en la reacción anterior, en las mismas condiciones, cuando se forma un litro de tetracloruro de carbono cuya densidad es 1’4 g/mL?

Datos: Hºf [CS2(l)] = 89,70 kJ/mol; Hºf [CCl4(l)] = 135'4 kJ/mol; Hºf [S2Cl2(l)] = 59'8 kJ/mol. Masas atómicas: C = 12; Cl = 35'5. 7. Considere la reacción de hidrogenación del propino para dar propano. a) Calcule la entalpía de reacción, a partir de las energías medias de enlace. b) Determine la cantidad de energía que habrá que proporcionar a 100 g de hidrógeno molecular para disociarlo completamente en sus átomos.

Datos: Entalpías de enlace en kJ/mol: (CC) = 347; (C≡C) = 830; (CH) = 415; (HH) = 436. Masa atómica: H = 1.

1. Dada la reacción 2 H (g) H2 (g), conteste de forma razonada:

a) ¿Cuánto vale H de la reacción si la energía de enlace HH es 436 kJ/mol? b) ¿Qué signo tiene la variación de entropía de esta reacción? c) ¿Cómo afecta la temperatura a la espontaneidad de la reacción?

2. Dada la reacción: 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g) Hº = 483'6 kJ Razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Al formarse 18 g de agua en condiciones estándar se desprenden 483’6 kJ.

b) Dado que Hº 0, la formación de agua es un proceso espontáneo. c) La reacción de formación de agua es un proceso exotérmico. Masas atómicas: H = 1; O = 16. 3. La reacción utilizada para la soldadura aluminotérmica es:

Fe2O3 (s) + 2 Al (s) Al2O3 (s) + 2 Fe (s) a) Calcule el calor a presión constante y el calor a volumen constante intercambiados en condiciones estándar y a la temperatura de la reacción. b) ¿Cuántos gramos de Al2O3 se habrán obtenido cuando se desprendan 10000 kJ en la reacción?

Datos: Hºf [Al2O3(s)] = 1675,7 kJ/mol; Hºf [Fe2O3(s)] = 824'2 kJ/mol. Masas atómicas: Al = 27; O = 16.

4. Dada la reacción: 2 H2S (g) + SO2 (g) 2 H2O (l) + 3 S (s) a) Calcule la entalpía de esta reacción a 25 ºC, en condiciones estándar. b) En estas condiciones, determine si la reacción es espontánea.

Datos: Hºf [H2S(g)] = 20,63 kJ/mol; Hºf [SO2(g)] = 296'8 kJ/mol; Hºf [H2O(l)] = 285'8 kJ/mol; Sº [H2S(g)] = 205,8 J mol-1 K-1; Sº [SO2(g)] = 248'2 J mol-1 K-1; Sº [H2O(l)] = 69'9 J mol-1 K-1: Sº [S(s)] = 31,8 J mol-1 K-1.

PAU 2011

5. Para la reacción: CH4 (g) 2 O2 (g) CO (g) + 2 H2O (l) a) Calcule la variación de entalpía y de la entropía de la reacción en condiciones estándar a 25 ºC. b) Indique razonadamente si el proceso es espontáneo a 100 ºC.

Datos: Hºf [CH4(g)] = 74,8 kJ/mol; Hºf [CO2(g)] = 393'5 kJ/mol; Hºf [H2O(l)] = 285'5 kJ/mol; Sº [CH4(g)] = 186,3 J mol-1 K-1; Sº [CO2(g)] = 213'7 J mol-1 K-1; Sº [H2O(l)] = 69'9 J mol-1 K-1; Sº [O2 (g)] = 205,1 J mol-1 K-1. 6. En Andalucía se encalan las casas con cal, que se obtiene por el apagado de la cal viva con agua, según la reacción:

CaO (s) + H2O (l) Ca(OH)2 (s) a) Calcule la entalpía de reacción en condiciones estándar, a 25ºC. b) ¿Cuánto calor se desprende a presión constante al apagar 250 kg de cal viva del 90 % de riqueza en óxido de calcio?

Datos: Hºf [CaO(s)] = 635,1 kJ/mol; Hºf [Ca(OH)2(s)] = 986'0 kJ/mol; Hºf [H2O(l)] = 285'5 kJ/mol. Masas atómicas: Ca = 40; O = 16. 7. La reacción de hidrogenación del buta-1,3-dieno para dar butano es:

C4H6 (g) + 2 H2 (g) C4H10 (g) Calcule la entalpía de la reacción a 25ºC y en condiciones estándar: a) A partir de la entalpía de formación del agua y de las entalpías de combustión del buta-1,3- dieno y del butano. b) A partir de las entalpías de enlace.

Datos: Hºc [C4H6(g)] = 2540,2 kJ/mol; Hºc [C4H10(g)] = 2877'6 kJ/mol; Hºf [H2O(l)] =

285'6 kJ/mol; Entalpías de enlace en kJ/mol: (CC) = 348'2; (C=C) = 612'9; (CH) = 415'3;

(HH) = 436'4. 1. Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:

1) 2 H2O2 (l) 2 H2O (l) + O2 (g) H = 196 kJ

2) 2 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) H = 92'4 kJ Justifique: a) El signo que probablemente tendrá la variación de entropía en cada caso. b) El proceso que será siempre espontáneo. c) El proceso que dependerá de la temperatura para ser espontáneo. 2. Indique razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Toda reacción exotérmica es espontánea. b) En toda reacción química espontánea la variación de entropía es positiva.

c) En el cambio de estado H2O (l) H2O (g) se produce un aumento de entropía. 3. En una reacción endotérmica: a) Dibuje el diagrama entálpico de la reacción. b) ¿Cuál es mayor, la energía de activación directa o la inversa? c) ¿Cómo afectará al diagrama anterior la adición de un catalizador? Justifique las respuestas.

PAU 2012

4. Las entalpías estándar de combustión a 25 ºC del C (grafito), y del CO gaseoso son respectivamente –393 kJ/mol y –283 kJ/mol. a) Calcule la entalpía estándar, a 25 ºC, de formación del CO gaseoso. b) Si se hace reaccionar a presión constante 140 g de CO con exceso de O2 para formar CO2 gaseoso ¿Qué cantidad de calor se desprenderá en esa reacción? Masas atómicas: C = 12; O = 16. 5. En las condiciones adecuadas el cloruro de amonio sólido se descompone en amoniaco gaseoso y cloruro de hidrógeno gaseoso. Calcule: a) La variación de entalpía de la reacción de descomposición en condiciones estándar. b) ¿Qué cantidad de calor, se absorberá o se desprenderá en la descomposición del cloruro de amonio contenido en una muestra de 87 g de una riqueza del 79%?

Datos: Hº (kJ/mol) : NH4Cl (s) = 315'4; NH3 (g) = 46'3; HCl (g) = 92'3. Masas atómicas: H = 1; N = 14; Cl = 35'5. 6. La reacción de la hidracina, N2H4 , con el peróxido de hidrógeno se usa en la propulsión de cohetes, según la siguiente ecuación termoquímica:

N2H4 (l) + 2 H2O2 (l) N2 (g) + 4 H2O (g) Hº = 642'2 kJ a) Calcule la entalpía de formación estándar de la hidracina. b) Calcule el volumen en litros de los gases formados al reaccionar 320 g de hidracina con la cantidad adecuada de peróxido de hidrógeno a 600 ºC y 650 mm de Hg.

Datos: Masas atómicas: H = 1; N = 14. Hºf [H2O2(l)] = 187'8 kJ/mol; Hºf [H2O(g)] = 241'8

kJ/mol. R = 0'082 atm L mol1 K1. 7. a) Calcule la variación de entalpía de formación del amoniaco, a partir de los siguientes datos

de energías de enlace: (HH) = 436 kJ/mol; (NH) = 389 kJ/mol; (N≡N) = 945 kJ/mol b) Calcule la variación de energía interna en la formación del amoniaco a la temperatura de 25ºC

Dato: R = 8'31 J mol1 K1 8. Dada la ecuación termoquímica a 25ºC:

2 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) H = 92'3 kJ Calcule: a) El calor de la reacción a volumen constante. b) La energía libre de Gibbs a la temperatura de 25ºC. Datos: Sº [NH3(g)] = 192,3 J mol-1 K-1; Sº [N2(g)] = 191 J mol-1 K-1; Sº [H2(g)] = 130'8 J mol-1 K-1;

R = 8'31 J mol1 K1

1. a) La entalpía de formación del NH3 (g) a 298 K es 46'11 kJ/mol. Escriba la ecuación química a la que se refiere este valor.

b) ¿Cuál es la variación de energía interna (U) de un sistema si absorbe un calor de 67 J y realiza un trabajo de 67 J? Razone la respuesta. c) ¿Puede una reacción exotérmica no ser espontánea? Razone la respuesta.

PAU 2013

2. Para la reacción siguiente: 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) 4 CO2 (g) + 6 H2O (g) H 0 Razone: a) Si a una misma temperatura, el calor desprendido a volumen constante es mayor, menor o igual que el desprendido si la reacción tuviera lugar a presión constante. b) Si la entropía en la reacción anterior aumenta o disminuye. c) Si la reacción será espontánea a cualquier temperatura. 3. En la reacción del oxígeno molecular gaseoso con el cobre para formar óxido de cobre(II) se desprenden 2,30 kJ por cada gramo de cobre que reacciona, a 298 K y 760 mmHg. Calcule: a) La entalpía de formación del óxido de cobre(II). b) El calor desprendido a presión constante cuando reaccionan 100 L de oxígeno, medidos a 1,5 atm y 27ºC.

Datos: R = 0'082 atm L mol1 K1. Masa atómica Cu = 63,5. 4. Tanto el etanol como la gasolina (supuestamente octano puro) se usan como combustibles para automóviles. a) Escriba las reacciones de combustión de ambos compuestos en estado líquido y calcule las entalpías de combustión estándar del etanol y de la gasolina. b) ¿Qué volumen de etanol es necesario para producir la misma energía que 1 L de octano?

Datos: Densidades (g/mL): etanol = 0,7894; octano = 0,7025. Hºf (kJ/mol): etanol (l) = 277'0;

octano (l) = 249'9; CO2 (g) = 393'5 2; H2O (l) = 285'8 2. Masas atómicas H = 1; C = 12; O = 16. 5. Cuando se quema 1 g de gas propano en presencia de un exceso de oxígeno en un calorímetro manteniendo constante el volumen a 25°C, se desprenden 52,50 kJ de calor y se produce gas CO2 y agua en estado líquido. Calcule: a) El calor de la reacción a volumen constante. b) El calor de la reacción a presión constante.

Datos: R = 8'31 J mol1 K1. Masas atómicas C = 12; H = 1. 6. Sabemos que 25 ºC las entalpías de combustión estándar del hexano líquido, carbono sólido e

hidrógeno gas son 4192'0 kJ/mol, 393'5 kJ/mol y 285'8 kJ/mol, respectivamente. Calcule: a) La entalpía de formación del hexano líquido a 25°C. b) El número de moles de hidrógeno gaseoso consumidos en la formación del hexano líquido cuando se han liberado 30 kJ.

1. a) Razone si las reacciones con valores positivos de Sº siempre son espontáneas a alta temperatura. b) La siguiente reacción (sin ajustar) es exotérmica:

C3H8O (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g). Justifique si a presión constante se desprende más, igual o menos calor que a volumen constante. c) Razone si en un proceso exotérmico la entalpía de los reactivos es siempre menor que la de los productos.

PAU 2014

2. Sin efectuar cálculo alguno justifique, para cada uno de los siguientes procesos, si será siempre espontáneo, si no lo será nunca o si lo será dependiendo de la temperatura:

a) H2 (g) + CO (g) HCHO (g) Hº 0

b) 2 Fe2O3 (s) + 3 C (s) 4 Fe (s) + 3 CO2 (g) Hº 0

c) 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (g) Hº < 0 3. Para la obtención del tetracloruro de carbono según:

CS2 (l) + 3 Cl2 (g) CCl4 (l) + S2Cl2 (l) a) Calcule el calor de reacción, a presión constante, a 25ºC y en condiciones estándar. b) ¿Cuál es la energía intercambiada en la reacción anterior, en las mismas condiciones, cuando se forma un litro de tetracloruro de carbono cuya densidad es 1’4 g/mL.

Datos: Hºf [CS2(l)] = 89,7 kJ/mol; Hºf [CCl4(l)] = 135'4 kJ/mol; Hºf [C2S2(l)] = 355'4 kJ/mol. Masas atómicas: C = 12; Cl = 35'5. 4. Cuando se queman 2,35 g de benceno líquido a volumen constante y a 25ºC se desprenden 98'53 kJ. Sabiendo que el agua formada se encuentra en estado líquido, calcule: a) El calor de combustión del benceno a volumen constante y a esa misma temperatura. b) El calor de combustión del benceno a presión constante y a esa misma temperatura.

Datos: R = 8'31 J mol1 K1. Masas atómicas C = 12; H = 1.

5. A 291 K, las entalpías de formación del amoniaco en los estados gaseoso y líquido son 46'05

y 67'27 kJ mol1, respectivamente. Calcule: a) La entalpía de vaporización del amoniaco. b) La energía que se desprende cuando se forman 1'5·1022 moléculas de amoniaco líquido a 291K. 6. A partir de los siguientes valores de energías de enlace en kJ/mol: C=O (707); O=O (498);

HO (464); CH (414), calcule:

a) La variación de entalpía para la reacción: CH4 (g) + 2 O2 (g) CO (g) + 2 H2O (g). b) ¿Qué energía se desprende al quemar CH4 (g) con 10,5 L de O2 medidos a 1 atm y 125ºC?

Dato: R = 0'082 atm L mol1 K1

7. Determine: a) La entalpía de la reacción en la que se forma 1 mol de N2O5 (g) a partir de los elementos que lo integran. Utilice los siguientes datos:

N2 (g) + 3 O2 (g) + H2 (g) 2 HNO3 (aq) H = 414,7 kJ

N2O5 (g) + H2O (l) 2 HNO3 (aq) H = 140,2 kJ

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) H = 571,7 kJ b) La energía necesaria para la formación de 50 L de N2O5 (g) 2 5 a 25ºC y 1 atm de presión a partir de los elementos que lo integran.

Dato: R = 0'082 atm L mol1 K1

“(…) La respuesta de que el proceso científico puede tener algunas veces repercusiones perjudiciales, no debe implicar el abandono del avance científico, sino su sustitución por un avance aún mayor,

aplicado con prudencia e inteligencia (…)”

Isaac Asimov (1920-1996) (Guía básica de la ciencia)

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