Guía de Seminarios - Campus Virtual...

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Universidad de Buenos Aires Facultad de Farmacia y Bioquímica

QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA

Guía de Seminarios

Profesora a cargo Dra. Susana Llesuy

Curso 2016

Pautas de regularización del Curso 2016

Para mantener la condición de alumno regular durante el Curso deberá:

a) cumplir con las siguientes exigencias de asistencia: para los trabajos prácticos, debe asistir como

mínimo a 10 de los 13 que se realizaran en la cursada para encontrarse en condición de alumno

regular. En el caso que el alumno este presente solo en 3 su condición será no curso. El alumno que

asista entre 4 hasta 9 trabajos prácticos estar en condición de alumno libre. Para los seminarios,

debe asistir como mínimo a 10 de los 14 que se realizaran en la cursada para encontrarse en

condición de alumno regular.

Trabajos Prácticos de Laboratorio (13)

Presentes Ausentes

Condición

10 3 Regular

4 hasta 9 4 hasta 9 Libre

3 10 No curso

Seminarios (14)

Presentes Ausentes

Condición

10 4 Regular

5 hasta 9 5 hasta 9

4 10

Libre

No curso

Las clases de TP y los seminarios a los que no se asiste, no se recuperan.

b) Aprobar tres de los cuatro parciales de regularidad (PR) con una calificación mínima de

cuatro puntos.

En caso de desaprobar dos de los cuatro PR el alumno deberá rendir un recuperatorio de los

dos PR desaprobados. La aprobación de al menos uno de los dos PR determinará que el

alumno alcance su condición de regular. De no aprobar ninguno de los dos PR el alumno podrá

rendir el Examen de Regularización (ER) que incluirá todos los temas evaluados (los aprobados y

los desaprobados). De no aprobar el ER el alumno quedará en condición de libre.

En caso de desaprobar tres de los cuatro PR el alumno deberá rendir un Examen de

Regularización (ER) que incluirá todos los temas evaluados en el Curso. De no aprobar el ER

el alumno quedará en condición de libre.

Si el alumno desaprobara los 4 PR, queda en condición de libre, sin opción a rendir ningún

recuperatorio.

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APROBACIÓN DEL CURSO

Para aprobar la Asignatura el alumno deberá aprobar:

a) Los trabajos prácticos y seminarios (ver condición de regularidad);

b) Un examen general del Curso ya sea por medio de dos parciales promocionales o de un

examen final.

El alumno aprobará el Curso optando por:

1- Rendir y aprobar los dos parciales promocionales. La calificación final mínima será de siete

puntos que corresponde al promedio de las calificaciones obtenidas en cada parcial promocional.

Para rendir el primer parcial promocional el alumno podrá tener hasta 3 ausentes a trabajos prácticos

y hasta 4 ausentes a seminarios. Además puede haber desaprobado 1 de los parciales de regularidad.

Para poder rendir el segundo parcial promocional, el alumno deberá haber aprobado el primer

parcial promocional y tener la condición de alumno regular en el Curso.

2- Rendir y aprobar (con un mínimo de cuatro puntos) un examen final de acuerdo con el

Programa del Curso.

El alumno tiene 4 cuatrimestres además del que cursó para rendir dicho examen. Para no perder la

condición de alumno regular, no podrá desaprobar en más de 4 oportunidades durante el período

citado.

Nota: Según resolución 4994/94 del Consejo Superior de la Universidad de Buenos Aires, las notas

iguales o inferiores 3,99 puntos no podrán ser aproximadas a 4 (cuatro). Para el mejor entendimiento

lea la resolución completa que le fue suministrada por la Dirección de Alumnos y Títulos en el

momento de la inscripción a esta casa de estudios.

SOLUCIONES

PROBLEMAS DE AUTOEVALUACION

1) Indique:

a) ¿A qué se denomina solución?

b) ¿A qué se denomina soluto?

c) ¿A qué se denomina solvente?

d) ¿Qué tipos de soluciones conoce en cuanto al estado de agregación del soluto y del

solvente?

e) ¿Cuántos solutos puede poseer una solución?

f) ¿Cuántos solventes puede poseer una solución?

g) ¿Cuántas fases pueden observarse en una solución?

2) Qué diferencia existe entre solución y disolución y entre disolución y dilución?

3) a) ¿Qué relación existe entre el Peso Molecular (PM) y el Peso Equivalente (PEq)?

b) ¿Qué relación existe entre Molaridad (M) y Normalidad (N)?

4) Defina concentración molal (m) y fracción molar(x)

5) Demuestre la relación existente, para una misma solución, entre la expresión de

concentración %P/P y %P/V a través de la densidad.

6) ¿Cuáles son las dos formas para expresar una dilución?

7) ¿Cómo puede preparar una solución a partir de una droga sólida?

8) ¿Cómo puede preparar una solución diluida a partir de una solución concentrada?

9) a) ¿Qué tiene más masa un mol de agua o un mol de glucosa?

b) ¿Qué contiene más moléculas un mol de agua o un mol de glucosa?

10) Calcule la masa en g de 0,433 moles de nitrato de calcio.

Rta: 71.05 g

CONTENIDOS MÍNIMOS.

a. Tipos de soluciones. Formación de soluciones.

b. Cálculos de preparación de soluciones.

-a partir de un sólido

-a partir de un líquido.

-a partir de otra solución. Diluciones.

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PROBLEMAS DE RESOLUCION EN EL SEMINARIO.

1) Se dispone de ácido nítrico concentrado (68,1 % P/P de título y densidad 1,405 g/mL).

Calcular la molaridad (M) y la milimolaridad (mM)

Rta: 15,2 M; 1,52 x104 mM

2) Una disolución de cloruro de sodio en agua contiene 2,3 x 10-4

g de soluto por L de

solución. ¿Cuál es la concentración ppm? Considere la densidad de la solución 1g/mL

Rta: 0,23 ppm.

3) Se mezclan 300 mL de una solución acuosa de cloruro de potasio 0,030 M con 600 mL de

otra solución acuosa del mismo soluto 0,090 M. Calcule la concentración de la solución

resultante expresada en % P/V. Considere volúmenes aditivos.

Rta: 0,52 % P/V.

4) ¿Cuántos gramos de cloruro de potasio se deberán pesar para preparar 200 mL de una

solución de cloruro de potasio al 15 % P/P, sabiendo que la densidad de esa solución al 15 %

es de 1,10 g/mL? ¿Cómo prepara la solución?

Rta: 33 g.

5) Se necesita preparar 4 L de una solución de ácido sulfúrico 0,05 M. ¿Cuántos mL de ácido

sulfúrico concentrado (96 % P/P de título y densidad 1,84 g/mL) serán necesarios?

Rta: 11,1 mL.

6) Se necesita preparar una solución de ácido clorhídrico 0,01 M. ¿Cuántos mL se podrán

preparar si se dispone de 5,5 mL de una solución concentrada de 36,1 % P/P de título y 1,21

g/mL de densidad?

Rta: 6,6 L.

7) Se tiene una solución 30% P/P de ácido ortofosfórico de densidad 1,18 g/mL. Se toman

25 mL de esta solución y se diluye con agua hasta un volumen final de 100 mL.

a- Calcular la molaridad y la normalidad del ácido en la solución concentrada, suponiendo

la ionización total del mismo.

b- Exprese el factor de la dilución efectuada en la forma 1/n y calcule la molaridad del ácido

en la solución diluida.

Rta: a) 3,61 M y 10,84 N; b) 1/4 y 0,902 M.

8) Se disuelven 4g de hidróxido de sodio en agua para obtener 250 mL de solución. La

densidad de la solución formada es 1,12 g/mL.

a-Expresar la concentración de la solución en % P/P y M.

b-De la solución anterior se realiza una dilución 1:25 ¿Qué volumen de solución deberá

tomarse para preparar 500 mL de solución? Calcular la molaridad de la nueva solución.

Considere volúmenes aditivos.

Rta: a) 1,43% P/P y 0,4 M; b) 19,2 mL y 0,015 M.

9) Se desean preparar 300 mL de una solución 150 mM de hidróxido de bario. a- ¿Qué

volumen de solución de hidróxido de bario 2 N debe utilizar? b- ¿Cuántos mL de la

solución 150 mM de hidróxido de bario se necesitan para preparar 250 mL de una dilución

1/15?. c- Calcule la normalidad y la molaridad de la dilución 1/15.

Rta: a) 45 mL; b) 16,7 mL; c) 0,02N y 0,01 M

PROBLEMAS ADICIONALES.

1) Se desean preparar 500 mL de una solución de NaOH al 20 % P/V a partir de una

solución concentrada de hidróxido de sodio cuya densidad es de 1,39 g/mL y su título es 36

% P/P.

a) ¿Cuántos mL de la solución concentrada se necesitarán?

b) ¿Cómo se prepara la solución?

Rta: a) 200 mL.

2) ¿Cuántos gramos de KCl habrá disueltos en 380 mL de una solución de KCl 2,5 M, cuya

densidad es 1,10 g/mL? ¿Cuántos gramos de agua habrá en ese volumen de solución?

Rta: 70,9 g KCl y 347.1 g de agua.

3) Se tiene una solución de ácido sulfúrico de concentración 0,75 M (densidad = 1,045

g/mL). Calcule esa concentración expresada en % P/P y % P/V.

Rta: 7,03 % P/P y 7,35 % P/V.

4) Se tiene una solución concentrada de hidróxido de potasio de densidad 1,51 g/mL y un

título: 48 % P/P. Calcule: a) la molaridad (M) de la solución concentrada.

b) los moles de hidróxido de potasio que habrá en 350 mL de agua.

Rta: a) 12,9 M; b) 5,77 moles.

5) Una solución concentrada de NaOH tiene una densidad de 1,39 g/mL y un título de 36 %

P/P. Calcule su molaridad (M).

Rta: 12,5 M.

6) Se preparó una solución 1,2 M de nitrato de potasio disolviendo cantidad suficiente de

esta sal en agua hasta obtener 6 L de la misma ¿Cuál será la molaridad (M) si por

evaporación del solvente el volumen de la solución se reduce a 4 L?

Rta: 1,8 M.

7) A 500 mL de metanol puro se agregaron 1200 mL de H2O. Suponiendo que los

volúmenes son aditivos. ¿Cuál será el % V/V de la solución resultante?

Rta: 29,41 % V/V.

7

8) Se dispone de una solución concentrada de H2SO4 5 M ¿Cómo procederá para preparar

500 mL de H2SO4 1 M?

Rta: 100 mL.

9) A 400 mL de H2SO4 1 M se le agregan 400 mL de H2O. ¿Cuál será la molaridad y él %

P/V de la solución resultante? Considere volúmenes aditivos.

Rta: 0,5 M y 4,9 % P/V.

10) Se quieren preparar 50 mL de una solución de ácido clorhídrico 4,5% P/V a partir de

una solución concentrada de dicho ácido (36 % P/P y =1,18 g/mL). Calcular: a) la

concentración molar de la dilución y el volumen de solución concentrada necesario para

prepararla. b) Si a partir de la solución preparada en a se quiere realizar una dilución 1/75,

calcule el volumen necesario para preparar 250 mL y la molaridad de la nueva dilución.

Rta: a) 1,23 M y 5,30 mL; b) 3,33mL y 0,016 M.

11) Si una solución concentrada de hidróxido de potasio tiene una densidad de 1,51 g/mL y

un título de 48% P/P.

a- ¿Cuántos moles de hidróxido de potasio habrá en 480 g de agua?

b- ¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio habrá en 250 mL de la solución?

c- ¿Cuántos moles de hidróxido de potasio habrá en 800 mL de la solución?

d- ¿Cuál será la M de los 800 mL de la solución de hidróxido de potasio?

Rta: a) 7,9 moles; b) 181,20 g; c) 10,35 moles; d) 12,94 M

12) Se disuelve cloruro de bario dihidratado en el séxtuplo de su peso de agua. Calcule la

concentración de la solución resultante en % P/P de cloruro de bario anhidro.

Rta: 12,18 % P/P en cloruro de bario anhidro

Bibliografía recomendada: R. Chang: Química (2007), Ed. McGraw Hill. Capítulo 12.

PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES.

PROPIEDADES COLIGATIVAS.

CONTENIDOS MÍNIMOS:

a. Estructura y propiedades del agua.

b. Cambios de fase. Presión de vapor. Diagrama de fases.

c. Propiedades coligativas: Descenso de la presión de vapor. Descenso crioscópico.

Ascenso ebulloscópico. Presión osmótica. Factor “i” de van´t Hoff.

PROBLEMAS DE AUTOEVALUACIÓN

1) Dibuje el diagrama de fases para el agua y para el CO2. Indique las zonas de coexistencia

líquido-gas, gas-sólido y líquido-sólido. Marque el punto triple y defínalo.

b) Compare el diagrama de fases del H2O con el del CO2. Explique las diferencias.

c) Indique sobre el mismo el punto de fusión y punto de ebullición normal.

d) ¿Por qué la pendiente, en la zona de coexistencia sólido-líquido, es negativa en agua?

e) ¿Qué cambios de densidades ocurren con la presión externa en H2O y en CO2?

f) Indique las condiciones en las cuales no se puede licuar un gas aún a muy altas presiones.

g) Observe el diagrama de fase del agua y describa los cambios que ocurren cuando se

calienta de -10 °C a 110°C a presión igual 1 atm. Diga qué tipos de interacciones

intermoleculares deben vencerse en cada caso.

2) Enuncie la ley de Raoult.

3) ¿Qué es una propiedad coligativa? Enumérelas.

4) Indique qué es el factor i de van´t Hoff y cómo se calcula.

5) Defina isoosmolaridad e isotonicidad.

6) Calcular la presión osmótica a 20 °C de cada una de las soluciones acuosas citadas a

continuación (suponga ionización completa para todos los solutos iónicos).

a) sacarosa 0,050 M. b) NaCl 1 mM.

Rta: a) 1,2 atm; b) 0,048 atm.

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PROBLEMAS DE RESOLUCIÓN EN EL SEMINARIO

1) Dibuje los diagramas de fases para el agua pura y para las soluciones abajo mencionadas.

Señale sobre ellos la variación del punto de fusión y de ebullición.

a) solución de glucosa 1 M

b) solución de urea 2 M

¿Cuál es la razón del comportamiento observado teniendo en cuenta la definición de

propiedades coligativas? ¿Cómo serían las curvas si las soluciones tuvieran igual

concentración?

2) a) Calcule el punto de ebullición de una solución que contiene 100 g de sacarosa

(C12H22O11; PM = 342 g/mol) en 500 g de agua. (ke = 0,51 kg/mol)

b) Calcule la disminución de la presión de vapor de la misma solución a 25 C, si la

presión de vapor del agua pura a esa temperatura es de 23,78 mmHg.

c) Señale los cambios calculados en los items anteriores sobre el diagrama de fases del

agua.

Rta: a) 100,3 C; b) 0,245 mmHg.

3) El descenso del punto de fusión de una solución de cloruro de potasio ( = 1,06 g/ml) es

de 0,93°. Dato: kf agua: 1,86 kg/mol

a) Calcule la presión osmótica de esta solución a 25 °C.

b) Prediga en qué sentido se desplazará el solvente si esta solución se pone en contacto a

través de una membrana semipermeable ideal con una solución de glucosa 0,3 M. Justifique

Rta: a) 12,5 atm; b) de la solución de glucosa a la de KCl.

4) Ordene cualitativamente en forma creciente los puntos de fusión de las siguientes

soluciones acuosas:

a) sulfato de magnesio 1 m b) nitrato de calcio 1 m c) urea 1 m

d) cloruro de potasio 2 m e) fosfato de sodio 1 m.

Rta: d = e < b < a < c.

5) ¿Cuál o cuáles de las siguientes soluciones es isosmótica e isotónica respecto a una

solución de cloruro de sodio 0,9 % P/V (solución fisiológica)?

a) glucosa 0,15 M b) cloruro de potasio 0,15 M c) glucosa 0,30 M d) urea 0,30 M

Rta: b y c.

6) Se dispone de una solución 0,2 M de un soluto de PM 136 g/mol. La densidad de la

misma es 1,08 g/mL. Se determina experimentalmente la presión osmótica de esta solución

a 25 C y resulta ser de 13,2 atm.

a) Calcule la presión de vapor de esta solución a 25C (Pºv del H2O a 25 C = 23,78

mmHg).

b) Si se pone en contacto esta solución con otra de nitrato de potasio 0,2 M a través de una

membrana semipermeable, ¿habrá flujo de solvente?, ¿en qué sentido?, ¿en qué momento el

flujo neto de agua será cero?

Rta: a) 23,6 mmHg.

7) Se tienen tres soluciones acuosas a 25ºC con las siguientes características:

a) sulfato de potasio 0,8 m

b) cloruro de aluminio Tf = - 3,7ºC

c) nitrato de calcio = 48,87 atm (a 25ºC)

Indique que par de soluciones tendrán el mismo punto de ebullición (ke agua: 0,51 kg/mol,

kf agua: 1,86 kg/mol). Considere m=M.

Rta: b) y c)

8) Calcule la dilución que habrá que efectuar a una solución de cloruro de calcio al 6% P/P

( = 1,10 g/mL) para que tenga la misma presión osmótica que una solución 0,30 Osm de

un soluto desconocido a 25ºC.

Rta: 1/6

9) La presión osmótica de una solución acuosa preparada disolviendo 23,31 g de una sal

ABx (PM= 111 g/mol) en un volumen de 350 mL es igual a la producida por una solución

de NaCl 0,9 M a la misma temperatura. ¿Cuál es el valor del subíndice x en la sal ABx?

Rta: 2.

PROBLEMAS ADICIONALES

1) Se tiene un tubo con agua a 0ºC, ¿Cuántas fases existen en el mismo cuando la

temperatura del tubo se encuentre en equilibrio con la externa de 0ºC? ¿Qué sucede con las

moléculas cuando se aumenta la temperatura? ¿Qué sucede con las fases si, manteniendo la

temperatura, se disuelve un soluto en la fase líquida?

2) Una membrana semipermeable ideal separa una solución acuosa de glucosa (C6H12O6)

0,02 M, de una disolución acuosa de cloruro de potasio 0,02M a 25C. Responda los

siguientes enunciados

a) Una membrana semipermeable es aquella que: deja pasar soluto y solvente, solo soluto o

solo solvente?

b) ¿A qué disolución debería aplicársele una presión externa para que no se produzca flujo

de solvente a través de la membrana?

c) ¿Cómo se denomina la presión externa (medida en atm) que debería aplicarse para que no

se produzca flujo de solvente?

d) ¿Qué disolución presenta la mayor presión osmótica?

3) Indique si la siguiente afirmación es verdadera o falsa. Justifique.

El descenso del punto de fusión de una solución acuosa de sacarosa 0,1 M será igual al de

una solución alcohólica del mismo compuesto y de igual concentración.

4) Calcular el punto de ebullición de una solución de cloruro de calcio 1 M cuya densidad

es de 1,08 g/mL. Dato: ke agua: 0,51 kg /mol.

Rta: 101,6 C.

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5) Se dispone de una solución acuosa 25% P/P de un soluto de PM = 111g/mol, cuya

densidad es 1,05 g/mL y que posee una presión osmótica de 170 atm a 25 °C. ¿Cuál será la

presión de vapor de la solución a la misma temperatura sabiendo que la presión de vapor del

agua es 23,78 mmHg?

Rta: 20,5 mmHg.

6) Calcular la presión osmótica a 20 °C de cada una de las soluciones acuosas citadas a

continuación (suponga disociación completa para todos los solutos iónicos).

a) sacarosa 0,050 M. b) NaCl 1 mM.

Rta: a) 1,2 atm , b) 0,048 atm.

7) La presión osmótica de una solución acuosa de un compuesto C de peso molecular 200

g/mol y que no se ioniza ni se asocia es 31,8 atm a 25 °C y el descenso crioscópico

observado en dicha solución es de 2,79 °C. ¿Cuál es la densidad de la solución?

Dato: kf agua: 1,86 kg/mol

Rta: = 1,13 g/mL.

8) Una muestra de 0,40 g de un polipéptido disuelta en un litro de una disolución acuosa a

27 °C tiene una presión osmótica de 3,74 Torr. ¿Cuál es la masa molar del polipéptido?

Rta: 2000 g/mol.

9) El punto de congelación de una disolución acuosa de CH3COOH 5,0 % P/P es –1,58 °C.

Determinar el factor experimental i de Van’t Hoff para esta disolución.

Dato: kf agua: 1,86 kg /mol.

Rta: i = 1.

10) La presión osmótica de una solución preparada con 1 g de hemoglobina en 100 mL de

solución es de 2,75 mmHg a 20 C. Calcule el PM de la hemoglobina

Rta: 6,64 x 104 g/mol.


TERMOQUÍMICA.

PROBLEMAS DE AUTOEVALUACIÓN.

1) ¿Qué entiende por energía, calor y trabajo? ¿Cuáles son las unidades de cada uno?

2) Explique los siguientes términos: sistema; entorno y universo y complete el siguiente

cuadro

Sistema Intercambia Ejemplo

Materia Energía Trabajo

Cerrado

Abierto

Aislado

3) ¿Qué es una función de estado? ¿Qué entiende por energía interna de un sistema? ¿Cómo

se puede cambiar la energía interna de un sistema?

4) Enuncie la primera ley de la termodinámica y su significado según el principio de

conservación de la energía.

5) ¿Qué entiende por entalpía? ¿Qué diferencia hay con la energía interna? En base a estas

funciones de estado, ¿Qué es un proceso endotérmico o exotérmico?

6) Indique en un diagrama temperatura vs cantidad de calor el proceso de fusión del hielo

hasta agua vapor. Indique en los equilibrios de fase para el agua cuáles de los procesos

endotérmicos y exotérmicos. ¿Qué es calor latente? Ubique estos equilibrios en el diagrama

y justifique porque la temperatura permanece constante

7) ¿Qué es el estado estándar de una sustancia?

8) ¿Qué entiende por calor de formación y calor de combustión? Dé un ejemplo en el que

aplique cada uno de estos conceptos.

9) Discuta el concepto de energía de enlace y su relación con el calor de formación.

CONTENIDOS MÍNIMOS

a. Termodinámica. Sistema, alrededores y universo. Energía, calor y trabajo.

b. Primera ley de la termodinámica.

c. Termoquímica. Calor de Reacción. Calorimetría.

d. Entalpía. Entalpías estándar de formación y de reacción.Ley de Lavoiser - Laplace. Ley de Hess.

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PROBLEMAS A RESOLVER DURANTE EL SEMINARIO.

1) a) ¿Cuántos kJ de calor fueron liberados por una reacción si el calor producido por la

reacción eleva la temperatura de 1,75 kg de agua de 296 K a 315 K?

b) Si esa misma cantidad de calor se le aplica a 4,5 kg de etanol que se encuentran a 305 K

¿Cuál será la temperatura final de la muestra?

Datos: Ce H2O= 4,18 J/ g C; Ce etanol = 2,46 J/ g C

Rta: a) q = - 139 kJ; b) T = 317,5 K.

2) ¿Cuántos kJ se necesitan para convertir 50 g de hielo a -30 C en vapor de agua a 110

C?

Datos: Ce H2O(l) = 1 cal/ g C Ce H2O(s) = 0,5 cal/ g C

Ce H2O(v) = 0,5 cal/ g C lv H2O(v) = 540 cal/g lf H2O(s) = 80 cal/ g

Rta: 155 kJ

3) Calcule el calor de formación del naftaleno (C10H8) sólido sabiendo que su calor de

combustión es de -5138 kJ / mol.

Datos: Hf H2O(l) = - 286 kJ/ mol; Hf CO2(g)= - 394 kJ / mol

Rta: Hf = 54 kJ / mol

4) A partir de las siguientes reacciones a 298 K:

C (s) + O2 (g) CO2 (g) H = -393 kJ

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) H = -286 kJ

2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) 4 CO2 (g) + 6 H2O (l) H = -3120 kJ

Calcule el H y el U para la siguiente reacción:

2 C (s) + 3 H2 (g) C2H6 (g)

Rta: H = - 84 kJ ; U = -79,1 kJ

5) En un calorímetro cuya constante es de 11,5 kJ / º se realiza la combustión de 1,247 g de

ácido benzoico (PM = 122 g/mol). La temperatura inicial es de 18 °C y al finalizar la

combustión es de 20,87 °C. Calcule el calor molar de combustión del ácido benzoico.

Rta: -3229 kJ/mol


1) Explique la sensación de enfriamiento que se experimenta cuando el etanol se derrama

sobre la piel sabiendo que para la reacción: C2H5OH (l) C2H5OH (g) posee un H de 42

kJ.

2) Responda si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Los procesos de combustión son siempre exotérmicos.

b) Las vaporizaciones siempre son exotérmicas.

c) Los procesos de disolución siempre son exotérmicos.

3) Se disuelve un sólido en agua a 25 C en un calorímetro adiabático y se obtiene la

siguiente curva

Temperatura

Tiempo

a) Defina qué significa el descenso de la temperatura observado.

b) ¿Es un proceso endotérmico o exotérmico?

4) Se realiza una misma reacción exotérmica a volumen constante y a presión constante.

¿En qué condiciones el aumento de la temperatura del entorno será mayor? Justifique.

5) ¿Cuántas kilocalorías se necesitan para transformar 320 g de hielo a -12 °C en agua

líquida a 30C? Indique este proceso en el diagrama de fases del agua ubicando los estados

inicial y final.

Datos: lf hielo = 80 cal /g Ce H2O(l) = 1 cal /gC Ce H2O(s) = 0,5 cal /g C

Rta: 37,1 kcal.

6) Calcule el H de combustión del n-butano (C4H10) trabajando a 298 K.

Datos: H f C4H10 (g) = - 125 kJ/ mol; H f H2O (l) = -286 kJ/ mol; H f CO2 (g) = - 394

kJ / mol.

Rta: H = -2881 kJ /mol

7) Calcule del H de la siguiente reacción. Dato: H f HBr(g) = -36,2 kJ / mol

H2(g) + Br2(g) 2 HBr(g) Rta: H = -72,4 kJ

8) Calcule el H correspondiente a la reacción: 1/2 Cl2(g) + 1/2 H2(g) HCl (ac)

Sabiendo que:

Cl2(g) + H2(g) 2 HCl(g) H = -184 kJ

HCl(g) HCl(ac) H = -73 kJ

Rta: H = -165 kJ

9) Calcule el cambio de entalpía estándar para la reacción.

2 Al (s) + Fe2O3 (s) 2 Fe (s) + Al2O3 (s)

sabiendo que:

2 Al (s) + 3/2 O2 (g) Al2O3 (s) Hº = - 1601 kJ

2 Fe (s) + 3/2 O2 (g) Fe2O3 (s) Hº = - 821 kJ

Rta: H = -780 kJ

Bibliografía recomendada: R. Chang: Química (2007), Ed. McGraw Hill. Capítulos 6.

Agregado de sal

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EQUILIBRIO QUÍMICO


a. Introducción al equilibrio físico y químico.

b. Cálculo de la constante de equilibrio.

c. La respuesta del equilibrio químico a las condiciones del sistema: efecto de la adición de

reactivos, de la presión y de la temperatura.

d. Tipos de equilibrio


1) ¿Qué entiende por un estado de equilibrio desde el punto de vista termodinámico y

cinético?

2) Indique en qué tipo de sistemas (homogéneos o heterogéneos) y qué propiedades

intensivas se igualan en todos los puntos del mismo cuando se alcanza el equilibrio térmico,

mecánico, de concentración y químico.

3) Suponga que en una reacción química, un reactivo A se convierte en producto B, lo cual

se representa mediante la ecuación:

A B

a) Grafique en ordenadas la variación de la concentración de reactivos en función del

tiempo, en un sistema donde inicialmente sólo tengo A, y nada de B. Defina la ecuación de

velocidad directa.

b) ¿Qué sucede cuando aparece B? Grafique cómo varía la concentración de B, en función

del tiempo y defina la ecuación de velocidad inversa.

c) Grafique esas velocidades (directa e inversa) en función del tiempo, e identifique el

momento en el cual el sistema llega al equilibrio.

d) Deduzca y defina la expresión de la constante de equilibrio K, conociendo las

velocidades directa e inversa de una reacción en equilibrio.

e) Grafique las curvas de [A] en función del tiempo y [B] en función del tiempo, para una

reacción cuya constante de equilibrio K es igual, mayor o menor que 1.

f) Defina el concepto de equilibrio dinámico. Cite ejemplos que permitan comprobar su

existencia.

4) Para una reacción: A + B C + D

con A y B presentes solamente al inicio, responda los ítems a), b) y c) del problema

anterior.

5) Defina cociente de reacción y establezca la diferencia entre Q y K.

¿Qué indica que: a) Q = K; b) Q > K y c) Q < K?

6) Deduzca la expresión Kp = Kc. (RT)n

.

PROBLEMAS A RESOLVER DURANTE EL SEMINARIO

1) Dada la siguiente tabla:

Tiempo

(s)

[A]

(M)

[B]

(M)

0 10,0 0,0

1 8,0 2,0

2 7,0 3,0

3 6,0 4,0

4 5,0 5,0

7 4,5 5,5

11 4,0 6,0

14 4,0 6,0

a) Grafique [A] y [B] en función del tiempo.

b) Indique a qué tiempo se llega al equilibrio.

c) Calcule la Keq del proceso: A B

2) Una mezcla que consiste de 4,8 mM de hidrógeno gaseoso, 2,4 mM de yodo gaseoso y

2,4 mM de yoduro de hidrógeno gaseoso a 460 C tiene una Kc de 49.

a) Calcule el cociente de reacción a partir de los datos, y decida si la mezcla tiene tendencia

a formar reactivos o productos.

b) Idem para concentraciones iguales de los tres gases indicados en el apartado a).

Rta: a) Q = 0,5; b) Q = 1.

3) La reacción:

2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) H = -134 kJ/mol

posee una Kc de 160a

a) Una mezcla de los tres gases en equilibrio tiene 5 x 10-3

mol/L de O2 y 3.4 x 10-3

mol/L

de SO3. ¿Cuál es la concentración de SO2 en dicha mezcla?

b) En las mismas condiciones de temperatura, indique:

i) ¿Cuál es el valor de Kc para la reacción 2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g)?

ii) ¿Cuál es el valor de Kc para la reacción SO2 (g) + ½ O2 (g) SO3 (g)?

c) ¿Cómo afectará cada uno de los siguientes cambios a una mezcla de equilibrio de los tres

gases si: i) se adiciona al sistema oxígeno gas; ii) la mezcla de la reacción se calienta; iii) se

duplica el volumen del recipiente de reacción; iv) aumenta la presión total del sistema

mediante la adición de un gas noble; v) se elimina el SO3 del sistema.

Rta: a) 3,8x10-3

M; b-i) 6,25 x10-3

; b-ii)12,65.

17

4) Una mezcla de 0,5 moles de H2 y 0,5 moles de I2 se coloca en un recipiente de acero

inoxidable de 1 L de capacidad a 430 C, generándose yoduro de hidrógeno gaseoso.

H2 (g)+ I2 (g) 2 HI (g)

La constante de equilibrio Kc para la reacción es 54,3 a esta temperatura.

Calcule las concentraciones de H2, I2 y HI en el equilibrio.

Rta: [H2] = 0,107 M; [I2] = 0,107 M; [HI] = 0,786 M.

5) Suponga que las concentraciones iniciales de H2, I2 y HI son 6,23 mM, 4,14 mM y 22,4

mM respectivamente, para la misma reacción y temperatura descriptas en el ejercicio

anterior. Calcule las concentraciones de H2, I2 y HI en el equilibrio.

Rta: [H2] = 4,67 mM; [I2] = 2,58 mM; [HI] = 25,5 mM.

6) La constante de equilibrio Kp obtenida de la descomposición del pentacloruro de fósforo

a tricloruro de fósforo y cloro molecular

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

es de 1,05 a 250 ºC.

a) Si las presiones parciales en el equilibrio de PCl5 y PCl3 son 0,875 atm y 0,463 atm

respectivamente, ¿cuál es la presión parcial en el equilibrio de Cl2 a esta temperatura?

b) Calcule el valor de Kc.

Rta: a) Cl2 = 1,98 atm; b) Kc = 0,0254


1) Se mezclan HCl, I2, HI y Cl2 en un reactor químico y se permite que llegue al equilibrio

descrito por la ecuación:

2 HCl (g) + I2 (s) 2 HI (g) + Cl2 (g)

Se cambian las condiciones de la mezcla según la tabla siguiente. Considerando cada

cambio por separado, indicar el efecto (i: incremento, d: disminución; nc: no cambia) que

cada cambio tendrá sobre el valor original en equilibrio de la cantidad de la segunda

columna (o sobre Kc cuando así se indica).

Cambio Efecto sobre: Efecto

Adición de HCl Presión parcial de HI i d nc

Adición de I2 Presión parcial de Cl2 i d nc

Eliminación de HI Presión parcial de Cl2 i d nc

Eliminación de Cl2 Presión parcial de HCl i d nc

Adición de HCl Valor de Kc i d nc

Eliminación de HCl Concentración de I2 i d nc

Adición de I2 Valor de Kc i d nc

2) Predecir si los siguientes equilibrios se desplazarán hacia la formación de productos o de

reactivos cuando se incrementa la temperatura:

(a) N2O4 (g) 2 NO2 (g) H° = +57 kJ

(b) Ni (s) + 4 CO2 (g) Ni (CO)4 (g) H° = -161 kJ

(c) CO2 (g) + 2NH3 (g) CO (NH2)2 (s) + H2O (g) H° = -90 kJ

3) Considere la siguiente reacción en equilibrio en un recipiente cerrado:

CaCO3(s) CaO(s) + CO2 (g)

¿Qué sucede si: a) se aumenta el volumen; b) se agrega algo de CaO a la mezcla; c) se

elimina parte del CaCO3 (s) en la reacción; d) se agrega a la mezcla algo de CO2?

4) A 720°C, la constante de equilibrio Kc para la reacción:

N2 (g) +3 H2 (g) 2 NH3 (g)

es 2,37 x 10-3

. En un experimento determinado las concentraciones en el equilibrio son: [N2]

= 0,683 M; [H2] = 8,80 M y [NH3] = 1,05 M. Suponga que se añade cierta cantidad de

amoníaco a la mezcla de modo que su concentración se incrementa a 3,65 M. Usando el

principio de Le Chatelier, prediga el cambio en la dirección de la reacción neta para que se

alcance un nuevo equilibrio y confirme su predicción a través del cálculo de Q.

Rta: K = 2,36 x 10-3

; Q= 2,86 x 10-2

5) La constante de equilibrio Kc de la reacción N2(g) + O2(g) 2 NO(g) a 1473 K es

1,0 x 10-5

. Calcular las concentraciones molares en equilibrio de NO, N2 y O2 en un reactor

de 1,0 L que inicialmente contenía 0,114 moles de N2 y 0,114 moles de O2.

Rta: [N2] = 0,114 M; [O2] = 0,114 M; [NO] = 0,360 mM.

6) Una mezcla que consiste en 1 mol de H2O (g) y 1 mol de CO (g) se coloca en un reactor

químico de 1 L a 800 K. En el equilibrio, y como resultado de la reacción,

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

se halla que en el recipiente hay 0,665 mol de CO2. (a) ¿Cuáles son las concentraciones en

equilibrio de todas las sustancias? (b) ¿Cuál es el valor de Kc?

Rta: a) [H2O] = [CO] = 0,335 M; [CO2] = [H2] = 0,665 M; b) Kc = 3,94.

7) En un matraz de 5 Lse introduce CaCO3 y se calienta a 1000 K, estableciéndose el

equilibrio: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

a) ¿Cuántos gramos de CaO se obtienen?

b) ¿Qué cantidad de CaCO3 se habrá transformado?

Datos: Kc = 4 x 10-2

a 1000 K.

Rta: a) 11,2 g; b) 20 g

Bibliografía recomendada: R. Chang: Química (2007), Ed. McGraw Hill. Capítulo 14

19

EQUILIBRIO ÁCIDO – BASE


a. Definición de ácidos y bases. La ionización del agua. La escala de pH.

b. Ácidos y bases fuertes. Ácidos débiles. Bases débiles. Relación entre Ka y Kb.

c. Propiedades ácido – base de las soluciones salinas.

d. Introducción a la valoración volumétrica por neutralización.


1) Explique la teoría de Arrhenius.

2) a.- Defina los ácidos y las bases de Brønsted-Lowry. Dé un ejemplo de un par conjugado

en una reacción ácido-base.

b.- Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes, los cuales, para fines prácticos se supone

que se ionizan por completo en agua. Los ácidos débiles se ionizan sólo en parte en el agua:

¿Qué especies se encuentran en el equilibrio en las soluciones acuosas de los ácidos

débiles?

3) Escribir las fórmulas de los ácidos conjugados de (a) H2O; (b) OH-; (c) C6H5NH2

(anilina) y las bases conjugadas de (d) H2S; (e) HPO42-

; (f) HClO4.

4) Plantee la ecuación química que muestre la ionización del agua y la constante de

equilibrio de esa reacción. ¿Cuál es el símbolo especial usado para esta constante de

equilibrio?

5) ¿Cuál es la relación entre la concentración molar de protones y de aniones hidroxilo en

agua pura? ¿Cómo puede usarse esta relación para definir los términos ‘ácido’ y ‘básico’?

6) a.- ¿Qué entiende por pH y pOH? Relacione estos conceptos con los de acidez y

basicidad.

b.- Deducir que pH + pOH = 14,00 considerando la constante de autoprotólisis del agua:

Kw = [H+ [OH

= 1,0 x 10

-14

7) Dé tres ejemplos de ácidos fuertes y tres de bases fuertes.

8) ¿Cuál es el pOH de: a) una solución de hidróxido de potasio 40 mM; b) una solución de

ácido clorhídrico 20 mM; c) una solución de ácido nítrico 50 mM?

Rta: a) pOH = 1,40; b) pOH = 12,30; c) pOH = 12,70.

9) ¿Cuál es la molaridad de aniones hidroxilo en una solución acuosa 3 mM de hidróxido de

bario?

Rta: [OH-] = 6 x 10

-3 M.

10) Escriba la ecuación del equilibrio de la reacción del ácido acético en agua y la del

amoniaco en agua. ¿Qué tipo de electrolitos son estos compuestos? Indique por qué uno da

pH ácido y otro alcalino.

11) Escriba la ecuación que relaciona la Ka de un ácido débil y la Kb de su base conjugada.

Utilice el amoniaco y su ácido conjugado para derivar la relación entre Ka y Kb.

12) Planteando los equilibrios correspondientes, demuestre que las sales de bases fuertes y

ácidos débiles producen soluciones acuosas básicas. Dé tres ejemplos de este tipo de sales.

13) Prediga el pH de las soluciones acuosas que contienen las siguientes sales:

a) Nitrato de amonio b) Cloruro de potasio c) Nitrito de amonio

d) Hipoclorito de sodio e) Cianuro de potasio f) Acetato de amonio

14) Que entiendo por volumetría de neutralización? Que es una solución valorante? Indique las

diferencias entre punto final y punto de equivalencia.


1) Calcule la concentración molar de protones, aniones hidroxilo, el pH y el pOH de:

a) una solución diluida 1/2 de ácido clorhídrico preparada a partir de una solución madre

100 mM.

b) la solución resultante de mezclar 50 mL de dicho ácido diluido con 150 mL de una

solución del mismo ácido cuya concentración es 2 x 103

N (suponga volúmenes aditivos).

c) una solución de hidróxido de bario diluida 1/100, preparada a partir de una solución

madre 2 M.

Rta: a) [H+] = 0,05 M; [OH

-] = 2,00 x 10

-13 M; pH = 1,30; pOH = 12,70

b) [H+] = 0,014 M; [OH

-] = 7,14 x 10

-13 M; pH = 1,85; pOH = 12,15

c) [H+] = 2,51x 10

-3 M; [OH

-] = 0,04 M; pH = 12,60; pOH = 1,40

2) a) Calcule la variación de pH que se produciría si se añaden 30 mL de una dilución 1/100 de

una solución madre de ácido clorhídrico ( = 1,18 g/mL y 36% P/P) a 125 mL de agua pura,

considerando volúmenes aditivos

b) Calcule el nuevo pH si a esa solución anterior se le agregan 2 L de agua. Considere

volúmenes aditivos.

Rta: a) 5,35; b) 2,76

3) a) Calcule las concentraciones de las especies químicas presentes en una solución de

ácido hipocloroso 0,1 M.

b) Calcule el pH y el porcentaje de ionización de la solución de ácido 0,1 M.

Rta: a) [H+] = [ClO

-] = 5,5 x 10

-5 M; [HClO] = 0,0999 M; b) pH = 4,26; 0,055 %

4) a) El pH de una solución 0,1 M de un ácido débil monoprótico es 1,47. Calcule la Ka del

ácido. No desprecie el dato de x.

b) El pH de una solución 0,1 M de una base débíl (NH3) es 11,13. Calcule la Kb de la base.

21

Rta: a) 1,7 x 10-2

; b) 1,8 x 10-5

5) a) Calcule el pH de una solución 0,25 M de nitrato de amonio.

b) Calcule cuántos moles y gramos de dicha sal se deberían disolver en 350 mL de agua

para que el pH final sea de 4,73.

Rta: a) pH = 4,93; b) 0.218 moles y 17.4 g

6) Calcule el pH de una solución de NaCN 0,15 M.

Rta: pH = 11,24.

7) a1) Determine el pH inicial y los valores de pH para la curva de valoración referente a la

neutralización de 25 mL de HNO3 0,1 M con una solución de NaOH 0,1 N:

a2) después del agregado de 10 mL de NaOH 0,1 N.

a3) después del agregado de 25 mL de NaOH 0,1.

a4) después del agregado de 35 mL de NaOH 0,1 N.

b) Indique cuál sería el pH inicial si se parte de 25 mL de una solución 0,1 M de NaOH y el pH

después del agregado de 25 mL de HNO3 0,1 N.

Rta: a1) pH inicial =1,00; a2) pH =1,37; a3) pH =7,00; a4) pH=12,23; b) pH=13,00 y pH=7,00

8) 20 mL de una solución de NaOH 0,25 N se diluyen con agua destilada hasta un volumen

final de 100 mL. De esta solución se gastan 15 mL para valorar 10 mL de HCl. Indique cuál

será la normalidad del ácido.

Rta: 0,075 N


1) Identifique los pares conjugados ácido-base en cada una de las siguientes reacciones:

a) CH3COO- + HCN CH3COOH + CN

b) HCO3- + HCO3

- H2CO3 + CO3

2-

c) H2PO4- + NH3 HPO4

2- + NH4

+

d) HClO + CH3NH2 CH3NH3+ + ClO

e) CO32-

+ H2O HCO3- + OH

-

2) ¿Cuál es el pH de: a) la sangre humana, en la cual la concentración de los iones hidronio

es 4 x 10-8

M; b) ácido nítrico 0,2 M; c) hidróxido de bario 0,02 M; d) amoníaco comercial

cuya concentración molar de hidroxilos es 1 x 102

M?

Rta: a) pH = 7,40; b) pH = 0,69; c) pH = 12,6; d) pH = 12,00.

3) Se mezclan 80 mL de hidróxido de sodio de pOH = 2,70 con 100 mL de una solución de la

misma base, pero cuyo pOH = 3,20. Calcule el pH de la mezcla final, suponiendo volúmenes

aditivos.

Rta: pH = 11,10.

4) Calcular el pH de una solución de ácido cianhídrico 0,2 M.

Rta: pH= 5,00.

5) Se disuelve una muestra de 56 mg de ácido acético en la cantidad suficiente de agua para

preparar 50 mL de solución. Calcule las concentraciones de H3O+, CH3COO

- y HCH3COO

en el equilibrio.

Rta: [H3O+] = [CH3COO

-] = 5,8 x 10

-4 M y [HCH3COO] = 0,0181 M.

6) El pH de una solución de amoniaco es 11,50. Calcule la concentración molar de

amoniaco en la solución.

Rta: 0,55 M.

7) Determinar cuáles de las siguientes soluciones acuosas salinas tienen un pH igual, mayor

o menor que 7. Si el pH es mayor o menor que 7, escribir una ecuación química para

justificar la respuesta:

a) NH4Br; b) Na2CO3; c) KF; d) KBr


23

SOLUCIONES REGULADORAS O SISTEMAS BUFFERS


a. Soluciones reguladoras: Definición. Clasificación. Ecuación de Henderson- Hasselbach.

b. Efecto del agregado de ácidos o bases a soluciones reguladoras.

c. Capacidad reguladora máxima y rango útil de un buffer.

d. Sistema salino y buffers naturales.

e. Preparación de soluciones reguladoras

f. Curvas de titulación.


1) ¿Por qué razón es necesario mantener constante el pH en los procesos químicos?

2) ¿Qué es una solución reguladora o amortiguadora? ¿Qué tipo de sustancias deben estar

presente en estas soluciones? Haga una clasificación general de las soluciones reguladoras.

3) El agregado de un ácido fuerte al agua produce un descenso abrupto del pH. ¿Cómo será

ese descenso si se agrega la misma cantidad de ácido a una solución reguladora?

4) Deduzca la ecuación con la que se calcula el pH de una solución reguladora del tipo

ácido débil y su sal.

5) Deduzca en forma análoga al ejemplo anterior, la ecuación correspondiente para el

cálculo del pH de una solución reguladora del tipo base débil y su sal. Ejemplo amoniaco/

nitrato de amonio.

6) ¿Cuál sería la ecuación para un sistema salino (sales de ácidos polipróticos con distinto

número de protones)?

7) En una solución reguladora ácido débil - sal, ¿por qué la concentración de ácido sin

ionizar prácticamente igual a la concentración inicial del ácido? ¿Por qué la concentración

de sal es prácticamente igual a la concentración inicial de sal?

8) ¿Por qué el pH de un sistema salino (por ejemplo una solución de fosfatos) se calcula

considerándolo un sistema ácido débil y su sal? ¿Qué pKa debe utilizar?

9) ¿Se puede formar un buffer con un ácido fuerte y su sal o con una base fuerte y su sal?

Justifique su respuesta.

10) ¿Cómo deben ser las concentraciones de las especies químicas que constituyen un

buffer para que éste tenga la máxima capacidad reguladora?

11) Defina rango útil de una solución reguladora.

12) ¿Por qué para determinar el rango útil de un buffer es necesario conocer el pKa del

ácido o el pKb de la base que lo constituye?

13) ¿Depende la capacidad reguladora de las concentraciones de las especies que

constituyen un buffer o sólo de su relación? ¿Por qué si la capacidad reguladora disminuye

con la dilución, no pueden prepararse soluciones muy concentradas de las mismas?

14) ¿Qué son los sistemas buffers naturales? Elija uno y ejemplifique como actúa frente al

agregado de ácidos y de bases.

15) ¿Qué es una curva de titulación?

16) Explique por qué la titulación de un ácido débil con una base fuerte permite averiguar la

K del ácido.

17) ¿Cómo podría calcular la K de una base débil?

18) De los indicadores ácido-base que se dan a continuación, indique cuál debería utilizarse

para detectar la neutralización de una solución de amoniaco 0,1 M con ácido bromhídrico de

esa misma concentración.

Indicador Zona de viraje

Rojo de metilo 4,2 - 6,2

Fenolftaleína 8,2 - 10,0

Amarillo de alizarina 10,1 - 12,0


1) Calcular el pH de la solución que se obtiene al mezclar 20 mL de HCN (ac) 0,05 M con

80 mL de NaCN (ac) 0,03 M;

Rta: a) pH = 9,69.

2) Se prepara un buffer de NaHCO3-Na2CO3 mezclando 250 mL de Na2CO3 3,5 M y 250

mL de NaHCO3 3,2 M y se lleva al triple de su volumen con H2O destilada.

a)¿Cuál será la variación de pH que producirá el agregado de 50 mL de HNO3 0,2 N en 500

mL de dicho buffer?

b) Compárelo con el que se obtendría de haberlos agregado en 500 mL de H2O pura.

c) ¿Qué ocurriría si el ácido se agrega a 500 mL de una solución de NaCl 0,1 M en lugar de

agua pura?

Rta: a) pH = 0,03; b) pH = 5,26; c) pH = 5,26.

25

3) Se desea preparar 500 mL de un buffer Na2HPO4 / NaH2PO4 cuya concentración total es

de 200 mM y cuyo pH final sea 7,40. Calcule cuántos gramos de cada una de las especies

deberá pesar.

Rta: 8,66 g de Na2HPO4 y 4,71 g de NaH2PO4.

4) Calcule la variación de pH que producirá el agregado de 100 mL de HCl 1 x 10-2

M en:

a) 1 L de un buffer que contiene 0,5 moles de un ácido con una Ka = 1 x 10-7

y 0,5 moles de

su sal.

b) 1 L del mismo buffer 10 veces más diluido.

c) 1 L del buffer del punto a) 100 veces más diluido.

¿Qué conclusión puede obtener analizando estos resultados?

Rta: a) pH = 0,002; b) pH = 0,017; c) pH = 0,18

5) Se prepara un buffer con 300 mL de K2HPO4 0,6 M y 50 g de Na3PO4 y se lleva a un

volumen de 1500 mL con H2O destilada. Calcule: a) el pH inicial; b) el pH final que

producirá el agregado de 30 mL de HNO3 0,15 N a 450 mL de dicho buffer; c) el pH final

que producirá el agregado de 15 mL de KOH 0,3 M a 450 mL de dicho buffer.

Rta : a) pH = 12,61 b) pH = 12,55 c) pH = 12,67

6) ¿Cuál será el pH de una solución reguladora que se preparó mezclando 20 mL de ácido

acético 3 M con 18 mL de NaOH 1,6 M y se llevó con H2O destilada a 100 mL. ¿Qué

variación de pH producirá en 50 mL de la solución anterior el agregado de 5 mL de una

solución de NaOH 0,2 M?

Rta: pH = 4,71; pH = 0,05

7) Determine los valores de pH para la curva de valoración referente a la neutralización de 25

mL de ácido acético 0,1 M con una solución de NaOH 0,1 N:

a) inicialmente

b) después del agregado de 10 mL de NaOH 0,1 N.

c) después del agregado de 25 mL de NaOH 0,1 N.

d) después del agregado de 35 mL de NaOH 0,1 N.

Rta: pH inicial = 2,87; b) pH = 4,55; c) pH = 8,72; d) pH= 12,22.

8) ¿Cuál de las mezclas siguientes constituirá un buffer al disolverlas en un litro de agua?

¿Cuál tendrá el pH mayor?

i) 0,2 moles de NaOH y 0,2 moles de HBr. ii) 0,2 moles de NaCl y 0,3 moles de HCl.

iii) 0,4 moles de AcH y 0,2 moles de NaOH. iv) 0,5 moles de NH3 y 0,5 moles de HCl.

v) 0,3 moles de KOH y 0,2 moles de HBr.

Rta: pHi = 7,00; pHii = 0,52; pHiii = 4,74; pHiv = 4,78; pHv = 13. Sólo iii es buffer.


1) Calcule el pH de un buffer que contiene 30 g de Na2HPO4 y 45 g de NaH2PO4 en 5 L de

solución.

Rta: pH = 6,96.

2) ¿Cuál es el pH de un buffer que se prepara mezclando 100 mL de HCl 0,15 M y 200 mL

de etilamina (C2H5NH2) 0,20 M? Considere volúmenes aditivos.

Rta: pH = 11,03

3) Calcule el pH en el punto de equivalencia si para neutralizar 50 mL de una solución de

NH3 se gastaron exactamente 50 mL de HCl 0,2 M.

Rta: pH = 5,13.

4) Se valoran 25 mL de una solución de NH3 0,11 M con HCl 0,15 M. Calcule el pH:

a) antes del agregado del ácido; b) tras la adición de 5 mL de ácido; b) tras la adición de

otros 5 mL de ácido; c) en el punto de equivalencia; d) tras la adición de 5 mL de ácido más

allá del punto de equivalencia.

Rta: a) pH = 11,15 b) pH = 9,68 c) pH = 9,17 d) pH = 5,22 e) pH = 1,81.

5) Se desea preparar 250 mL de un buffer de HCNO (ácido ciánico)/ NaCNO que tenga un

pH de 3,50 y una concentración molar de ácido de 0,1 M. ¿Cómo lo prepararía si Ud

dispone de una solución de HCNO 3,5 x 10-1

M y NaCNO sólido? (Ka = 3,5 x 10-4

)

Rta: 1,82 g y 71,5 mL

6) Averigüe la variación de pH que producirá el agregado de 10 mL de NaOH 5 M a 500

mL de un buffer de ácido iódico 0,93 M y iodato de sodio 1 M (Ka= 1,69 x 10-1

)

Rta: 0,09.


de anilina 0,20 M y se lleva a un volumen final de 300 mL con agua destilada? La anilina es

una base débil cuya Kb es 7,76 x 10-6

.

Rta: 9,11.

8) Calcule el pH en el punto de equivalencia si para neutralizar 50 mL de una solución de

NH3 se gastaron exactamente 50 mL de HCl 0,2 M.

Rta: pH = 5,13.


de etilamina (C2H5NH2) 0,20 M? Considere volúmenes aditivos.

Rta: pH = 11,03

10) Calcular el pH de la solución que se obtiene al mezclar:

(a) 80 mL de HCN (ac) 0,03 M con 20 mL de NaCN (ac) 0,05 M;

(b) 25 mL de HCN (ac) 0,105 M con 25 mL de NaCN (ac) 0,105 M.

Rta: a) pH = 8,92; b) pH = 9,31.


27

EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD


a. Solubilidad. Solución saturada. Reglas de solubilidad

b. Constante del producto de solubilidad (Kps). Producto iónico (PI).

c. Efecto ión común y efecto salino.


1) Describa el equilibrio de precipitación. ¿Cómo se denomina la constante de dicho

equilibrio?

2) Utilizando la definición de la pregunta anterior ¿qué entiende por solución saturada?

3) ¿Qué es el producto iónico (PI) y qué diferencia existe con la constante de producto de

solubilidad (Kps)? Relacione con el concepto de constante de equilibrio (K) y el cociente de

reacción (Q).

4) a) Explique la diferencia entre solubilidad y Kps.

b) ¿Por qué no se incluye explícitamente la concentración del sólido en la expresión de la

constante del producto de solubilidad?

5) ¿Qué entiende por efecto ión común y efecto salino? ¿Cómo influyen ambos efectos en la

solubilidad y el Kps?

6) Cuando la solubilidad de un compuesto iónico se ve afectada por el efecto salino, el Kps

de ese electrolito: a) aumenta; b) disminuye; c) no se modifica.


1) ¿Cuál de los siguientes compuestos es más soluble?

a) CaF2 (Kps = 4,0 x 10-11

)

b) CaCO3 (Kps = 8,7 x 10-9

)

Rta: a) s= 2,15 x 10-4

M, b) s= 9,3 x 10-5

M; CaF2 es más soluble

2) A 25º C, la concentración de iones calcio en una solución saturada de hidróxido de calcio

es 0,011 M.

a) Calcule el Kps del hidróxido de calcio a esa temperatura.

b) Calcule el pH de la solución.

Rta: a) Kps = 5,3 x 10-6

; b) pH =12,34

3) Se mezclan 150 mL de carbonato de sodio 300 mM y 600 mL de cloruro de calcio 0,02

M. Indique si se forma precipitado. Escriba las ecuaciones que justifiquen el fenómeno de

precipitación (Kps: 1,4 x 10-10

).

Rta: PI = 9,6 x 10-4

, se forma precipitado.

4) Calcule la solubilidad molar del CaF2 en: a) agua; b) una solución 0,05 M de CaCl2.

Rta: a) s = 2,15 x 10 -4

M; b) s = 1,41 x 10-5

M

5) El Kps del sulfato de estroncio a 20 ºC es 3,81 x 10-7

.

a) Calcule los gramos de sulfato de estroncio que se encuentran disueltos en 200 mL de

solución saturada de dicha sal.

b) ¿Qué masa de cloruro de estroncio habrá que agregar a dicha solución para que la

solubilidad del sulfato de estroncio disminuya al tercio?

Rta: a) 0,023 g; b) 0,052 g

6) A 25°C la concentración molar de oxhidrilos en una solución saturada de hidróxido de

magnesio es 2.8 x 10-4

M. Calcule el Kps del hidróxido de magnesio a esa temperatura y la

solubilidad molar del mismo en una solución 0.01 M de cloruro de magnesio.

Rta: Kps = 1.1 x10-11

, b) s = 1.66x10-5

M


1) Si a 300 mL de una solución de sulfato de sodio 1,5 mM se le agrega 150 mL una solución

de cloruro de bario, indique la concentración molar del catión bario que será necesaria alcanzar

en la mezcla para que comience a precipitar sulfato de bario. (Kps = 1,4 x10-10

)

Rta: [Ba2+

] = 1,4 x 107

M.

2) Responda verdadero o falso y justifique su respuesta:

a) a temperatura constante la solubilidad del sulfato de magnesio es mayor en agua que en

sulfato férrico.

b) el concepto de Kps puede aplicarse a soluciones no saturadas.

c) el concepto de PI puede aplicarse a soluciones saturadas.

d) el concepto de Kps es aplicable a concentraciones molares de los iones en condición de

saturación.

e) el concepto de PI puede aplicarse a cualquier solución, independientemente de su

concentración.

f) el concepto de Kps se aplica a cualquier electrolito poco soluble.

3) ¿Cuántos gramos de nitrato de plata se deberán agregar a 500 mL de una solución

saturada de cloruro de plata para que su solubilidad molar disminuya a la mitad?

Rta: 1,61 x 10-3

g


29

ELECTROQUÍMICA


a. Reacciones de oxidación- reducción. Balance de ecuaciones de oxidación - reducción.

b. Pilas. FEM de una pila.

c. Energía libre de Gibbs y trabajo eléctrico. Espontaneidad de reacciones redox.

d. Ecuación de Nernst. Efecto de la concentración sobre la FEM de la pila. Constante de

equilibrio para reacciones redox.

e.- Potenciales de electrodo estándar. Tabla de potenciales de reducción estándar. Calculo

de la FEM de una pila de concentración.


1) Identifique en la Tabla Periódica los elementos oxidantes y reductores, discuta los

criterios de selección.

2) Balancee las siguientes ecuaciones rédox. Identifique cuál es la especie oxidante y cuál

es la especie reductora.

a) Cr2O7 2-

(ac) + I-(ac) Cr

3+(ac) + IO3

-(ac) (solución ácida)

b) MnO4-(ac)+ Cl

-(ac) Mn

2+(ac) + Cl2(g) (solución ácida)

c) As(s) + ClO3-(ac) H3AsO3(ac)+ HClO(ac) (solución ácida)

d) NO2-(ac) + Cr2O7

2-(ac) Cr

3+(ac) + NO3

-(ac) (solución ácida)

e) MnO4-(ac) + Br

-(ac) MnO2(ac) + BrO3

-(ac) (solución básica)

f) H2O2(ac) + Cl2O7(ac) ClO2-(ac) + O2(g) (solución básica)

g) Pb(OH)42-

(ac) + ClO-(ac) PbO2(s) + Cl

-(ac) (solución básica)

3) Describa las características de una celda electroquímica. Defina los siguientes términos:

ánodo, cátodo, fuerza electromotriz. ¿Cuál es la función del puente salino? ¿Qué tipo de

electrolito deberá utilizarse en él? ¿Qué es un diagrama de la pila?

4) Discuta la espontaneidad de una reacción electroquímica en términos de su FEM

5) Escriba la ecuación de Nernst y explique el significado de cada uno de sus términos.

Escriba las ecuaciones que relacionan Gº y la K de equilibrio con la FEM estándar de una

celda. Analice todos los términos.

6) Diferencie una celda galvánica de una electrolítica. ¿Cómo son los procesos de oxidación

- reducción y la espontaneidad de las reacciones en cada caso?


1) Si los valores de los Eº para los pares A/A- y B/B

- son 0,20 V y 0,40 V, respectivamente,

el proceso que tendrá lugar en una disolución 1 M de los iones será:

a) A + B- A

- + B b) A

- + B

- A + B

c) A- + B A + B

- d) A + B A

- + B

-

2) Considere las siguientes celdas electroquímicas:

a) –Ni(s) / Ni

2+ (ac) (1 M) // H

+ (ac)(1 M) / H2 (g) (1 atm)/ Pt

+

b) –Fe(s) / Fe

2+ (ac) (1 M) // H

+ (ac) (1 M) / H2 (g) (1 atm)/ Pt

+

c) –Sn(s) / Sn

2+ (ac) (1 M)// H

+ (ac) (1 M) / H2 (g) (1 atm)/ Pt

+

Escriba los procesos anódico y catódico para cada pila, calcule la variación de FEM

estándar para las pilas planteadas.

Datos: Eº (Fe2+

/ Fe) = -0,44 V Eº (Sn2+

/ Sn) = - 0,14 V Eº (Ni2+

/ Ni) = - 0,25 V

3) Dadas las siguientes semipilas:

a) Pt en contacto con Sn2+

1 x 10-2

M y Sn4+

1 x 10-3

M.

b) Pt en contacto con Fe2+

1 x 10-4

M y Fe3+

1 x 10-1

M.

Escriba los procesos anódico y catódico, diagrame correctamente la pila, calcule su FEM y

la K de equilibrio de la reacción general.

Datos: Eº (Fe3+

/ Fe2+

) = 0,77 V Eº (Sn4+

/ Sn2+

) = 0,13 V

Rta: FEM = 0,85 V, K eq = 2,15 x 1021

.

4) Se dispone de los siguientes elementos para armar una pila: un trozo de Pb; una solución

de Pb(NO3)2 preparada pesando 82,75 g de sal y colocándolos en agua de tal forma que

quede un volumen de 500 mL de solución; un trozo de Ag, una solución de AgNO3 0,1 M.

Responda las siguientes preguntas:

a) ¿Cómo armaría la pila? (Escriba su diagrama).

b) ¿Cuál es la FEM de la pila?

Datos: Eº (Ag+/Ag) = 0,80 V Eº (Pb

2+/Pb) = -0,14 V

Rta: 0,89 V.

5) Calcule el potencial de las siguientes pilas en la que un electrodo está formado por el par

Fe3+

/Fe2+

(E = 0,77 V) en el cual Fe3+ = 1 M y Fe

2+ = 0,1 M y el otro es el par MnO4

-/

Mn2+

(E = 1,51 V) en la cual MnO4- es 0, 1 mM, Mn

2+ = 0,1 mM y el pH es 1,00 ó 4,00

.Escriba las ecuaciones anódica, catódica, diagrame correctamente las pilas y calcule la

FEM a cada pH.

Rta: a) FEM =0,58 V, b) FEM=0,30 V

6) Dadas las siguientes semipilas:a) Ni en contacto con Ni2+

1 x 10-2

M y b) Ni en contacto

con Ni2+

1 x 10-1

M.Escriba las reacciones que ocurren en cada electrodo, diagrame

correctamente la pila y calcule su FEM.

Rta: FEM = 0,03 V.

31


1) Defina el peso equivalente del KMnO4 como oxidante en medio ácido, y en medio

básico. ¿A qué se debe esta diferencia? Compare con el concepto de peso equivalente

empleado en reacciones ácido - base.

2) ¿Qué puede afirmar acerca de las siguientes reacciones?

a) Zn(s) + 2 H+(ac) Zn

2+(ac) + H2(g) G = -147 kJ

b) 2 Ag(s) + Cu2+

(ac) 2 Ag+(ac) + Cu(s) G = 89 kJ

1. La pila a) puede funcionar como celda voltaica y en el ánodo se oxidaría el Zn.

2. La pila a) puede funcionar como celda voltaica y en el ánodo se oxidaría H2.

3. La pila b) puede funcionar como celda voltaica y en el cátodo se oxidaría Ag.

4. La pila b) puede funcionar como celda voltaica y en el cátodo se oxidaría Cu.

3) Indique cuál será la concentración de iones Cu2+

en una disolución en la que el potencial

del electrodo de cobre es cero.

a) Cu2+

= 0,0 M c) Cu2+

= 1,7 x 10-6

M

b) Cu2+

= 4,68 x 10 -12

M d) Cu2+

= 3,4 x 1011

M

Rta: b.

4) ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es falsa?

a) En la reacción VO2+ VO

2+, el V se reduce.

b) Un agente reductor se oxida.

c) Cuando una sustancia se reduce, aumenta su número de oxidación.

5) Consideremos las siguientes reacciones de una pila en condiciones estándar:

a) 2 Fe2+

(ac) + Cl2(g) 2 Fe3+

(ac) + 2 Cl-(ac)

b) Fe2+

(ac) + 1/2 Cl2(g) Fe3+

(ac) + Cl-(ac)

¿Qué afirmaciones son correctas?

a) El potencial FEM estándar de a es mayor que el de b.

b) El potencial FEM estándar de a es menor que el de b.

c) Gº es igual para a que para b.

d) El potencial FEM estándar es igual para a que para b.

6) Para armar una pila se dispone de un electrodo de Zn en contacto con una solución de

Zn2+

0,1 M y otro electrodo de Co en contacto con una solución de CoCl2 preparada por

dilución al 1/4 de una solución de CoCl2 1M. Señale: a) ¿cómo armaría la pila?; b) ¿cuál es

la FEM de la pila que construyó?

Dato: Eº (Co2+

/Co) = - 0,28 V Eº (Zn2+

/Zn) = - 0,76 V

Rta: FEM= 0,49 V.

7) Se desea armar una pila con las siguientes semipilas:

a) Br2 en contacto con Br- 1 x 10

-1 M. (Eº Br2 /Br

- = 1,080 V)

b) I2 en contacto con I- 1 x 10

-2 M (Eº I2 /I

- = 0,535 V)

Escriba las reacciones que ocurren en cada electrodo.

Diagrame correctamente la pila.

Calcule la FEM y la K de equilibrio para el proceso de pila.

Rta: FEM = 0,485 V, K = 1,47 x 1018

.

8) Se arma una pila que corresponde al siguiente diagrama: - Sn(s) / Sn

2+ (ac) (1 x 10

-1 M) // Sn

2+ (ac) (1 x 10

-2 M) / Sn(s)

+

¿Es correcto este diagrama? Fundamente su respuesta.

9) Un cierto metal M forma un cloruro de fórmula MCln. Cuando se electroliza la sal

fundida, por cada gramo de metal depositado en el cátodo, se obtienen 725 mL de Cl2 seco

medidos a 298 K y 740 Torr en el ánodo. Si el peso atómico de M es 52,0, calcule el valor

de n en la fórmula del cloruro.

Rta: n=3.

10) Durante 1000 segundos pasa una corriente de 96,5 mA a través de 50 mL de solución

0,1 M de NaCl. Escriba las reacciones anódica y catódica y calcule el pH de la solución

final suponiendo que no hay cambios de volumen.

2 NaCl (ac) + 2 H2O (l) Cl2 (g) + H2 (g) + 2 NaOH (ac)

Rta: pH = 12,30.

11) Cuando 0,20 F se pasan a través de una solución acuosa de Pb(NO3)2, 20,7 g de un

compuesto que contiene Pb es depositado en el ánodo. ¿Cuál es el número de oxidación del

Pb en este compuesto?

Rta: +4.

12) Una solución de Ni2+

se electriza usando una corriente de 1,25 A. ¿Cuántos gramos de

Ni se depositan en 25 minutos?

Rta: 0,57 g.

13) ¿Cuántos minutos tomará depositar 3 g de Cd a partir de una solución de Cd2+

utilizando una corriente de 3 A?

Rta: 28,6 minutos.

14) Si en 15 minutos se depositan 0,872 g de Ag en el cátodo de un coulombímetro de Ag,

indique: a) Calcule la cantidad de corriente que pasa a través del circuito?; b) ¿cuál es la

intensidad de la corriente?

Rta: a) 779 C; b) 0,867 A.


33

QUÍMICA DE LOS ELEMENTOS DE LOS GRUPOS 1 Y 2


a. Propiedades periódicas de los elementos químicos.

b. Propiedades físicas y químicas de los elementos de los grupos 1 y 2 (bloque s).

c. Ciclos de Born-Haber


1) Describa y fundamente la tendencia de las propiedades periódicas de los grupos 1 y 2

(radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad).

2) Clasifique los óxidos e hidruros correspondientes a los elementos del bloque s.

3) Considerando los E° de reducción de los metales de los grupos 1 y 2, responda si ocurren

las siguientes reacciones redox, indicando el nombre de los productos. Justifique su

respuesta considerando concentraciones de reactivos y productos unitarias y presión de 1

atm.

M (s) + X2 (g,l,s)

M = elementos del grupo 1

X2 = elementos del grupo 17

M (s) + X2 ( g,l,s)


X2 = elementos del grupo 17

M (s) + H+

( ac)


M (s) + H+

( ac)


4) a) Defina entalpía reticular (∆Hreticular) y entalpía de hidratación (∆Hhidratación) ¿Cómo se

relacionan con el radio del catión y del anión?

b) ¿Por qué los Hhidratación de los iones del grupo 2 son mayores en valor absoluto que los

correspondientes a los iones del grupo 1, cuando tienen aproximadamente el mismo radio

atómico?

5) ¿Qué es el Ciclo Born-Haber? ¿Para qué se utiliza? ¿En qué ley de la termoquímica se

fundamenta?

6) Explique por qué los compuestos de berilio tienen carácter covalente.


1)a) Escriba mediante ecuaciones igualadas por el método que corresponda las reacciones

de los elementos de los grupos 1 y 2 con: i) agua, ii) oxígeno y posterior reacción con agua.

Indique para cada producto su nombre y el número de oxidación del oxígeno. b) ¿Qué

carácter ácido-base presentan los productos de las reacciones anteriores?

2) Los metales del grupo 1 y el calcio, estroncio y bario del grupo 2, reaccionan con el

hidrógeno, formando hidruros iónicos, sólidos de alto punto de fusión.

a) Escriba e iguale las ecuaciones correspondientes. Indique el número de oxidación del

hidrógeno en los hidruros formados.

b) Se tratan 12 g de una muestra de hidruro de sodio de pureza desconocida con exceso de

agua y se obtienen 10 litros de hidrógeno en CNPT. Calcule la pureza de la muestra.

Rta: 89,25%

3) a) Calcule el cambio entálpico de la siguiente reacción mediante un ciclo de Born-Haber.

Na(s) + ½ Cl2 (g) NaCl(s)

b) Compare los cambios entálpicos en el punto a) con los de la reacción:

Mg(s) + Cl2 (g) MgCl2(s)

¿Cuáles son mayores? ¿Cómo se puede justificar esa diferencia?

Datos: ∆Hsublimación Na = 109 kJ/mol , ∆Hsublimación Mg = 150 kJ/mol, ∆Hdisociación Cl2 = 242

kJ/mol, ∆Hionización Na = 496 kJ/mol, ∆Hionización1 Mg = 738 kJ/mol, ∆Hionización2 Mg = 1450

kJ/mol, ∆Hreticular NaCl= 788 kJ/mol, ∆Hreticular MgCl2 = 2527 kJ/mol, Afinidad electrónica

Cl = 349 kJ/mol

Rta: a) -411 kJ/mol; b) -645 kJ/mol

4) a) Explique porque el litio es el metal alcalino que presenta mayor poder reductor en

solución acuosa, a pesar que su energía de ionización es la mayor del grupo.

Utilice para ello los datos de la siguiente tabla:

Li Na K Rb Cs

Hionización (kcal/mol) 124 118 100 96 90

Hhidratación (kcal/mol) -121 -95 -76 -69 -62

Hsublimación (kcal/mol) 38 26 22 19 19

b) ¿Cómo sería el poder reductor del lítio si en lugar de en solución acuosa se encontrase

fundido?

35

5) Se tratan 15 g de una muestra de sodio de 90% de pureza con la cantidad de agua

necesaria para que reaccione estequiométricamente todo el sodio contenido en la muestra.

Considere que el rendimiento del proceso es del 80%. a) ¿Cuántos mL de agua se

necesitará?; b) ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se formarán y cuántos litros de

hidrógeno a 27°C y 700 mm de Hg se liberarán?; c) Calcule el ∆H de la reacción; d) Si

los gramos de hidróxido de sodio obtenidos se disuelven en agua, y el volumen final de la

solución es 890 mL, calcule el pH de la solución obtenida.

Datos: ∆Hf agua = -286 kJ/mol; ∆Hf NaOH (ac) = - 469,6 kJ/mol.

Rta: a) 10,6 mL; b) 18,8 g NaOH, 6,27 L H2; c) -367,2 kJ; d) pH=13,72

6) a) Lea los experimentos 2 y 3 del Trabajo Práctico “Química de los elementos de los

Grupos 1 y 2”. Qué puede inferir teóricamente de la variación de la solubilidad de los

sulfatos e hidróxidos de los metales del grupo 2 al aumentar el radio iónico? Justifique.

b) Teniendo en cuenta que las reglas de solubilidad prediga que sucede con los sulfatos e

hidróxidos de los metales del grupo 1.


1) Plantee las ecuaciones igualadas correspondientes a las siguientes reacciones:

a) calcio con hidrógeno.

b) potasio con agua.

c) calcio con ácido clorhídrico.

d) magnesio con cloro.

2) Se hacen reaccionar 4 g de sodio metálico de 75 % de pureza, con 1000 mL de oxígeno

gaseoso a 25°C y 1 atm, la reacción presenta un rendimiento del 60 %. El producto obtenido

reacciona con 400 g de agua con un rendimiento del 100 %. Siendo el volumen final de 400

mL, calcule el pH que tendrá la solución final.

Rta:pH= 13,1

3) Se hacen reaccionar 50 g de bario metálico de 65 % de pureza con 15 g de oxígeno,

obteniéndose peróxido de bario. ¿Cuántos gramos de producto se obtendrán si el

rendimiento de la reacción es del 80%?

Rta: 32,5 g.

4) a) A 50 g de cloruro de sodio se le agrega agua en cantidad suficiente para preparar una

solución 0,12 m. Calcule el volumen de agua agregado.

b) ¿Utilizaría la solución preparada para producir lisis de una suspensión de glóbulos rojos?

Justifique.

Datos: δsolución 1g/mL.

Rta: a) 7,14 L; b) Si

5) Se desean preparar 500 mL de una solución de hidróxido de sodio al 20% P/V a partir de

una solución concentrada de hidróxido de sodio (δ=1,39 g/mL y título 36% P/V). Calcule:

a) el volumen de la solución concentrada que se necesitará; b) la molaridad de la solución

resultante.

Rta: a) 278 mL; b) 5M

6) Calcule mediante un ciclo de Born-Haber la entalpía de red del cloruro de potasio.

Datos: ∆Hsublimación K = 89 kJ/mol , ∆Hdisociación Cl2 = 242 kJ/mol, ∆Hionización K = 418

kJ/mol, ∆Hformación KCl =- 437 kJ/mol, Afinidad electrónica Cl = 349 kJ/mol

Rta: 716 kJ/mol

Bibliografía recomendada: R. Chang: Química (2007), Ed. McGraw Hill. Capítulos 8, 16,

20.

37

QUÍMICA DEL HIDRÓGENO Y DE LOS COMPUESTOS DE LOS ELEMENTOS

DE LOS GRUPOS 13 y 14


a. Propiedades físicas y químicas del hidrógeno

b. Propiedades físicas y químicas de los elementos de los grupos 13 y14.

c. Características de los compuestos más importantes.

d. Enlace químico. Estructuras de Lewis.


1) a) ¿Dónde ubica al hidrógeno en la Tabla Periódica? Explique las propiedades físicas y

químicas del hidrógeno. Justifique las razones por las cuales el hidrógeno no pertenece a

ninguno de los bloques en particular.

2) a) Clasifique los hidruros de los diferentes grupos de la Tabla Periódica.

b) Escriba las ecuaciones igualadas correspondientes para la obtención de: hidruro de sodio

e hidruro de calcio. Indique además cuál es la reacción de dichos hidruros con agua.

3) Describa la tendencia de las propiedades periódicas de los grupos 13 y 14 (radio atómico,

energía de ionización, carácter metálico y electronegatividad). Identifique los elementos

metálicos y no metálicos de dichos grupos.

4) Las relaciones diagonales se refieren a las semejanzas que existen entre pares de

elementos de diferentes grupos y períodos en la tabla periódica. Indique los elementos de

los grupos 1, 2, 13 y 14 que presenten esta relación y a qué se debe la misma.

5) a) ¿Qué particularidad presenta el boro en cuanto a sus hidruros?

b) Dibuje la estructura de Lewis del BF3, esquematice la forma espacial que minimice la

energía y describa la hibridación del átomo central que permita justificar esa geometría.

c) ¿Por qué este compuesto actúa como un ácido de Lewis?

d) Explique en base a la estructura electrónica de Lewis del ácido bórico su propiedad de

ácido monoprótico (pKa= 9,14).

6) ¿Qué entiende por anfoterismo?Mencione algunos ejemplos de los grupos 13 y 14.

7) a) Indique las fórmulas moleculares y las estructuras de Lewis de los óxidos y del

oxoácido del carbono.

b) Indique el comportamiento ácido-base de las oxosales (carbonatos y bicarbonatos).


1) a) Justifique los resultados obtenidos en los Experimentos 1 y 2 del Trabajo Práctico

“Electroquímica” (Guía TP), con ecuaciones igualadas por el método que corresponda.

b) ¿Cómo deben ser los potenciales de reducción de los metales para liberar hidrógeno al

reaccionar con ácidos no oxidantes?

c) ¿Podrá observar la liberación de hidrógeno a partir de una solución de ácido clorhídrico

1M: (i) Ag° y (ii) Mg° ? Utilice la Tabla de Potenciales.

2) Considere la ecuación obtenida para la reacción del hierro en el experimento 1 del

Trabajo Práctico de Electroquímica, igualada en el problema anterior, y que es un método

de obtención de hidrógeno (acción de ácidos no oxidantes sobre metales). Se tratan 15 g de

una muestra del metal de 90% de pureza con 200 mL de ácido sulfúrico 3M. Calcule:

i) ¿cuántos litros de hidrógeno a 27°C y 780 mm de Hg se liberarán?

ii) ¿cuántos gramos de sal se obtendrá? Considere que el rendimiento del proceso es del

80%.

Rta: i) 4,61 L, ii) 29,3 g.

3) Indique con ecuaciones igualadas el carácter anfótero de los metales aluminio, estaño y

plomo, y de sus correspondientes hidróxidos. (Ver Experimento 3, del Trabajo Práctico de

“Química de los elementos de los Grupos 13 y 14” (Guía TP)

4) Utilizando los reactivos del Experimento 3, parte b ( 1 y 3), del Trabajo Práctico de

“Química de los elementos de los Grupos 13 y 14 resuelva el siguiente ejercicio:

Se tratan 450 g del metal de 99% de pureza con un exceso de solución de base. ¿Cuántos

litros de gas a 10ºC y 1,05 atm se habrán liberado, si el rendimiento del proceso es del 80%?

Rta: 437 L

5) a) Demuestre con ecuaciones igualadas el carácter ácido-base del aluminio (III).

b) Discuta el poder polarizante del Al (III) y compárelo con el de los cationes Na (I) y Mg

(II). ¿Cuál de los cationes mencionados formará la sal de mayor carácter iónico con el F-?

Justifique.

6) El Experimento 4 del Trabajo Práctico de “Química de los elementos de los Grupos 13 y

14” (Guía TP) es un método de obtención de laboratorio de dióxido de carbono. Plantee e

iguale las ecuaciones por el método que corresponda.

7) Se desean obtener 2 litros de dióxido de carbono a 27ºC y 2 atm. Calcule los gramos de

muestra de carbonato de calcio de 80% de pureza y el volumen de acido clorhidrico 6 N

que se necesitarán si el rendimiento del proceso es del 75%.

Rta: 27,1 g; 72,2 mL


1) a) Indique mediante ecuaciones igualadas si los siguientes metales liberan hidrógeno al

reaccionar con una solución 1M de H+: (i) el Fe° y (ii) el Cu°?

b) ¿Obtendría los mismos productos si se utilizara una solución de ácido sulfúrico

0,005 M? Utilice la Tabla de Potenciales.

39

2) Se tratan 20 g de zinc de 98% de pureza con ácido clorhídrico 6 N.

a) ¿Cuántos mL de ácido serán necesarios para reaccionar estequiométricamente con el zinc

contenido en los 20 g de muestra?

b- ¿Cuántos litros de gas a 27 ºC y 1,2 atm se formarán?

Rta: a) 100,5 mL b) 6,2 L

4) Una corriente de 2 amperios se hizo pasar a través de una celda electrolítica que contenía

agua acidulada.

Escriba las ecuaciones de las reacciones que se producen en los electrodos y calcule:

a) El tiempo requerido para liberar 0,050 moles de oxígeno.

b) El volumen de hidrógeno medido a 25°C y 0,97 atm, producido en ese tiempo.

Rta: a) 9650 s; b 2,52 L

5) Describa las estructuras electrónica y molecular, hibridación del átomo central y

polaridad de la molécula de los hidruros de los grupos 13 y 14 del período 2.

¿Cuál tendrá mayor punto de ebullición? ¿Por qué?

6) Calcule el pH de una solución de nitrato de aluminio 0,02 M.

Rta: 2,85

7) Si la geometría de la molécula de dióxido de carbono es lineal ¿cuál será la hibridación

del átomo de carbono para justificar esa estructura? ¿Qué tipo de orbitales forma la

molécula? Explique en base a ella la resonancia y la deslocalización de electrones.

8) Dibuje la estructura de Lewis e indique geometría electrónica, geometría molecular,

hibridación del átomo central, pares libres y tipo de enlaces en las siguientes moléculas:

i) CO ii) CO2 iii) CO32-

iv) CCl4

Bibliografía recomendada: R.Chang: Química (2007),Ed.McGraw Hill.Capítulos 8, 9, 20 y

21.

QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS DE LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 15


a. Propiedades físicas y químicas de los elementos del grupo 15.

b. Características de los compuestos más importantes.


1) Describa y fundamente la tendencia de las propiedades periódicas de los elementos del

grupo 15 (radio atómico, energía de ionización, carácter metálico y electronegatividad).

2) ¿Qué entiende por energía de enlace? Relacione las energías de enlace del nitrógeno e

hidrógeno con la estabilidad de la molécula y dibuje la estructura de Lewis para ambas

moléculas diatómicas.

Datos: Energías de enlace (kJ/ mol): 941.4 y 436.4 respectivamente para las moléculas de

nitrógeno e hidrógeno.

3) a) Dibuje la estructura de Lewis del amoníaco e indique sus geometrías electrónica y

molecular y la hibridación del átomo central.

b) ¿Por qué el punto de ebullición del amoníaco es mayor comparándolo con los puntos de

ebullición de los hidruros pertenecientes a los elementos del mismo grupo?

4) Dado el siguiente equilibrio homogéneo:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H= -92 kJ

Plantee la constante de equilibrio e indique la relación que existe entre Kp y Kc para esta

reacción.

5) ¿Qué significa que un ácido sea oxidante? ¿De qué factores dependen los productos de

reducción del ácido nítrico?

6) Se toman 80 mL de una solución de ácido nítrico concentrado (68% P/P de título y δ=

1,4 mg/mL y se llevan a un volumen final de 4 L con agua destilada. a) ¿Cuál fue la

dilución efectuada? b) Calcule la mM de 1500 mL de la dilución preparada.

Rta: a) 1/50 ; b) 300 mM

7) Calcule el pH de 50 mL de una solución de ácido nitroso 0,20 M (Ka= 3,5x10-4

) :

a) luego del agregado de 25 mL de hidróxido de sodio 0,20 M, b) luego del agregado de 50

mL de hidróxido de sodio 0,20 M.

Rta: a) 3,46 ; b) 7,73

41


1) El Experimento 1 del Trabajo Práctico de “Química de los elementos del Grupo 15”

(Guía TP) es un método de obtención de laboratorio de nitrógeno. Plantee e iguale la

ecuación por el método que corresponda y calcule el rendimiento del proceso si se obtienen

19,8 L de nitrógeno a 17°C y 1,5 atm por calentamiento de 500 g de dicromato de amonio

de 90% de pureza.

Rta: 70%

2) a) Ejemplifique mediante ecuaciones igualadas por el método que corresponda la

obtención de laboratorio de amoníaco, utilizando como modelo el Experimento 2 del

Trabajo Práctico de “Química de los elementos del Grupo 15” (Guía TP).

b) ¿Cuántos litros de amoníaco en CNPT se podrán obtener cuando se tratan 200 g de

cloruro de amonio del 80% de pureza con 200 mL de hidróxido de sodio al 20 % P/V?

Rta: 22,4 L

3) a) Indique las fórmulas moleculares y las estructuras de Lewis de los oxoácidos del

nitrógeno y fósforo (ácido hipofosforoso, ácido fosforoso y ácido fosfórico).

b) Prediga la fuerza de los oxoácidos según las reglas de Pauling e indique el

comportamiento ácido-base de las oxosales de los mismos.

4) a) Ejemplifique mediante ecuaciones igualadas el poder oxidante del ácido nítrico

diluído y concentrado utilizando como modelo el Experimento 3 del Trabajo Práctico de

“Química de los elementos del Grupo 15” (Guía TP).

b) Se desean obtener 200 L de dióxido de nitrógeno a 1,5 atm y 17°C a partir de una

muestra de plata y de ácido nítrico concentrado.

i- ¿Cuántos gramos de muestra de plata de 90% de pureza se necesitarán?

ii- ¿Cuál es el volumen necesario del ácido nítrico concentrado (68% P/P de título y δ=1,4

g/mL)?

Considere que el proceso tiene un rendimiento del 85%.

Rta: i) 1779 g ; ii) 1,96 L

5) Se desean obtener 4,5 litros de monóxido de nitrógeno a 2,7 atm y 35 °C cuando

reaccionan una muestra de mercurio del 80% de pureza con ácido nítrico 3 m.

Si el proceso tiene un rendimiento del 94%, calcule: a) los gramos de muestra de mercurio

del 80% de pureza. b) el volumen del ácido nítrico 3 m ( = 1,84 g/mL).

Rta: a) 192,5 g; b) 439,4 mL

6) a) A una solución de cloruro de calcio 0,01 M se le agrega una solución de fosfato de

sodio. Calcule la concentración molar de los iones fosfato que será necesaria alcanzar en la

mezcla para que comience a formarse precipitado. (Kps: 1,2 x10-26

)

b) En el Experimento 4 del Trabajo Práctico de “Química de los elementos del Grupo 15”

(Guía TP). Se agrega un ácido al precipitado formado en (a). Interprete mediante ecuaciones

los cambios provocados por el agregado del ácido.

Rta: a) 1,09 x 10-10

M

7) a) Ejemplifique mediante ecuaciones igualadas el poder oxidante del anión bismutato

utilizando como modelo el Experimento 5 del Trabajo Práctico de “Química de los

elementos del Grupo 15” (Guía TP).

b) ¿Qué cantidad de permanganato de potasio se obtendrá al hacer reaccionar 150g de

bismutato de potasio de 90% de pureza con 200 mL de solución de sulfato de manganeso 5

M en presencia de exceso de ácido sulfúrico?

Datos: E° Bi03- / Bi

3+ = 1,60 V; E° Mn04

- / Mn

2+ = 1,55 V

Rta: 28,8 g


1) De acuerdo a la siguiente reacción química:

As2O3(s) + HCl (ac) AsCl3(ac) + H2O (l)

Se tratan 500 mL de ácido clorhídrico concentrado (= 1,18 g/mL y 32 % P/P de título) con

una muestra de trióxido de arsénico del 90 % de pureza.

a) Iguale la ecuación por el método que corresponda.

b) Calcule la molaridad de la solución resultante, si el tricloruro de arsénico obtenido como

producto de la reacción se diluye con agua hasta un volumen final de 800 mL.

Rta: b) 2,15 M

2) Los hidruros de fósforo y de arsénico, fosfina y arsina o arsenamina respectivamente, son

gases incoloros y muy venenosos. Escriba las fórmulas moleculares, dibuje la estructura de

Lewis e indique la hibridación del átomo central, geometrías electrónica y molecular y tipo

de enlaces de ambas moléculas.

Responda justificando, ¿cuál de las moléculas tiene mayor punto de ebullición?

3) Dibuje las estructuras de resonancia para los iones nitrito y nitrato.

4) Se hacen reaccionar 18g de nitrato de amonio del 78% de pureza con 4200 mL de

solución de hidróxido de potasio de pH= 11,83 ¿Cuántos mL de amoníaco medidos

a 0,9 atmósferas y 25°C se obtendrán si el rendimiento del proceso es del 84%?

Rta: 638,59 mL

5) Se disuelven 10 g de cloruro de amonio y 10 mL de amoníaco 2 M y se llevan a volumen

de 750 mL con agua destilada. Calcule el pH de la solución.

Rta: pH = 8,28

6) ¿Cuál de las siguientes soluciones 0,1M tiene el pH más alto? Justifique con cálculos y

ecuaciones. i) NH4NO3; ii) NH3; iii) HNO3; iv) KNO2

43

7) Prediga si el monóxido de dinitrógeno es estable en solución básica.

- 0,15 V

+ 0,01 V - 0,46V + 0,76 V + 0,94 V - 0,73 V

NO3- NO2

- NO N2O N2 NH3

+ 0,10 V

8) Prediga si el ácido hipofosforoso es estable en solución ácida.

- 0,16 V

- 0,28 V - 0,50 V - 0,51 V - 0,06 V

H3PO4 H3PO3 H3PO2 P4 PH3

- 0,28 V

Bibliografía recomendada: R.Chang: Química (2007),Ed.McGraw Hill. Capítulos 8, 9 y 21.



a. Propiedades químicas de los elementos del grupo 16.



1) Describa y fundamente la tendencia de las propiedades periódicas de los grupos 16 (radio

atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad).

2) Defina y clasifique a los compuestos binarios del oxígeno. De dos ejemplos de cada uno

de ellos e indique el número de oxidación del oxígeno.

3) Escriba mediante ecuaciones igualadas por el método que corresponda la reacción de los

óxidos (básicos y ácidos), peróxidos y superóxidos con el agua.

4) A 1,5 atm y 25°C reaccionan 2240 L de hidrógeno con 1120 L de oxígeno.

Calcule a) gramos de oxígeno que reaccionan; b) moles de hidrógeno presentes en el

volumen dado; c) moles de agua formados.

Rta: a) 2198,6 g ; b) 137,5 moles ; c) 137,5 moles.

5) a) Dibuje la estructura de Lewis del hidruro de azufre e indique sus geometrías

electrónica y molecular e hibridación del átomo central. b) Demuestre mediante ecuaciones

igualadas que el sulfuro de hidrógeno se presenta como un ácido débil diprótico cuando se

disuelve en agua y que sus sales presentan hidrólisis básica.

6) Dibuje las estructuras de Lewis del dióxido de azufre y del trióxido de azufre. Discuta la

polaridad de ambas moléculas.

7) a) Escriba la fórmula de los oxoácidos del azufre y relacione las propiedades ácido-base

de los mismos con el número de oxidación del elemento.

8) Una muestra de ácido sulfúrico comercial tiene 96,4 % P/P y δ = 1,84 g/mL.

a) Calcule la molaridad de esta disolución de ácido sulfúrico. b) Calcule el volumen

necesario para preparar un litro de una solución 6 N a partir de la solución concentrada.

c) Exprese la dilución efectuada en el paso anterior. Considere volúmenes aditivos.

Rta: a) 18,1 M ; b) 166 mL ; c) 1/6.

45


1) El Experimento 1 del Trabajo Práctico de “Química de los elementos del Grupo 16”

(Guía TP) es un método de obtención de laboratorio de oxígeno, plantee e iguale la

ecuación por el método que corresponda, y calcule el volumen de oxígeno obtenido a 17°C

y 770 mmHg, a partir de 500 g de una muestra de permanganato de potasio de 95% de

pureza, si el proceso tiene un rendimiento del 70%.

Rta: 24,64 L.

2) El peróxido de hidrógeno es inestable y se descompone dando agua y oxígeno, cuando se

expone al calor, luz o a la acción de un catalizador. Si el H2O2 contenido en 500 mL de una

disolución al 3,04 % P/V se descompone, ¿qué volumen de oxígeno a 273 K y 1 atm se

producirá? Datos: δdisolución = 1,0 g/mL.

Rta: 5 L

3) Se quieren preparar 10 L de solución de peróxido de hidrógeno de 10 volúmenes y se

dispone de una solución de 85 volúmenes. ¿Cuántos litros de esta última solución y cuántos

litros de agua deberá mezclar?

Rta: a) 1,18 L; b) 8,82 L

4) Ejemplifique mediante ecuaciones igualadas cómo demuestra las propiedades redox del

peróxido de hidrógeno en el Experimento 2 del Trabajo Práctico “Química de los

elementos del Grupo 16” (Guía TP).

5) Se tratan 200 mL de una solución de peróxido de hidrógeno de 44,8 volúmenes con 300 g

de una muestra de permanganato de potasio de 90 % de pureza, en presencia de un exceso de

ácido sulfúrico. ¿Cuántos litros de oxígeno a 780 mmHg y 27°C se habrán liberado en la

reacción?

Rta: 19,2 L

6) La mayoría de los sulfuros metálicos son insolubles en agua, excepto los sulfuros de los

metales de los grupos I y II y de amonio. Utilizando como modelo el Experimento 4 del

Trabajo Práctico de “Química de los elementos del Grupo 16” (Guía TP), plantee la

expresión de la constante del producto de solubilidad de las sales, calcule y compare su

solubilidad .

7) a) Ejemplifique mediante ecuaciones igualadas cómo demuestra las propiedades del

ácido sulfúrico concentrado en el Experimento 5, parte a, del Trabajo Práctico “Química

de los elementos del Grupo 16” (Guía TP).

b) Escriba la reacción de los productos de reducción del ácido sulfúrico concentrado y del

ácido nítrico concentrado con el agua. c) ¿Cuáles serían los productos de la reacción (a) si

se usaran ácidos sulfúrico y nítrico diluídos? Justifique su respuesta teniendo en cuenta los

resultados obtenidos en el Experimento 3 del Trabajo Práctico “Química de los elementos

del Grupo 15” (Guía TP).


1) Se hace reaccionar 20 g de peróxido de sodio puro con 500 mL de agua. ¿Cuál será la

concentración expresada en volúmenes y en % P/V de la solución de peróxido de hidrógeno

obtenida (considere volumen final 500 mL).

Rta: 5,74 volúmenes y 1,73 % P/V.

2) Se trata una cierta cantidad de sulfito de sodio de 95% de pureza con un exceso de ácido

clorhídrico. Si el proceso tiene un rendimiento del 70% y se obtienen 25 litros de dióxido de

azufre medidos a 27°C y 780 mmHg. Se desea saber de qué cantidad de sulfito de sodio de

95% de pureza se partió.

Rta: 198g.

3) Se tratan 150 mL de una solución de peróxido de hidrógeno de 15 volúmenes con

350 mL de una solución de cloruro de cromo 0,3 M en presencia de un exceso de hidróxido

de potasio. Considere que el proceso tiene un rendimiento del 90%.

a) Plantee e iguale la ecuación por el método que corresponda.

b) Calcule la cantidad de gramos de cromato de potasio que se obtendrán.

c) Exprese la concentración molar del peróxido de hidrógeno.

Rta: b) 18,32 g ; c) 1,34 M.

4) El punto de fusión de una solución acuosa de sulfato de potasio es -3,36 °C. a) Calcule la

presión osmótica de la solución a 25°C , sabiendo que su δ= 1,12 g/mL. b) ¿Cuál será la

presión de vapor del solvente en la solución. c) Si se pone en contacto a través de una

membrana semipermeable a la solución de sulfato de potasio con una solución de sulfato de

zinc de la misma molaridad, ¿en qué sentido se desplazará el solvente?

Datos: pv agua= 23,78 mmHg.

Rta: a) 44,7 atm; b) 23,03 mmHg.

5) Se desean obtener 160 litros de dióxido de azufre gaseoso medidos a -135,5°C y 1 atm a

partir de una muestra se azufre (S8) de 95% de pureza y de ácido sulfúrico

concentrado (96% P/P y δ= 1,84 g/mL).Si el proceso tiene un rendimiento del 85%, calcule

a) gramos de la muestra de azufre de 95% de pureza y b) volumen del ácido sulfúrico

concentrado que se necesitarán.

Rta: a) 187,32 g; b) 617,09 mL.

6) Se mezclan 15 mL de solución de sulfuro de sodio 1x10-10

M con 25 mL de solución de

cloruro de hierro (II) 3x10-3

M. a) Escriba las ecuaciones correspondientes al fenómeno de

precipitación e indique si se forma precipitado,( Kps = 1x10-19

). b) Responda justificando

qué pasará con i) cantidad de precipitado y con ii) Kps, si se agrega nitrato de hierro (II) a la

solución final. Considere volúmenes aditivos.

Rta: a) precipita.

47

7) Se desean obtener 50 g de yodo a partir de 200 mL de una solución de peróxido de

hidrógeno con cantidad suficiente de yoduro de potasio y exceso de ácido sulfúrico,

considerando que el proceso tiene un rendimiento del 95%.

a) ¿Cuál es la concentración en volúmenes de la solución de peróxido de hidrógeno?

b) Calcule los gramos de yoduro de potasio utilizados.

Rta: a) 11,6 volúmenes, b) 68,8 g.

8) Prediga si el tiosulfato es estable en solución ácida. Justifique.

HSO4- H2SO3 S2O3

2- S H2S

Bibliografía recomendada: R.Chang: Química (2007),Ed.Mc Graw Hill.Capítulos 8, 9 y 21

+0,40 V +0,60 V



a. Propiedades químicas de los elementos del grupo 17.


c. Reglas de Fajans.


1) Describa y fundamente la tendencia de las propiedades periódicas del grupo 17 (radio

atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad).

2) a) Explique y justifique la secuencia de las energías de enlace de las moléculas tipo F2,

Cl2, Br2 y I2 del grupo 17.

b) Compare los puntos de fusión y ebullición e indique cómo varían los mismos en el grupo.

¿A qué se debe dicha variación? ¿Cuál es el estado de agregación de los halógenos a

temperatura ambiente?

3) Considerando los E° de reducción de los halógenos, responda si ocurren las siguientes

reacciones redox. Justifique se respuesta considerando concentraciones de reactivos y

productos unitarias y presión de 1 atm.

F2 (g) + 2 Cl- (ac) Cl2 (g) + 2 F

- (ac)

Cl2 (g) + 2 Br- (ac) Br2 (g) + 2 Cl

- (ac)

Br2 (g) + 2 F- (ac) F2 (g) + 2 Br

- (ac)

I2 (g) + 2 Cl- (ac) Cl2 (g) + 2 I

- (ac)

F2 (g) + 2 Br- (ac) Br2 (g) + 2 F

- (ac)

4) Considerando la electronegatividad de los distintos halógenos,

a) Indique cómo varía el carácter iónico de las uniones H-X en los haluros de hidrógeno.

b) Relacione las energías de enlace de los H-X, con la fuerza de los hidrácidos.

Datos: Energía de enlace (kJ/ mol): 565, 431, 364, 297, respectivamente para fluor, cloro,

bromo e yodo.

5) a) Escriba la estructura de Lewis de los oxoácidos de los halógenos.

b) Relacione las propiedades ácido-base de los mismos con las reglas de Pauling.

6) a) Escriba la estructura de Lewis del hidruro de flúor y compárelos con los hidruros de

carbono, nitrógeno y oxígeno.

b) Escriba la reacción de los hidruros mencionados en (a) con el agua y discuta el

comportamiento ácido-base de los mismos.

49

7) Según las Reglas de Fajans, a) ¿Cuál de los compuestos tendrá mayor carácter covalente,

el fluoruro de potasio o el ioduro de potasio? b) ¿Cuál de los compuestos tendrá mayor

punto de fusión, el cloruro de sodio o el cloruro de magnesio? Justifique su respuesta.


1) a) Ejemplifique mediante ecuaciones igualadas por el método que corresponda la

obtención de cloro, utilizando como modelo el Experimento 1 del Trabajo Práctico de

“Química de los elementos del Grupo 17” (Guía TP)

b) Se hacen reaccionar 360g de una muestra de cloruro de sodio de 95% de pureza con

cantidad suficiente de permanganato de potasio y con 320 mL de ácido sulfúrico

concentrado (96 % P/P y δ = 1,84 g/mL) obteniéndose 48,72 L de cloro medidos a 0°C y

780mmHg. Calcule el rendimiento del proceso.

Rta: 76,6%

2) a) Utilizando como modelo el Experimento 2 del Trabajo Práctico de “Química de los

elementos del Grupo 17” (Guía TP): “Propiedades del yodo”, plantee e iguale las

ecuaciones correspondientes.

b) Explique por qué la solubilidad del yodo es mayor en solventes orgánicos que en agua.

3) Los halógenos (cloro, bromo e yodo) excepto el flúor , que reacciona de manera diferente

al resto de los miembros del grupo, dismutan en a) agua y b) medio básico en frío y en

caliente. Plantee e iguale las ecuaciones correspondientes e indique el número de oxidación

de los halógenos en los compuestos formados.

4) En el Experimento 3 del Trabajo Práctico de “Química de los elementos del Grupo 17”

(Guía TP) se observa las reacciones del ion plata con los distintos haluros. Plantee las

ecuaciones correspondientes e indique cómo varía el carácter covalente, la solubilidad de

los compuestos formados utilizando las Reglas de Fajans.

5) a) Escriba las ecuaciones igualadas de la reacciones de los halógenos con el sodio. Utilice

la Tabla de Potenciales.

b) De los productos obtenidos, ¿cuál tendrá mayor punto de fusión? ¿Por qué?

c) Si se obtienen 30 g del producto de la reacción entre el cloro y el sodio, y se disuelve en

790 mL de agua destilada, ¿cuál será la molalidad de la solución preparada?

d) Calcule la temperatura de fusión y la presión osmótica de dicha solución a 25°C.

La solución obtenida en (c), ¿es isoosmolar con respecto a la solución fisiológica?

e) Si a la misma solución se le agrega un litro de una solución de nitrato de plata 0,01M,

¿se formará precipitado?

Datos: δsolución= 1,04 g/mL; Kf agua: 1,86 kg/mol ; Kps = 1.6 x10-10

Rta: c) 0,65 m; d) -2,42°C y 31,81 atm.

6) Utilizando los reactivos del Experimento 4, (tubo A) del Trabajo Práctico de “Química

de los elementos del Grupo 17” (Guía TP) y la Tabla de Potenciales resuelva el siguiente

ejercicio:

Se tratan 100 g del haluro de potasio con solución del ácido concentrado (δ = 1,84 g/mL y

96% P/P). a) ¿Cuántos mL del ácido concentrado deberá usar para que reaccione

estequiométricamente con los 100 g del haluro de potasio. b) ¿Cuántos gramos de halógeno

se formarán? c) ¿Cuántos litros del gas, producto de reducción del ácido concentrado se

liberarán en CNPT?

Rta: a) 46,6 mL; b) 67,2 g; c) 9,41 L

7) Prediga si el hipobromito dismutará en medio básico. Justifique con los

correspondientes potenciales.

+ 0,61 V

+ 0,92 V + 0,54 V + 0,45 V + 1, 07 V

BrO4- BrO3

- BrO

- Br2 Br

-

+ 0,76


1) Prediga si el hipoclorito es estable en solución básica.

+ 0,36 V + 0,33 V + 0,66 V + 0,40 V + 1, 35 V

ClO4- ClO3

- ClO2

- ClO

- Cl2 Cl

-

2) Prediga si el ácido hipoiodoso y el iodo son estables en solución ácida. Justifique.

+ 1,20 V

+ 1,60 V + 1,49 V + 1,60 V + 1,07 V

IO4- IO3

- HIO I2 I

-

3) Se hacen reaccionar 150 g de una muestra de dióxido de manganeso de 90% de pureza

con 500 mL de una solución 2 molal de ácido clorhídrico ( δ=1,2 g/mL). Considerando que

el rendimiento es del 90%, calcule: a) ¿ Cuántos litros y cuántos moles de cloro a 700 Torr

y 15°C se obtendrán? b) ¿ Cuántos gramos de cloruro de manganeso se formarán?

Rta: a) 6,45 L y 0,25 moles; b) 31,71g.

4) Justifique con ecuaciones igualadas por el método que corresponda las siguientes

afirmaciones: a) La solución de hipoclorito de sodio es básica. b) El flúor oxida al agua.

c) El óxido de cloro (V) es un óxido ácido. d) El yodo se disuelve en solución de ioduro de

potasio. e) El bromo dismuta en solución de hidróxido de sodio.

51

5) Dadas las siguientes semipilas: a) NaClO3 ( 0,1M ), NaCl ( 0,01 M); pH 8,60.

b) Ni, NiCl2 (1M)

¿Cuál será el cátodo y cuál el ánodo? Escriba el diagrama de la pila y calcule la diferencia

de potencial entre ambos electrodos.

Datos: E° ClO3- / Cl

- = 0,62 V; E° Ni

2+ / Ni° = - 0,25 V

Rta: 1,2 V.

6) Prediga si el ácido brómico es estable en solución ácida.

1,18 V

+ 1,74 V + 1,49 V + 1,60 V + 1,07 V

BrO4- BrO3

- HBrO Br2 B r

-

Bibliografía recomendada: R.Chang: Química (2007),Ed.McGraw Hill.Capítulos 8 , 9 y 21

QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS DEL BLOQUE d.


a. Características generales de los metales de transición. Compuestos más importantes y sus

reacciones.

b. Compuestos de coordinación. Nomenclatura.

c. Teoría del campo cristalino. Teoría del campo ligando.


1) a) ¿Qué diferencia hay entre las configuraciones electrónicas de un metal de transición y la de

uno representativo?

b) Enumere, teniendo en cuenta esa configuración las características generales de los

elementos de transición.

2) a) Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes iones: a) Co2+

; b) Ni2+

; c) Fe3+

;

d) Mn2+

; e) Cr3+

; f) Zn2+

b) ¿Por qué los elementos de transición forman compuestos de coordinación con otros iones

o con moléculas neutras?

3) a) Defina los siguientes términos: compuestos de coordinación, ligando, ion complejo.

b) ¿Qué especies químicas pueden actuar como ligandos?

c) ¿Qué distribución pueden adoptar los ligandos alrededor de un ion? Realice un esquema

para cada caso.

4) a) De acuerdo a la Teoría del Campo Cristalino, ¿qué tipo de enlace químico existe entre

los ligandos y el ion central? ¿Cómo afecta a la energía de los orbitales d del ion?

b) Señale en un diagrama de energía de separación del campo cristalino y discuta que

explica el desdoblamiento en comparación con la teoría de enlaces de valencia.

c) ¿Por qué los orbitales t2g tienen menor energía que los eg? ¿Cómo es la energía de cada

uno en relación a la de los orbitales d de un ion libre?

d) Defina Energía del campo cristalino () y Energía de apareamiento de los electrones (P).

e) La energía del campo cristalino , ¿debe ser mayor o menor que la energía de

apareamiento P para que los electrones se apareen en el nivel más bajo?

5) Ordene de menor a mayor los ligandos que conoce en función de la fuerza de campo que

induce (Serie espectroquímica). ¿Por qué es más correcto hablar de la teoría del campo

ligando que de la del campo cristalino para explicar la unión ligando-ion central?

6) Defina ligando de campo fuerte y de campo débil. ¿Cuáles son las características

moleculares de los ligandos que definen su fuerza de interacción?

7) a) Defina complejos de alto y de bajo spin. ¿Por qué un complejo de campo fuerte es de

bajo spin y uno de campo débil es de alto spin?

53

b) ¿Qué relación existe entre la fuerza del campo y el carácter magnético de un complejo?

c) ¿Cómo calcula la energía de estabilización del campo cristalino (EECC)?

8) a) ¿Qué puede inferir a partir de la longitud de onda de la luz absorbida por un complejo

en relación a: la energía de separación del campo cristalino; la fuerza del ligando; el

carácter magnético.

b) ¿En qué caso habrá mayor separación de niveles d: cuando el compuesto absorbe a

mayores o a menores longitudes de onda?

c) ¿En qué zona del espectro visible absorben los complejos de campo ligando fuerte y los

de campo ligando débil?

9) Escriba la constante de estabilidad de un complejo? ¿Cómo varía el valor de Gº para un

complejo a medida que aumenta la fuerza del ligando? ¿Cómo se relaciona su valor con la

estabilidad del mismo? ¿Qué es la constante de inestabilidad?


1) Indique con ecuaciones químicas igualadas cómo reaccionan los siguientes cationes de los

metales de transición (Cu2+

, Ni2+

, Fe3+

) al reaccionar con:

a) H2O; b) NaOH; c) NH3 d) NH3 en exceso

Nombre los complejos que se forman, consulte cuál de estos iones forman complejos con

amoniaco en la tabla del ejercicio 6.

2) Nombre los siguientes complejos y escriba su estructura espacial.

a) Cu(H2O)42+

; b) PtCl4(NH3)2 2-

; c) Ni(CN)42-

d) Co (NH3)6 Cl3 e) K4Fe(CN)6 f) Cu(NH3)4PtCl6

g) Na3[Fe(CN)6] h)[Ag(NH3)2]NO3 i) [Pt(NH3)4Cl2]Br2

j) K4[Co(SCN)6]

3) Analice el siguiente ejemplo: Se tiene un compuesto de fórmula CoBr(SO4)(NH3). El

mismo se disuelve en agua dando una solución roja. Al agregar AgNO3 precipita AgBr,

pero no se obtiene precipitado si se agrega BaCl2. Otro compuesto de exactamente la misma

fórmula se disuelve en agua dando color violeta. En este caso el agregado de BaCl2 da

precipitado, pero no el agregado de AgNO3. ¿Cuáles de los iones son ligandos en cada

caso? ¿Qué propiedad diferente tiene cada compuesto en relación al ligando?

4) El [Fe(H2O)6]3+

es un complejo paramagnético y el [Fe(CN)6]3-

es levemente

paramagnético.

a) ¿Cuál de los dos ligandos induce campos más fuertes?

b) ¿Cuál de los dos complejos requerirá mayor energía para la promoción de un electrón del

nivel t2g al eg ?

c) ¿En qué zona del espectro absorberá cada uno?

d) Calcule la energía de estabilización del campo cristalino (EECC).

5) El [Co(NH3)6]3+

es un complejo diamagnético, mientras que el [Co(NH3)6]2+

es

paramagnético. Esquematice la distribución electrónica en ambos complejos.

a) ¿ La separación de niveles en el Co(III) será mayor o menor que en el Co(II) ?¿Por qué?

b) ¿Cuál complejo será más estable?

6) Complete la siguiente tabla (consulte en el apéndice las constantes de estabilidad).

Ion complejo Nombre Kest Kinest

[Co(NH3)6] 3+

[Cu(NH3)4]2+

[Fe(CN)6]4-

[Fe(CN)6]3-

[Ag(NH3)2]+

[Ni(CN)4]2-

[Ni(NH3)6] 2+

b) Plantee la ecuación igualada para la formación del complejo [Ni(CN)4]2-

, y la expresión

de la constante correspondiente.

c) Plantee la ecuación igualada para la disociación del complejo [Co(NH3)6]3+

, y la

expresión de la constante correspondiente.

7) Se mezclan volúmenes iguales de AgNO3 0,2 M y NH3 2 M. Responda:

a) ¿Cuál es la concentración en equilibrio del complejo iónico [Ag (NH3)2]+ resultante?

b) ¿Cuál es la concentración de amoníaco no complejado?

c) ¿Aproximadamente qué porcentaje de Ag+ permanecerá libre (como Ag

+ (ac)) respecto

de la que está en el complejo iónico?

d) Si a un litro de esta solución se le agrega 0,01 mol de NaCl. ¿Se formará precipitado de

AgCl?

Rta: a) 0,1 M; b) 0,8 M; c) 9,76 x 10-6

%; d) no.

8) En el Experimento 3 del Trabajo Práctico de bloque d (Guía TP), se realiza una reacción de

desplazamiento de ligandos. La ecuación correspondiente es:

[Fe(SCN)6]3-

+ 6 F- [FeF6]

3- + 6 SCN

-

a) Justifique el desplazamiento del SCN- por el F

- .

b) Escriba las ecuaciones igualadas para la formación de cada ion complejo y la expresión de la

constante de estabilidad de los mismos.

Datos: Kestabilidad [Fe(SCN)6]3-

= 1 x 104

; Kestabilidad [FeF6]

3- = 2 x 10

15


1) Escriba la fórmula y describa la geometría de los siguientes complejos:

a) Tetrahidroxoaluminato de sodio

b) Cloruro de hexaminocobalto (III)

c) Cloruro de hexacuohierro (III)

d) Hexafluoroferrato (II) de hierro (III)

55

2) Complete los orbitales con el número de electrones indicado en cada ión: Sc, Ti, V, Cr,

Mn, Fe, Co, Ni, Zn, en su estado de oxidación +2 según las distintas posibilidades, de

acuerdo al valor de ( < P y > P).

b) Calcule las energías de estabilización del campo cristalino para cada uno de los iones

metálicos en complejos octaédricos.

3) El complejo [Co(CN)6]3-

es amarillo.

a) ¿A qué longitud de onda absorbe al incidir la luz blanca?

b) ¿Qué desdoblamiento del campo cristalino produce?

c) ¿Cuántos electrones desapareados hay en el complejo?

d) ¿Qué cambios en la absorción de la luz ocurrirán si los ligandos cianuro se sustituyen por

moléculas de amoníaco como ligandos?

4) Los complejos [Co(en)3]3+

y [Mn(CN)6]3-

tienen configuraciones electrónicas de bajo spin.

¿Cuántos electrones desapareados hay en cada complejo?

5) Estimar el desdoblamiento del campo cristalino para : a) [CrCl6]3-

(max= 740 nm); b)

[Cr(NH3)6]3+

(max= 460 nm) y c) [Cr(H2O)6]3+

(max= 575 nm), donde max es la

longitud de onda para la cual se absorbe mas fuertemente la luz. Ordenar los ligandos en

orden creciente de fuerza de ligando.

6) Explique mediante equilibrios por qué se puede disolver un precipitado de AgCl con

amoníaco. Justifique su respuesta en base a los valores de Kps y de PI.

7) Se añaden 600 mL de fluoruro de sodio 0,8 M a 400 mL de una solución que contiene

Al3+

en una concentración 0,1 M. Calcule las concentraciones finales de a) F-; b) Al

3+; c)

[AlF6]3-

. Ki = 2,0 x 10 -24

.

Rta: a) 0,24 M; b) 4,2 x 10-22

M; c) 0,04 M.

8) Se disuelve una muestra de 0,1 mol de AgNO3 en un litro de NH3 1 M.

a) Calcule la concentración de Ag+ libre en equilibrio.

b) Si a esta solución se agrega 0,01 mol de NaCl. Justifique si se formará precipitado de

AgCl

Rta: a) 9,8.10-9

; b) no.

9) ¿Cómo varia el Eo de reducción del Cr2O7

2- a medida que aumenta la acidez del medio?

Plantee la ecuación de Nernst para la semipila. Justifique su respuesta.

Cr2O72-

+ 14 H+ + 6 e

- 2 Cr

3+ + 7 H2O E= +1,33 V.


TABLAS

57

CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD A 298K

Catión / anión Fórmula Kps

Aluminio hidróxido Al(OH)3 1,0 x 10-33

Antimonio sulfuro Sb2S3 1,7 x 10-93

Bario carbonato

Fluoruro

Sulfato

BaCO3

BaF2

BaSO4

8,1 x 10-9

1,7 x 10-6

1,4 x 10-10

Bismuto sulfuro Bi2S3 1,0 x 10-97

Calcio carbonato

Fluoruro

Hidróxido

Sulfato

CaCO3

CaF2

Ca(OH)2

CaSO4

8,7 x 10-9

4,0 x 10-11

5,5 x 10-6

2,4 x 10-5

Cinc hidróxido

Sulfuro

Zn(OH)2

ZnS

2,0 x 10-17

1,6 x 10-24

Cobre(I) bromuro

Cloruro

Sulfuro

Ioduro

CuBr

CuCl

Cu2S

CuI

4,2 x 10-8

1,0 x 10-6

2,0 x 10-47

5,1 x 10-12

Cobre(II) oxalato

Sulfuro

Iodato

Cu(C2O4)

CuS

Cu(IO3)2

2,9 x 10-8

1,3 x 10-36

1,4 x 10-7

Estroncio fluoruro SrF2 7,9 x 10-10

Hierro(II) hidróxido

Sulfuro

Fe(OH)2

FeS

1,6 x 10-14

6,3 x 10-18

Hierro(III) hidróxido Fe(OH)3 2,0 x 10-39

Magnesio carbonato

Fluoruro

Fosfato amonico

Hidróxido

MgCO3

MgF2

MgNH4PO4

Mg(OH)2

1,0 x 10-5

6,4 x 10-9

2,5 x 10-13

1,1 x 10-11

Manganeso sulfuro MnS 7,0 x 10-16

Mercurio(I) cloruro

Ioduro

Hg2Cl2

Hg2I2

1,3 x 10-18

1,2 x 10-28

Mercurio(II) sulfuro (negro)

Sulfuro (rojo)

HgS

HgS

1,6 x 10-51

1,4 x 10-53

Níquel(II) hidróxido Ni(OH)2 6,5 x 10-18

Plata bromuro

Carbonato

Cloruro

Cromato

Hidróxido

Sulfuro

Ioduro

AgBr

Ag2CO3

AgCl

Ag2CrO4

AgOH

Ag2S

AgI

7,7 x 10-13

6,2 x 10-12

1,6 x 10-10

2 x 10-12

1,5 x 10-8

6,3 x 10-51

1,5 x 10-16

Plomo ioduro

Sulfato

Cloruro

PbI2

PbSO4

PbCl2

8,0 x 10-9

1,3 x 10-8

1,6 x 10-5

CONSTANTE DE IONIZACIÓN DE ÁCIDOS A 298 K.

Acido Fórmula Ka1 Ka2 Ka3

Tricloroacético

Benceno sulfónico

Yódico

Sulfúrico

Sulfuroso

Cloroso

Fosfórico

Cloroacético

Láctico

Nitroso

Fluorhídrico

Fórmico

Benzoico

Acético

Carbónico

Hipocloroso

Hipobromoso

Bórico

Cianhídrico

Fenol

Hipoyodoso

CCl3COOH

C6H5SO3H

HIO3

H2SO4

H2SO3

HClO2

H3PO4

CH2ClCOOH

CH3CH(OH)COOH

HNO2

HF

HCOOH

C6H5COOH

CH3COOH

H2CO3

HClO

HBrO

H3BO3

HCN

C6H5OH

HIO

3,0 x 10-1

2,0 x 10-1

1,7 x 10-1

ácido fuerte

1,5 x 10-2

1,0 x 10-2

7,6 x 10-3

1,4 x 10-3

8,4 x 10-4

4,3 x 10-4

3,5 x 10-4

1,8 x 10-4

6,5 x 10-5

1,8 x 10-5

4,3 x 10-7

3,0 x 10-8

2,0 x 10-9

7,2 x 10-10

4,9 x 10-10

1,3 x 10-10

2,3 x 10-11

1,2 x 10-2

6,4 x 10-8

6,2 x 10-8

5,6 x 10-11

4,2 x 10-13

59

CONSTANTE DE IONIZACIÓN DE ÁCIDOS PARA ALGUNOS CATIONES

HIDRATADOS A 298 K.

Catión Ka

Co(H2O)63+

Fe(H2O)63+

Cr(H2O)63+

Al(H2O)63+

Fe(H2O)62+

Cu(H2O)42+

Zn(H2O)42+

Cd(H2O)42+

Co(H2O)62+

Ni(H2O)62+

Mn(H2O)62+

2,0 x 10-2

2,0 x 10-3

1,0 x 10-4

1,0 x 10-5

2,0 x 10-7

3,0 x 10-8

1,0 x 10-9

1,0 x 10-9

1,0 x 10-10

1,0 x 10-10

3,0 x 10-11

CONSTANTE DE IONIZACIÓN DE BASES A 298 K.

Base Fórmula Kb

Urea

Anilina

Piridina

Hidroxilamina

Nicotina

Morfina

Hidracina

Amoniaco

Trimetilamina

Metilamina

Dimetilamina

Etilamina

Trietilamina

CO(NH2)2

C6H5NH2

C6H5CH3

NH2OH

C10H14N2

C17H19O3N

NH2NH2

NH3

(CH3)3N

CH3NH2

(CH3)2NH

C2H5NH2

(C2H5)3NH2

1,3 x 10-14

4,3 x 10-10

1,8 x 10-9

1,1 x 10-8

1,1 x 10-8

1,6 x 10-6

1,7 x 10-6

1,8 x 10-5

6,5 x 10-5

3,6 x 10-4

5,4 x 10-4

6,5 x 10-4

1,0 x 10-3

POTENCIALES DE REDUCCIÓN ESTÁNDAR ORDENADOS SEGÚN SU FEM

FRENTE AL ELECTRODO NORMAL DE H2 A 298 K Especies Semireacciones de reducción Eº (V)

Fuertemente oxidante

F2 /F- F2 (g) + 2 e

- 2 F

-(ac) + 2,87

Au +/Au Au

+( ac) + e

- Au (s) +1,69

Ce 4+

/Ce 3+

Ce 4+

( ac) + e- Ce

3+ (ac) +1,61

MnO4-, H

+/ Mn

2+ MnO4

-(ac) + 8 H

+(ac) + 5 e

- Mn

2+(ac) + 4 H2O (l) +1,51

Cl2 /Cl- Cl2 (g) + 2 e

- 2 Cl

-(ac) +1,36

Cr2O7 2, H

+ /Cr

3+ Cr2O7

2-(ac) + 14 H

+(ac) + 6 e

- 2 Cr

3+(ac) + 7 H2O (l) +1,33

O2, H+/ H2O O2 (g) + 4 H

+ (l) + 4 e

- 2 H2O (l) +1,23

+0.81 a pH = 7

Br2 /Br- Br2 (l) + 2 e

- 2 Br

-(ac) +1,09

NO3-, H

+/NO NO3

- (ac) + 2 H

+ (l) + 3 e

- NO (g) +2 H2O (l) +0,96

Ag +/Ag Ag

+( ac) + e

- Ag (s) +0,80

Fe 3+

/ Fe 2+

Fe 3+

( ac) + e- Fe

2+ (ac) +0,77

I2 /I- I2 (s) + 2 e

- 2 I

-(ac) +0,54

O2/OH- O2 (g) + 2 H2O (l) + 4 e

- 4 OH

-(ac) +0,40

+0,81 a pH = 7

Cu 2+

/Cu Cu 2+

( ac) + 2 e- Cu(s) +0,34

AgCl /Cl-,Ag AgCl (s) + e

- Cl

-( ac) + Ag (s) +0.22

H +/H2 2 H

+( ac) + 2 e

- H2 (g) 0, por definición

Fe 3+

/Fe Fe 3+

( ac) + 3 e- Fe(s) -0,04

O2/OH-, HO2

- O2 (g) + 2 H2O (l) + 2 e

- OH

-(ac) + HO2

- (ac) -0,08

Pb 2+

/Pb Pb 2+

( ac) + 2 e- Pb(s) -0,13

Sn 2+

/Sn Sn 2+

( ac) + 2 e- Sn(s) -0,14

Fe 2+

/Fe Fe 2+

( ac) + 2 e- Fe(s) -0,44

Zn 2+

/Zn Zn 2+

( ac) + 2 e- Zn(s) -0,76

H2O/OH-, H2 2 H2O (l) + 2 e

- 2OH

-(ac) + H2 (g) -0,83

-0,42 a pH = 7

Al 3+

/Al Al 3+

( ac) + 3 e- Al(s) -1,66

Mg 2+

/Mg Mg 2+

( ac) + 2 e- Mg(s) -2,36

Na +/Na Na

+( ac) + e

- Na(s) -2,71

K +/K K

+( ac) + e

- K(s) -2,93

Li +/Li Li

+( ac) + e

- Li (s) -3,05

Fuertemente reductor

61

CONSTANTES DE ESTABILIDAD DE IONES COMPLEJOS ACUOSOS

Ion KEstab log KEst Ion KEstab log KEst

Ag(CN)2- 2,47 x 10

20 20,4 Fe(CN)6

3- 4,08 x 10

52 52,6

Ag(NH3)2+ 1,60 x 10

7 7,20 Fe(CN)6

4- 4,21 x 10

45 45,6

AgCl2- 1,38 x 10

5 5,14 Fe(SCN)6

3- 1,00 x 10

4 4,00

AgBr2- 1,30 x 10

7 7,11 HgCl4

2- 1,31 x 10

15 15,1

Al(OH)4- 3,30 x 10

33 33,5 Hg(CN)4

2- 1,81 x 10

41 41,2

Ca(EDTA)2- 1,0 x 10

11 11,0 Hg(SCN)4

2- 4,97 x 10

21 21,7

Cd(CN)42-

1,94 x 1018

18,3 HgI42-

5,64 x 1029

29,7

Cd(Cl)42-

1,0 x 104 4,00 Mg(EDTA)

2- 1,3 x 10

9 9,11

Cd(NH3)42+

2,78 x 107 7,44 Ni(CN)4

2- 1,0 x 10

31 31,0

Co(NH3)62+

7,7 x 104 4,89 Ni(NH3)6

2+ 8,96 x 10

8 8,95

Co(NH3)63+

1,34 x 1023

23,1 Pb(OH)3- 8,26 x 10

13 13,9

Cu(CN)32-

4,20 x 1028

28,6 Zn(CN)42-

5,70 x 1016

16,7

Cu(CN)43-

1,05 x 1033

33,0 Zn(NH3)42+

3,60 x 108 8,56

Cu(NH3)42+

2,30 x 1012

12,4 Zn(OH)42-

3,97 x 1015

15,6

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