MOL, GASES Y DISOLUCIONES · 2018-11-18 · Departamento de Fisica y Química 1º Bachillerato:...

Departamento de F is i ca y Qu ímica 1º Bach i l lerato: Ejercic ios

MOL, GASES Y DISOLUCIONES

1. Calcular la composición centesimal del etano. Masas atómicas: C=12; H=1.

Sol.: 80 % carbono y 20 % de Hidrógeno.

2. Un hidrocarburo gaseoso contiene un 80% de carbono. Sabemos que 1,342 g de dicho hidrocarburo

ocupan un volumen de 1 litro, medido en c. n. Calcular su fórmula empírica y molecular. Masas

atómicas: C=12; H=1.

Sol.: CH3; C2H6.

3. Un hidrocarburo gaseoso contiene 85,7% de carbono y su densidad es 1,875 g/l, en c.n. Hallar su

fórmula empírica y molecular. Masas atómicas: C=12; H=1.

Sol.: CH2; C3H6.

4. Una sustancia gaseosa tiene una densidad de 1,11 g/l, medida a 740 mmHg y 27oC. Calcular su masa

molecular.

Sol.: 28,06 g/mol.

5. El análisis de un compuesto orgánico dio un 40 % de Carbono, 6,67% de Hidrógeno y el resto oxígeno.

Además, se obtuvo una masa molar de 180 g.mol-1

para el compuesto. Averiguar su fórmula empírica y

su fórmula molecular. Masas atómicas: C=12; O=16; H=1.

Sol.: CH2O y C6H12O6.

6. En 1,840 g de un compuesto hay 0,960 g de carbono, 0,240 g de hidrógeno y el resto oxígeno. Si su

masa molar es 46 g.mol-1

, determinar su fórmula empírica y la fórmula molecular. Masas atómicas:

C=12; O=16; H=1.

Sol.: C2H6O para ambas.

7. Un hidrocarburo contiene un 80% de C. Calcular su fórmula empírica y molecular, sabiendo que 8 g de

esa sustancia contienen 1,606. 1023

moléculas. Masas atómicas: C=12; H=1.

Sol: CH3 ; C2H6.

8. En un matraz, disponemos de 100 g de gas oxígeno que se encuentran a 1 at de presión y 273 K de

temperatura. Calcular: a) el número de moles de gas oxígeno contenidos en el matraz; b) el número de

moléculas de oxígeno; c) el número de átomos de oxígeno; d) el volumen ocupado por el oxígeno. Masa

atómica del oxígeno = 16.

Sol.: a) 3,125 moles; b) 1,882.1024

moléculas; c) 3,764.1024

átomos; d) 70 litros.

9. Tenemos 1,000.1020

moléculas de gas nitrógeno. Calcular: a) la masa del gas; b) el volumen que

ocuparán, medido en c. n.; c) el volumen de gas, medido a 740 mmHg de presión y 27 oC. Masa atómica

del nitrógeno = 14.

Sol.: a) 4,65.10-3

g; b) 3,7.10-3

litros; c) 4,2.10-3

litros.

10. ¿Cuántos gramos pesa una molécula de gas hidrógeno? Masa atómica del H = 1,008

Sol.: 3,347.10-24

g.

11. ¿Cuántas moléculas habrá en: a) 10 litros de gas nitrógeno, medidos en c. n.; b) 10 litros de ese gas,

medidos a 1140 mmHg y 27 oC?

Sol.: a) 2,689.1023

; b) 3,673.1023

.

12. Un recipiente cerrado contiene 2 moles de gas CO2 y 3 moles de gas N2, en c. n. Calcular el volumen del

recipiente y la densidad de la mezcla. Masas atómicas: C=12; O=16; N=14.

Sol.: 111,93 L; 1,54 g/L.


13. Un recipiente de 10 L contiene gas oxígeno a 935 mmHg de presión y 27º C. Calcular los gramos de CO2

que se deben introducir en el recipiente para que, sin variar la temperatura, la presión llegue a 2 atm.

Masas atómicas: C=12; O=16.

Sol.: 13,77 g.

14. En un recipiente de 20 L y en c. n., se encuentra una mezcla de 6,6 g de gas nitrógeno y cierta cantidad

de otro gas, siendo la densidad de la mezcla 1,04 g/L. Calcular la cantidad de ese gas y su masa molar.

Masas atómicas: N=14.

Sol.: 14,2 g y 21,6 g.mol-1

.

15. Una disolución de sal en agua tiene una concentración del 20 %. Calcular la cantidad de sal contenida

en 800 g de disolución.

Sol.: 1160 g.

16. Queremos calcular la concentración centesimal de una disolución de sal en agua, para ello tomamos

200 g de disolución y evaporamos hasta sequedad, quedando un residuo sólido de 15,40 g. Calcular la

concentración de la disolución.

Sol.: 7,7 %.

17. Preparamos una disolución con 4 g de hidróxido de sodio y agua hasta obtener un volumen de 250 ml

de disolución. Calcular la molaridad. Masas atómicas: Na=23; O=16 ; H=1.

Sol.: 0,4 moles/litro.

18. Calcular la cantidad de cromato de potasio necesaria para preparar 250 ml de disolución acuosa 0,1 M.

Masas atómicas: K=39,1; Cr=52; O=16.

Sol.: 4,86 g de K2CrO4.

19. En el laboratorio, disponemos de disolución de ácido sulfúrico del 96 % y densidad 1,92 g/cm3. Calcular:

a) la molaridad de esa disolución; b) el volumen que debemos tomar de la disolución original para

preparar 250 ml de disolución 6 molar de dicho ácido. Masas atómicas: S=32; O=16; H=1.

Sol.: a) 18,8 moles/l; b) 79,8 cm3.

20. Una disolución de ácido acético al 10 % tiene una densidad de 1,055 g/cm3. Calcular: a) molaridad; b) la

concentración, expresada en % en masa, de la disolución que resulta de añadir 1 litro de agua a 500

cm3 de la disolución original. Masas atómicas: C=12; O=16; H=1. Suponiendo volúmenes aditivos.

Sol.: a) 1,76 mol/l; b) 1,85 mol/Kg; c) 3,52 %.

21. Mezclamos 50 cm3 de disolución 0,2 M de ácido nítrico con otros 50 cm

3 de disolución 0,4 M del mismo

ácido. Calcular la molaridad de la disolución resultante. Suponiendo volúmenes aditivos.

Sol.: 0,3 mol/l.

22. Disolvemos 80 g de KOH en 300 g de agua, obteniendo una disolución de densidad 1,06 g/cm3. Calcular

su porcentaje, molaridad, molalidad y fracción molar de KOH. Masas atómicas: K=39,1; O=16; H=1.

Sol.: 3,98 mol.L-1

; 4,75 mol.Kg-1

; 0,078.

23. Mezclamos 1 L de disolución acuosa de ácido nítrico del 62,70% y densidad 1380 Kg/m3 con1 L de otra

disolución del mismo ácido del 22,38 % y densidad 1130 Kg.m-3

, obteniendo una disolución de densidad

1276 Kg.m-3

. Calcular el volumen final de la disolución y la composición centesimal de la disolución

resultante. Masas atómicas: N=14; O=16; H=1.

Sol.: 1,97 L; 44,55 %.


ESTEQUIOMETRÍA

1. Cuando el cinc reacciona con el ácido clorhídrico se obtiene cloruro de cinc y gas hidrógeno. Calcular: a)

los moles de ácido clorhídrico puro necesarios para que reaccionen totalmente 3,27 g de cinc puro; b)

el volumen de gas hidrógeno, medido en c.n., que se obtendrá con las cantidades indicadas. Masa

atómica del cinc = 65,4.

Sol.: a) 0,1 moles de HCl; b) 1,12 L de gas H2.

2. Por descomposición térmica del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y gas oxígeno.

Determinar los gramos de clorato de potasio puro necesarios para producir 2,24 l de gas oxígeno,

medidos en c.n. Masas atómicas: K = 39,1; Cl = 35,5; O = 16.

Sol.: 8,17 g.

3. La combustión de propano produce gas dióxido de carbono y agua. Calcular el volumen mínimo de gas

oxígeno, medido a 790 mmHg y 27º C, para la combustión completa de 880 g de gas propano. Masas

atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.

Sol.: 2,37.103 L.

4. Calcular el volumen de oxígeno, medido en c.n., necesario para la combustión total de 12 Kg de gas

butano. Masas atómicas: C = 12 ; O = 16 ; H = 1.

Sol.: 30,1 m3.

5. En la formación de agua, a partir de hidrógeno y oxígeno. Calcular los gramos de agua formados al

mezclar 60 g de hidrógeno con 180 g de oxígeno. Masas atómicas : O=16 ; H=1

Sol.: 202,5 g.

6. A 27º C y 1 at de presión, se produce la reacción entre el gas dióxido de azufre y el gas oxígeno para dar

gas trióxido de azufre. Determinar , en cada caso, el volumen de SO3 obtenido, medido en las mismas

condiciones de presión y temperatura: a) utilizamos 2 moles de SO2 y 2 moles de O2; b) 3 moles de SO2

y 1,5 moles de O2; c) 5 moles de SO2 y 2 moles de O2, d) 160 ml de SO2 y 70 ml de O2.

Sol.: a) 49,2 L; b) 73,8 L; c) 98,4 L; d) 140 mL.

7. El gas amoniaco se obtiene por la reacción entre el gas nitrógeno y el gas hidrógeno. Calcular, en cada

caso, los gramos de amoniaco formados y los gramos de reactivo sobrante, si utilizamos: a) 6 g de gas

hidrógeno y 14 g de gas nitrógeno; b) 6 g de gas hidrógeno y 28 g de gas nitrógeno; c) 6 g de gas

hidrógeno y 30 g de gas nitrógeno. Supóngase en todos los casos que el rendimiento de la reacción es

total. Masas atómicas: N = 14; H = 1.

Sol.: a) 17 g de NH3 y sobran 3 g de gas hidrógeno; b) 34 g de NH3 y no sobra ningún reactivo; c) 34 g de

NH3 y sobran 2 g de gas nitrógeno.

8. El KOH reacciona con el H2SO4 para dar K2SO4 y H2O. Determinar la masa de agua que se producirá al

tratar 100 ml de una disolución de KOH, al 25 % en masa y densidad 1,10 g/cm3, con exceso de ácido.

Masas atómicas: K = 39,1; S = 32; O = 16; H = 1.

Sol.: 8,82 g de agua.

9. Calcular el volumen de oxígeno, medido en c.n., necesario para la combustión total de 12Kg de gas

butano. Masas atómicas: C = 12 ; O = 16 ; H = 1.

Sol.: 30,1 m3.

10. Sabiendo que el aire contiene un 20 % de oxígeno en volumen. Calcular el volumen de aire necesario

para la combustión referida en el ejercicio anterior.

Sol.: 150,5 m3.


11. Calcular el volumen mínimo de aire, medido a 27ºC y 1,1 at, necesario para la combustión total de 580

g de butano puro, sabiendo que el aire contiene un 21 % de oxígeno en volumen. Masas atómicas C =

12; H = 1.

Sol.: 6,92 m3.

12. Calcular los mL de disolución 3 M de NaOH necesarios para neutralizar (no sobre ni ácido ni base) 100

mL de disolución de ácido clorhídrico del 35 % y densidad 1,18 g/cm3.

Sol.: 377,3 mL.

13. Si empleamos la misma disolución de NaOH del problema anterior para neutralizar 100 ml de ácido

sulfúrico 3 M. ¿Cuál será el volumen necesario?

Sol.: 200 ml.

14. Por tostación (reacción con el oxígeno) del HgS se obtiene gas SO2 y mercurio líquido. Se tuesta 1 Kg de

cinabrio, mineral que contiene un 80 % de HgS. Determinar: a) Los gramos de mercurio que se

obtendrán; b) El volumen de mercurio líquido, si la densidad de éste es 13600 Kg/m3, c) El volumen

mínimo de oxígeno, medido en c.n., que necesitamos; d) el volumen mínimo de aire, medido en las

mismas condiciones, si contiene un 20 % en volumen de oxígeno. Masas atómicas: Hg = 200,6; S = 32.

Sol.: a) 690 g; b) 50,7 cm3; c) 77 L; d) 385,2 L.

15. 600 g de caliza, con una pureza del 60 % en carbonato de calcio, se hacen reaccionar con exceso de

disolución de ácido clorhídrico; produciendo dicloruro de calcio, gas dióxido de carbono y agua. Calcular

: a) los gramos de cloruro de calcio obtenidos ; b ) el volumen de dióxido de carbono, medido en c.n.,

que se producen ; c) si la reacción se llevase a cabo a 740 mmHg y 27ºC, el volumen que ocupará el

dióxido de carbono , d ) si la disolución de ácido clorhídrico es 4 M, el volumen gastado para la

reacción. Masas atómicas: Ca=40 ; C=12 ; O=16 ; Cl = 35,5 ; H = 1.

Sol.: a) 396 g ; b) 80, 64 l ; c) 90,95 l ; d ) 1,8 l.

16. La blenda es un mineral de sulfuro de cinc. Por tostación (reacción con oxígeno ) se produce dióxido de

azufre y óxido de cinc. Calcular la pureza en sulfuro de cinc de una blenda, sabiendo que la tostación de

13 g de mineral producen 2,5 litros de gas dióxido de azufre, medidos a 1 at y 27ºC. Masas atómicas: Zn

= 65,4; S = 32.

Sol.: 75 %.

17. Calcular los volúmenes de nitrógeno y de hidrógeno, medidos en c. n., necesarios para obtener 20,4

litros de amoniaco, en las mismas condiciones, sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 30 %.

Masas atómicas : N = 14 ; H = 1.

Sol.: 34 l de nitrógeno y 102 l de hidrógeno.

18. Hacemos reaccionar 200 cm3 de benceno líquido, cuya densidad es 0,9 g/cm3, con un exceso de

bromo, obteniéndose 217,4 g de bromobenceno y cierta cantidad de ácido bromhídrico. Determinar el

rendimiento en la producción de bromobenceno. Masas atómicas: Br=80; C=12; H = 1.

Sol.: 60 %.

19. Antiguamente se utilizaba como forma de alumbrado la combustión del gas acetileno (etino) producido

"in situ" por reacción del carburo de calcio (CaC2) con agua, produciéndose, además del acetileno,

hidróxido de calcio. Si utilizamos 142,2 g de un carburo de calcio del 90 % de pureza, determinar: a) El

volumen de gas acetileno, medido en c.n., que se obtendrá; b) el volumen de aire, en las mismas

condiciones, que es necesario para la combustión completa del acetileno producido, si el aire contiene

un 20 % de oxígeno en volumen. Masas atómicas: C=12; O=16; H=1.

Sol.: a) 44,8 L; b ) 560 L.


TERMOQUÍMICA

1. La entalpía de combustión del acetileno es -1298,7 KJ/mol. Calcular la energía desprendida en la

combustión de 24,6 L de este gas, medidos a 1,5 at y 27ºC.

Sol.: 1948 KJ.

2. La entalpía de combustión del butano es -2876,8 KJ.mol-1

. Calcular la energía desprendida en la

combustión de 1 Kg de butano.

Sol.: 49600 KJ.

3. Dada la siguiente reacción: C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O; ΔHº = -2220 KJ. Calcular: a) el volumen de

oxígeno, medido en c. n., necesario para la combustión de 440 g de propano; b) el volumen de aire,

medido en las mismas condiciones, necesario para esa combustión, sabiendo que el aire contiene un 20

% de oxígeno en volumen; c) el volumen de dióxido de carbono, medido a 1 at y 25ºC, desprendido; d)

La energía desprendida en esa combustión. Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.

Sol.: a) 1120 l ; b) 5600 l ; c) 733,8 l ; d) - 22200 KJ.

4. Se están fabricando comidas que se calientan sin necesidad de una fuente calorífica externa. La comida

viene en un recipiente de doble pared, en el recipiente externo se encuentra una cinta de magnesio

separada de cierta cantidad de agua. En el momento del calentamiento se ponen en contacto ambos

reactivos para dar la reacción: Mg(s) + 2 H2O(l) → Mg(OH)2(s) + H2(g), con ΔH = -353 KJ. ¿Cuántos gramos

de magnesio serán necesarios para desprender 200 KJ? Masas atómicas: Mg = 24,3.

Sol.: 13,77 g.

5. Calcula la entalpía estándar de la reacción de síntesis del disulfuro de carbono, CS2 (l), a partir de sus

elementos, C (grafito), y azufre, S (s), a partir de estos datos:

�� C (grafito) + O2(g) → CO2 (g); ΔH0 = - 393,5 kJ

�� S (s) + O2 (g) → SO2 (g); ΔH0 = -296,1 kJ

�� CS2 (l) + 3 O2 (g) → CO2 (g) + 2 SO2 (g); ΔH0 = - 1072 kJ

Sol.: 86,3 kJ

6. La entalpía de formación del NH3 es – 46,2 kJ/mol. Determina el calor de reacción cuando se formen 3 l

de dicha sustancia medidos en condiciones normales.

Sol.: 4,62 kJ se desprenderán.

7. Las entalpías de formación del metanol líquido, el dióxido de carbono gaseoso y el agua líquida son,

respectivamente, -239 kJ/mol, -393,5 kJ/mol, -285,6 kJ/mol.

a) Escribe la ecuación de combustión del metanol. b) Calcula la variación de entalpía del proceso de

combustión. c) Determina la cantidad de calor que se obtendrá al quemar 0,500 g de metanol.

Sol.: b) – 725,7 kJ; 11,6 kJ

8. Escribe las ecuaciones químicas correspondientes a los procesos de formación, a partir de sus

elementos, del dióxido de carbono, el agua y el ácido fórmico (ácido metanoico), así como la reacción

de combustión del ácido fórmico. A continuación determina la entalpía de combustión de este ácido.

Datos: ΔH0f CO2 = -393,5 kJ7mol; ΔH

0f H2O (l) = -285,6 kJ/mol; ΔH

0f HCOOH = - 415 kJ/mol

9. Sabiendo que para la reacción: 2 Al2O3 (s) → 4 Al (s) + 3 O2(g), ΔH0 = 3339,6 kJ, calcula: a) El calor de

formación del trióxido de dialuminio. b) Cuánto valdrá el calor desprendido, a 1 atm y 25 ºC, al

formarse 10 g de trióxido de dialuminio.

Sol.: a) -1669,8 Kj/mol b) 163,7 kJ

10. Utilizando los valores de las entalpías de enlace, determina el valor de la entalpía estándar de cada una

de las reacciones siguientes: a) H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) b) C2H2(g) + 2H2(g) → C2H6(g)


Sol: a) -184,7 kJ; b) -318,2 kJ

11. A partir de la siguiente ecuación termoquímica: 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g) ΔH0 = + 181,6 kJ

a) Calcula el calor necesario para descomponer 50 g de HgO. b) Determina el volumen de oxígeno,

medido a 25 ºC y 1 atm, que se produce al suministrar 418 kJ al óxido de mercurio.

Sol: a) se necesitan 21 kJ; b) 56,2 L

12. Calcula la entalpía de formación del cloruro de amonio, NH4Cl, a partir de los siguientes datos: ΔH0

f NH3

(g) = -46,2 kJ/mol; ΔH0

f HCl (g) = -92,3 kJ/mol

Sol.: -314,4 kJ

13. La entalpía estándar de combustión del butano es -2877 kJ mol-1. Escribe la reacción de combustión de

un mol de butano y calcula el calor que puede obtenerse al quemar 4 kg de gas en condiciones

estándar.

Sol.: 1,96 105 kJ

14. Calcula la entalpía estándar de la reacción: C (grafito) + 2 H2 (g) → CH4 (g); a partir de los siguientes

datos: C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g), ΔH0= -393,5 kJ; H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l), ΔH

0= -285,8 kJ; CH4

(g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l), ΔH0= -890,4 kJ

Sol.: -74,7 kJ

15. Calcula la entalpía estándar en cada una de las siguientes reacciones:

CO (g) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g)

C (s) + CO2 (g) → 2 CO (g)

C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l)

C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)

H2O (g) + C (s) → CO (g) + H2 (g)

Representa el diagrama de entalpía correspondiente a cada reacción.

Sol.: a) -283 kJ ; b) + 172,5 kJ; c) -1411 kJ; d) – 1559,7 kJ; e) + 131,3 kJ

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Ejercic ios de Select iv idad

TERMOQUÍMICA

1. Se obtiene cloruro de hidrógeno a partir de la reacción: H2(g) + Cl2(g) ↔ 2HCl(g) ΔH = -184,4 kJ

Calcule:

a) La energía despendida para la producción de 100 kg de cloruro de hidrógeno.

b) La entalpía del enlace H-Cl, si las entalpías de enlace H-H y Cl-Cl son, respectivamente, 435 y 243

kJ/mol.

Masas atómicas: Cl = 35,5; H = 1.

2. Calcule la energía necesaria para preparar 3 kg de óxido de calcio a partir de la descomposición de

carbonato cálcico en dióxido de carbono y óxido de calcio.

Datos: ΔHfo(kJ mol) : CO2(g)= -393,5; CaCO3(s)= -1206,2; CaO(s)= -635,6. Masas Atómicas: Ca = 40; O = 16.

3. Calcule el valor de ∆Ho para la reacción 3CH4 → C3H8 + 2H2 sabiendo que las energías de enlace C–H,

C–C e H–H son 99, 83 y 104 kcal·mol-1

.

4. Mediante la fotosíntesis se transforman dióxido de carbono y agua en hidratos de carbono, como la

glucosa, obteniéndose la energía necesaria de la luz del sol. A partir de los siguientes datos tomados a 25 °C

y 1 atm:

CO2 (g) H2O (g) C6H12O6 (s) O2 (g)

∆ Hfo (kJ/mol) -393,5 -285,5 -1273,5 0

So (J·mol

-1·K

-1) 213,6 69,9 212,1 205

Para la reacción: CO2 (g) + H2O (l) → C6H12O6 (s) + O2 (g), responda a las siguientes cuestiones:

a) Calcule la energía solar mínima para formar 9 gramos de glucosa.

b) ¿Se trata de un proceso espontáneo a 298 K? Razone y justifique su respuesta.

Masas atómicas relativas: H=1; C=12; O=16.

5. Se obtiene cloruro de hidrógeno a partir de la reacción:

H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g) ∆H = -184,4kJ

Calcule:

a) La energía despendida para la producción de 100 kg de cloruro de hidrógeno.

b) La entalpía del enlace H-Cl, si las entalpías de enlace H-H y Cl-Cl son, respectivamente, 435 y 243

kJ/mol.

Masas atómicas: Cl = 35,5; H = 1.

6. Las entalpías de formación estándar del CO2, H2O y C3H8 son respectivamente –393,5; −285,8 y –103,852

KJ.mol-1

.

a) Escriba la reacción de combustión del propano.

b) Calcule la entalpía estándar de combustión del propano.

c) Determine la masa de este gas necesaria para obtener 1000 Kg de óxido de calcio por descomposición

térmica de carbonato cálcico si: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ΔH0 = 178,1 KJ

Datos: Masas atómicas: Ca = 40; C = 12; O = 16.

Suponga que los calores de reacción son los mismos que a 25oC.

13. Para la reacción C (s ) + H2O(g) → CO(g) + H2 (g) :

a) Calcule la entalpía estándar e indique si se trata de un proceso endotérmico.

b) Calcule el cambio de entropía y la energía libre a 298 K. Indique si se trata de un proceso espontáneo a

esa temperatura.



c) La combustión de los productos de reacción conduce a la formación de CO2 y H2O. Escriba estas

reacciones de combustión y calcule la energía desprendida en la combustión de 100 L de estos productos

medidos a 298 K y 1 atm de presión.

Datos: R=0,082 atm·L·mol-1

·K-1

;

ΔH0 (kJ.mol

-1) S

0 (J.K

-1.mol

-1)

C(s) 0 43,5

H2O(g) -241,6 188,7

CO2(g) -393,7 213,6

CO(g) -110,5 197,5

H2O(l) -285,8 69,91

H2(g) 0 130,6

8. Para una reacción química A(g) + B(g) → AB(g)

a) Calcule el intervalo de temperatura en el que la reacción es espontánea si: ΔH= - 70 KJ y ΔS = -140 J.K-1

.

b) Calcule la temperatura a la que se alcanza el equilibrio.

c) ¿Qué significan los signos de ΔH y ΔS?

9. Dadas las entalpías estándar de formación (a 25 oC) del CO2, -393,5 kJ/mol, y del SO2, -296,1 kJ/mol, y la

de la combustión: CS2 (l) + 3O2 (g ) → CO2 (g ) + 2SO2 (g ) ΔH0 = −1072 kJ

Calcule:

a) La entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono a la temperatura dada.

b) El calor que, a 25 ºC y en las condiciones estándar de presión, debemos aportar para la síntesis de 2,5

kg de disulfuro de carbono.

Masas atómicas: C = 12; S = 32,1.

10. Considere la formación de N2O5(g) mediante la reacción:

2NO2(g) + ½O2(g) → N2O5(g) ΔH0 = -55,1 KJ; S

0 = -227JK

-1

Teniendo además en cuenta los datos de la tabla adjunta, calcule:

a) ΔHf0 de N2O5(g)

b) S0 de N2O5(g),

c) ΔG0 de la reacción. ¿Es espontánea la reacción en estas condiciones? Razone la respuesta.

11. A partir de los siguientes datos calcule:

Sustancia C3H8 CO2 H2O

ΔHf0(KJ.mol

-1) - 103,9 - 393,5 - 285,8

a) La entalpía estándar de combustión del propano.

b) Los Kg de propano necesarios para evaporar 2000 L de agua a 100 oC si el calor de vaporización del

agua, a 1 atm y a 100 oC, es de 40,5 KJ.mol

-1. Suponer que la densidad del agua es 1 g.cm

-3.

c) La masa de CO2 emitida a la atmósfera por la combustión de una tonelada de propano.

Masas atómicas: C= 12,0; H=1,0; O= 16,0.

12. El calor de combustión del ácido acético, CH3COOH(l), es – 874 KJ.mol-1

. Sabiendo que las entalpías de

formación estándar del CO2(g), y del H2O(l) son, respectivamente, -393,3 y -285,6 KJ.mol-1

:

a) Calcule la entalpía estándar de formación del ácido acético.

b) Determine qué producirá más calor, ¿la combustión de 1 Kg de carbono o la de 1 Kg de ácido acético?

7. a) Calcule la entalpía estándar de formación del propano a partir de los siguientes datos:

(1) C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH0= -2219,9 KJ

(2) C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ΔH0= -393,5 KJ

(3) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ΔH0= -285,8 KJ

3 C(grafito) + 4 H2(g) → C3H8(g) ΔH0= ?

b) Indique en qué ley se basa para hacer dicho cálculo y defínala.

Sustancia valor

ΔHf0 NO2(g) 33,2 KJ.mol

-1

S0 NO2(g) 239,7 J.mol

-1.K

-1

S0 O2(g) 205,1 J.mol

-1.K

-1



c) Justifique si la reacción de formación de propano será espontánea a cualquier temperatura.

14. Teniendo en cuenta los siguientes datos termodinámicos a 298 K, justifique si las siguientes

afirmaciones son verdaderas o falsas

a) La formación de NO a partir de N2 y O2 en condiciones

estándar es un proceso endotérmico.

b) La oxidación de NO a NO2 en condiciones estándar es un

proceso exotérmico.

c) La oxidación de NO a NO2 en condiciones estándar es un proceso espontáneo.

15. La entalpía estándar del formación del propano es -183,8 KJ.mol-1

, la del CO2(g) -393,5 KJ.mol-1

y la de

H2O(l) – 285,8 KJ.mol-1

. Calcule:

a) La entalpía de combustión del propano.

b) El volumen de aire en condiciones normales que necesitamos para quemar 1 Kg del mismo (el aire

contiene el 21 % de O2).

c) La masa de propano necesaria para calentar 50 mL de agua, de densidad 1g/mL, desde 25 oC hasta 50

oC si la capacidad calorífica del agua es 4,18 KJ.Kg

-1.K

-1.

16. Teniendo en cuenta las siguientes ecuaciones termoquímicas:

(1) CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH1= - 283,0 kJ

(2) CH3OH(g) + 3/2 O2(g) → CO2 (g) + 2H2O(l) ΔH2= - 764,4 kJ

(3) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH3= - 285,8 kJ

a) Calcule la variación de entalpía de la reacción de síntesis de metanol: CO(g) + 2 H2(g) → CH3OH(g)

b) Determine la cantidad de calor puesta en juego en la síntesis de 1 Kg de metanol ¿Es un proceso

endotérmico?

c) ¿Cuál será el signo de ΔS para la reacción de síntesis de metanol? ¿Será espontánea a cualquier

temperatura?

17. El etano se puede obtener por hidrogenación de eteno: CH2=CH2(g) + H2(g) → CH3-CH3(g) ΔH0 = -137

KJ.mol-1

a) Calcule la entalpía del enlace C=C si las energías de enlace C-C, H-H y C-H son respectivamente 346, 391

y 413 KJ.mol-1

.

b) Calcule la masa de etano formada a partir de 20 L de C2H4 y 15 L de H2 medidos en condiciones

estándar. ¿Cuál es el calor desprendido?

Masas atómicas: C= 12,0; H= 1,0. R = 0,082 atm.L.mol-1

.K-1

18. La glucosa es un azúcar de masa molecular 180 que contiene C, H y O.

a) Calcule la fórmula molecular de la glucosa si la combustión completa de 1,8 g de la misma producen

2,64 g de CO2 y 1,08 g de H2O.

b) Calcule la entalpía estándar de combustión de la glucosa si las entalpías estándares de formación de la

glucosa, dióxido de carbono y agua son -103,6 KJ.mol-1

, -393,5 KJ.mol-1

y -284,7 KJ.mol-1

, respectivamente.

20. Sabiendo que las entalpías de combustión del etano(g) y eteno(g) son ΔH0=-1559,7 y -1410,9 kJ/mol,

respectivamente y que las entalpías de formación del agua(l) y dióxido de carbono(g) son ΔH0=-285,8 y -

393,5 kJ/mol, respectivamente:

a) Calcule las entalpías de formación de etano y eteno.

b) La variación de entalpía para el proceso: C2H4 (g) + H2(g)→ C2H6 (g) .

c) Para el proceso anterior la variación de entropía es de -110,6 J/K. Razone sobre la espontaneidad del

proceso.

21. El sulfuro de hidrógeno puede transformarse en azufre según la reacción sin ajustar:

H2S(g) + O2(g) → S(s) + H2O(l). Las entalpías de formación del sulfuro de hidrógeno (gas) y del agua (líquida)

son -5,3 y -68,4 kcal.mol-1

, respectivamente. Calcule:

ΔHf0 (KJ.mol

-1) ΔGf

0 (KJ.mol

-1)

NO(g) 90,25 86,57

NO2(g) 33,18 51,3



a) La entalpía de la reacción anterior.

b) El calor desprendido por tonelada de azufre producido.

22. La sacarosa, C12H22O11, es uno de los alimentos más consumidos. Cuando reacciona con O2 se forma CO2

y H2O desprendiendo 348,9 kJ mol-1

a presión atmosférica. El torrente sanguíneo absorbe, en promedio, 26

moles de O2 en 24 horas. Con esta cantidad de oxígeno:

a) ¿Cuántos gramos de sacarosa pueden reaccionar al día?

b) ¿Cuántos kJ se producirán en la combustión?

23. a) Calcule la entalpía estándar de formación de la hidracina líquida, N2H4, a partir de los siguientes

datos.

(1) 1/2 N2(g) + O2(g) → NO2(g) ΔH1= 33,18 KJ

(2) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH2= - 241,8 KJ

(3) N2H4(l) + 3 O2(g) → 2 NO2(g) + 2 H2O(g) ΔH3= - 467,8 KJ

b) Calcule la variación de entalpía estándar de la reacción N2H4(l) + 2 H2O2(l) → N2(g) + 4 H2O(g) si

ΔHf0(H2O2) = - 187,8 KJ.mol

-1.

c) Determine hasta qué temperatura se calentarán 100 L de agua, que inicialmente se encuentran a 25 oC,

con el calor desprendido en la reacción de1 L de hidracina y la suficiente cantidad de H2O2.

Datos: d(H2O)= 1,00 g/cm3; d(N2H4)= = 1,02 g/cm

3; calor específico del agua= 4,187 J/g.

oC

24. Justifique si las siguientes afirmaciones, acerca de una reacción para la que ΔH > 0, ΔS > 0 y ΔG > 0 a

25oC, son verdaderas o falsas:

a) Es un equilibrio a dicha temperatura.

b) Será espontánea a temperaturas mayores de 25 oC.

25. La nitroglicerina, C3H5(NO3)3, descompone según la ecuación:

4 C3H5(NO3)3(l) → 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + O2(g) + 6 N2(g) ΔH = −5700 kJ

a) Calcule la entalpía de formación estándar de la nitroglicerina.

b) Calcule el calor desprendido cuando se descomponen 100 g de nitroglicerina.

Datos: ΔHf0(CO2) =−393,5 kJ.mol

-1; ΔHf

0(H2O(g)) = −241,8 kJ.mol

-1; Masas atómicas: C= 12; H= 1; N=14; O=16.

Departamento de Física y Química. I. E. S. Atenea (S. S. Reyes) 1

Ejercicios de formulación y nomenclatura de Química Orgánica

1. metilpropano.

2. 2.3-dimetilbutano

3. 5-etil-2,3,6-trimetil-4-propiloctano.

4. 2-metilbutano o isopentano.

5. 3-metilhexano.

6. eteno (etileno)

7. 1-buteno

8. 2-penteno

9. 1,3-butadieno

10. 1,2,3-butatrieno

11. acetileno (etino)

12. 4-etil-5,6-dimetil-1-heptino

13. 3-etil-1,5-hexadiino

14. 6-etil-6-metil-1,4-octadiino

15. 2,7.dimetil-3,5-nonadiino

16. 1,7-nonadien-3,5-diíno

17. 4,8-dimetil-2,4-nonadien-6-ino

18. 3-metil-l-hexen-5-ino

19. 8-metil-5-vinil-l,6-decadien-3,9-diino

20. 4,5-dimetil-3,6-octadien-l-ino

21. 1,2-dietil-3-metilbenceno.

22. 1,3,5-trimetilbenceno

23. m-dimetilbenceno o 1,3-dimetilbenceno

24. 2-clorobutano

25. 1-bromopropano

26. Fluorometano

27. Tetraclorometano

28. Triclorometano o cloroformo

29. 3-penten-2-ol

30. 4-metil-l,3-pentanodiol

31. 2-buten-l,4-diol

32. 3-hexen-5-in-1-ol

33. 1,2,3-propanotriol o glicerol

34. 3-metil-3-hexanol

35. Isopropanol o 2-propanol

36. Metanooxietano o etilmetiléter.

37. Fenilpropiléter

38. Metoxieteno, o metilviniléter.

39. 2-butenal

40. Dimetilcetona

41. Dietilcetona o 3-pentanona

42. Etanal

43. 2-metilpropanal o isobutanal

44. Metilvinilcetona o 3-buten-2-ona

45. Ciclohexilfenilcetona

46. Propanal

47. 2,2-dimetilbutanal

48. 2-metil-3-pentanona

49. Ácido hexanoico

50. Ácido 2-butenoico

51. Ácido propanodioico

52. Ácido 2-hidroxietanoico o glicólico

53. Ácido bencenocarboxilico

54. Ácido 4-oxo-pentanoico

55. Acetato de plomo (II)

56. 2-metilpropanoato de sodio

57. Propanoato de etilo

58. Ácido 2,3-dihidroxibutanoico

59. Etanoato de metilo

60. 2-cloro-butanoato de etilo

61. Butanamida

62. 2-metilpropanamida

63. N,N-dimetilmetanamida

64. N-metiletanamida

65. Butanodiamida.

66. lsopropilamina.

67. Metilpropilamina.

68. 2-propenilamina o acrilamina.

69. l,3-pentanodiamina.

70. 1,3-dinitrobenceno

71. 2-nitrobutano


72. CH3

CH2

C CH (CH2)5

CH3

CH3 CH

2

CH3

CH3

73.

CH3

CH CH CH2

CH3

CH3

CH3

74. CH3

C C CH2

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

75. CH3

C CH2

CH2

CH3

CH2

CH3

CH3

76. CH

3CH CH CH

CH3

CH2

CH2

CH3 CH

3

CH2

CH3

77. CH3

CH2

CH2

C CH2

CH2

CH3

CH2

CH3

CH3

78. CH

2CH CH CH

2CH CH CH

3

CH2

CH3

79. CH

2CH

3

CCH CH2

CH2

CH CH2

CH3

CH3

CH3

80. CHCH2

CH CH CH3

81. CH

2CH

2

CCHCH CH CH CH CHCH3

CH3

CH3

CH3

82. CH C CH CH

2C C CH

2

CH2

CH3

CH3

83. CH C CH CH2

C C C

CH2

CH2

CH2

CH3

CH3

CH3

CH3

84. CH

2CH CH

2C CH

85. CH

2CH CH

2CH CH CH

2CH

2C CH

86.

CH2

CH3

CH3

87.

CH3

CH3

88.

CH2

CH3

CH2

CH3

89.

OH

90.

COOH

CH3

91. CH

3CH

2CH CH

Cl

CH3

Cl

92. CH3

CH2

C CH

Cl

CH3

CH2

Cl

CH3

93. CH3-CH2OH

94. CH3-CH2-CHOH-CHOH-CH3

95. CH2OH-CHOH-CH2OH

96. CH

3CH CH

2OH

CH3

97. CH CH

2CH

2OHCH

3

CH3

98. CH3

CH2

C CH3

CH3

OH

99. CH3CH

2CH

2CH C CH

3

CH3

OHOH

100. O

101. C6H5-O-CH2-CH3

102. CH3-O-CH3

103. CH3-CHO

104. OHC-CH2-CHO

105. CH3-CH2-CH2-CHO

106. CH

2C CH O

CH3

107. C CH CH O

CH3

CH2

CH3


108.

C O

H

109.

C O

CH3

110.

CH3

CH CH2

C CH3

O

111. CH

3CH

2CH

2C CH

2C CH

2CH CH

3

O O CH3

112. CH3-CO-CH3

113. CH2OH-CH2-CHOH-CO-CH3

114. CH3-CH=CH-CO-CH=CH2

115. CH

3CH CH CH COOH

CH3

116. CH

3CH

2CH

2CH COOH

CH2CH

3 117. COO CH

3CH

3 118. HCOO CH

2CH

3 119. COO CH

3CH

2CH

3 120. COO CH

2CH

3CH

2CH

3 121. CH3-CHOH-CH2-COOH

122. HCOO CH3

123. CH3-(CH2)2-COOCH2-CH2-CH3

124. CH

3C O CH

CH3

CH3

O

125. (CH3)3N 126. H2N-CH2-CH2-CH2-CH2-NH2

127.

NH2

128.

CH3

NH

CH2

CH2

CH3

129. CH

3CH NH

2

CH3

130. NH

131.

N CH2

CH3

CH2

CH3

132.

CO

NH2

133. HCONH2 134. CH3-(CH2)2-CONH2 135. CH3-(CH2)6-CONH2 136. CH3-CONH-CH3 137. CH3-CH2-CONH-CH3 138. CH2(NO2)2 139. NO2-CH2-CH2-NO2


Soluciones

1. CH

3CH CH

3

CH3

2. CH

3CH CH CH

3

CH3

CH3

3. CH3

CH CH CH CH CH CH2

CH3

CH2

CH3

CH3

CH3

CH3

CH2

CH2

CH3

4. CH

3CH CH

2CH

3

CH3

5. CH

3CH

2CH CH

2CH

2CH

3

CH3

6. CH2

CH2

7. CH3

CH2

CH CH2

8. CH3

CH2

CH CH CH3

9. CH2

CH CH CH2

10. CH2

C C CH2

11. CH CH

12. CH

3CH CH CH CH

2C CH

CH2

CH3

CH3

CH3

13. CH C CH CH

2C CH

CH2

CH3

14. CH C CH2

C C C CH2

CH3

CH2

CH3

CH3

15. CH

3CH C C C C CH CH

2CH

3

CH3

CH3

16. CH2

CH C C C C CH CH CH3

17. CH

3CH CH C CH C C CH CH

3

CH3

CH3

18. CH

2CH CH CH

2C CH

CH3

19.

CH2

CH C C CH CH CH CH C CH

CH3

CH CH2

20. CH C CH C CH CH CH CH

3

CH3

CH3

21.

CH2

CH3

CH2

CH3

CH3

22.

CH3

CH3CH

3

23.

CH3

CH3

24. CH

3CH CH

2CH

3

Cl 25. CH

3CH

2CH

2Br

26. CH

3F

27. CCl

4 28. CHCl

3 29. CH

3CHOH CH CH CH

3

30. HOCH

2CH

2CHOH CH CH

3

CH3

31. HOCH2

CH CH CH2OH

32. HOCH

2CH

2CH CH C CH

33. HOCH

2CHOH CH

2OH

34. CH3

C CH2

CH3

CH2

CH2

CH3

OH

35. CH

3CHOH CH

3 36. CH

3O CH

2CH

3

37. O CH2

CH2

CH3

38. CH

3O CH CH

2 39. CH

3CH CH CHO

40. CH

3CO CH

3 41. CH

3CH

2CO CH

2CH

3 42. CH

3CHO


43. CH

3CH CHO

CH3

44. CH3

CO CH CH2

45. CO

46. CH

3CH

2CHO

47. CH3

CH2

C CHO

CH3

CH3

48. CH

3CH CO CH

2CH

3

CH3

49. CH3

CH2

CH2

CH2

CH2

COOH

50. CH3

CH CH COOH

51. HOOC CH2

COOH

52. OH CH2

COOH

53. COOH

54. CH

3CO CH

2CH

2COOH

55. (CH

3-COO)

2Pb

56. CH

3CH COONa

CH3

57. CH3

CH2

COO CH2

CH3

58. CH3

CHOH CHOH COOH

59. CH3

COO CH3

60. CH

3CH

2CH COO CH

2CH

3

Cl 61. CH

3CH

2CH

2CONH

2

62. CH

3CH CONH

2

CH3

63.

HCON CH3

CH3 ó

N CH3

CH3

CH

O

64. CH3

CO NH CH3

65. H2NOC CH

2CH

2CONH

2

66. CH

3CH NH

2

CH3

67. CH3

NH CH2

CH2

CH3

68. CH2

CH CH2

NH2

69. CH

3CH

2CH CH

2CH

2NH

2

NH2

70.

NO2

NO2

71. CH

3CH

2CH CH

3

NO2


72. 4-etil-3,3-dimetildecano

73. 2,3-dimetilpentano

74. 2,2,3,3-tetrametilpentano

75. 2,2-dimetilhexano

76. 2,3,4-trimetiloctano

77. 4-etil-4-metilheptano

78. 3-etil-1,5-heptadieno

79. 3-etil-6-metil-2-octeno

80. 1,3-pentadieno

81. 6-metil-6-propil-2,4,7-nonatrieno

82. 3-etil-1,5-octadiino

83. 7,7-dimetil-3-propil-1,5-nonadiino

84. 1-penten-4-ino

85. 1,4-nonadien-8-ino

86. 1-etil-2metilbenceno (o-etiltolueno)

87. 1,4-dimetilbenceno (p-dimetilbenceno)

88. m-dietilbenceno

89. fenol

90. ácido p-metilbenzoico

91. 2,3-dicloropentano

92. 2-etil-3,3-dicloropentano

93. Etanol

94. 2,3-pentanodiol

95. 1,2,3-propanotriol

96. 2-metil-1-propanol

97. 3-metil-1-butanol

98. 2-metil-2-butanol

99. 2-metil-2,3-hexanodiol

100. difeniléter

101. etilfeniléter

102. dimetiléter

103. etanal

104. propanodial

105. butanal

106. 2-metil-2-propenal

107. 3-metil-2-pentenal

108. benzaldehido

109. fenilmetilcetona

110. 4-fenil-2-pentanona

111. 2-metil-4,6-nonadiona

112. propanona (acetona)

113. 3,5-dihidroxi-2-pentanona

114. 1,4-hexadien-3-ona

115. ácido 2-metil-3-pentenoico

116. ácido 2-etilpentanoico

117. etanoato de metilo

118. metanoato (formiato) de etilo

119. propanoato de metilo

120. etanoato de propilo

121. ácido 3-hidroxi-butanoico

122. metanoato de metilo

123. butanoato de propilo

124. etanoato de isopropilo

125. trimetilamina

126. 1,4-butanodiamina

127. Anilina

128. metilpropilamina

129. isopropilamina

130. difenilamina

131. dietilfenilamina

132. benzamida

133. metanamida (formamida)

134. butanamida

135. octanamida

136. N-metiletanamida

137. N-metilpropanamida

138. Dinitrometano

139. 1,2-dinitroetano

MOL, GASES Y DISOLUCIONES · 2018-11-18 · Departamento de Fisica y Química 1º Bachillerato:...

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