APUNTES EUP
![Tema 1: conceptos básicos.
Un átomo es una asociación de partículas elementales, ligadas íntimamente por fuerzas electromagnéticas. Dichas partículas elementales se unen constituyendo un núcleo positivo, formado fundamentalmente por protones (+) y neutrones, alrededor del cual, y a grandes distancias, se mueven los electrones (-).
Llamamos número atómico Z al número de protones del núcleo, que será igual al número de electrones en el átomo neutro, y es el que define el comportamiento químico del átomo.
Llamamos número másico A a la suma del número de protones y neutrones del átomo. La masa atómica es un número muy próximo al número másico y se expresa en unidades de masa atómica (uma).
Un tipo de átomo definido se nombra con una abreviatura X, que es su símbolo químico, incluyendo el valor del número másico A como superíndice y el valor de su número atómico Z como subíndice.
Llamamos ión a un átomo que ha perdido o ganado electrones y, por lo tanto, posee una carga eléctrica. Cuando el átomo pierde electrones, se oxida, queda con carga positiva y el ión se llama catión. Cuando el átomo gana electrones, se reduce, queda con carga negativa y se llama anión. Como el electrón pesa muy poco, consideramos que el anión y el catión poseen la misma masa que el átomo de partida.
Se llaman isótopos a dos o más átomos que tienen el mismo número de protones pero difieren en el número de neutrones de su núcleo. Por ejemplo, hay tres tipos de átomos que poseen sólo un protón en su núcleo son el hidrógeno-1 que no posee neutrones, el deuterio con un neutrón, y el trítio con 2 neutrones. Todos los isótopos con igual número de protones en su núcleo constituyen el mismo elemento, así, en el ejemplo anterior, cuando hablamos del hidrógeno-1, del deuterio o del tritio, estamos hablando del elemento hidrógeno.
Es decir, un elemento engloba varios tipos de átomos (isótopos), que tienen en común poseer el mismo número de protones en su núcleo. Sólo hay unos 90 elementos naturales, aunque los físicos han conseguido sintetizar unos 15 elementos más, y tanto los elementos naturales como los artificiales están recogidos en la tabla periódica.
Todos los isótopos de un mismo elemento poseen un comportamiento químico similar y difieren entre sí únicamente en la estabilidad de sus núcleos y en algunas propiedades físicas (por ejemplo, en temperatura de fusión de sus compuestos). Los átomos cuyo núcleo es inestable reciben el nombre de isótopos radiactivos.
Una molécula es la asociación de dos o más átomos,
Un mol es el número de Abogadro de partículas (N0 = 6,023. 1023 partículas), el peso de un mol de átomos o moléculas se conoce como peso atómico o peso molecular, y es numéricamente igual al peso del átomo o molécula, expresado en gramos.
Fórmulas
Para escribir los átomos usamos los símbolos químicos que están incluidos en la tabla periódica. En el caso de los compuestos, su fórmula química es una notación que resume su composición, al incluir subíndices que indican el número de átomos (relativo o real) presentes en dicha especie. Hay tres tipos de fórmulas:
a) Fórmula empírica: expresa la relación más simple del número total de átomos de cada elemento en el compuesto. Por ejemplo, el etano que contiene 2 átomos de carbono y 6 de hidrógeno, tendría como fórmula empírica CH3. Usamos este tipo de fórmulas en el caso de estructuras cristalinas que poseen un número infinito de átomos, es decir, cristales iónicos (por ejemplo, el NaCl), compuestos metálicos y aleaciones, o cristales covalentes (como el diamante o el grafito, ambos son carbono puro, aunque poseen estructura cristalina distinta, su fórmula es C).
b) Fórmula molecular: expresa el número real de átomos de cada elemento en el compuesto. Por ejemplo, el etano tendrá una fórmula molecular C2H6.
c) Fórmula estructural: es un dibujo que muestra cómo están enlazados los átomos en la molécula.
Trabajo con gases
1.- Un gas ideal es el que cumple la ecuación: PV = nRT, con R=0,082 atm.l/mol ºK, P es la presión en atmósferas (1 atmósfera = 760 mm de Hg), V es el volumen en litros (1l = 1000 ml = 1000 cm3), T es la temperatura en grados Kelvin (T = t en grados centígrados + 273,15) y n es el número de moles.
Se definen como condiciones normales (CN) P=1 atm y T = 0ºC = 273,15ºK. En estas condiciones el volumen de un mol de gas ideal es de 22,4 litros.
2.- Para una mezcla de gases se define la presión parcial del componente i (Pi), como la presión que ejercería el componente i, si estuviese él sólo, sobre las paredes del recipiente que lo contiene: PiV = niRT.
O bien en función de la presión total de la mezcla (P): Pi=xiP, donde xi = [ni /n totales] representa la fracción molar del gas.
3.- Los gases reales se separan bastante del comportamiento ideal a altas presiones y temperaturas, sin embargo, el modelo del gas ideal es una buena aproximación en el caso de problemas simples de estequiometria.
Trabajo con mezclas y disoluciones
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más componentes sólidos, líquidos o gaseosos, aunque las estudiaremos con más precisión en los temas 8 y 9, para cálculos estequiométricos es preciso conocer las unidades de concentración. En este caso, llamaremos soluto al componente que está en menor cantidad y disolvente al compuesto mayoritario.
Encontraremos las siguientes unidades de concentración:
Porcentaje en peso, % peso = (masa soluto /masa mezcla) x 100
Porcentaje en volumen: % volumen = [masa soluto (g)/ Volumen disolución (ml)] x100.
Molaridad (M): M = [n soluto/V disolución (l)] = [d/P.M. soluto] x %peso x 10
siendo d la densidad de la disolución en g/ml y P.M.soluto el peso molecular del soluto.
Normalidad (N): N = [nºequivalentes / V disolución (l)] = M.v, con nºequivalentes= n.v
siendo v la valencia en el caso de una sal, el nº de grupos hidroxilo o protones que se transfieren en una reacción ácido base o el nº de electrones que se intercambian en una reacción de oxidación reducción.
Molalidad (m): m = [n soluto/masa disolvente (kg)]
Problemas de Principios Fundamentales
1.- ¿Cuántos átomos y moléculas hay en las siguientes cantidades de sustancias?. a) 2 gramos de oxígeno molecular. b) 10 moles de agua. c) 20 litros de dióxido de carbono a 400 grados centígrados y 200 mm de mercurio. d) 4 litros de agua a 25 grados centígrados y una atmósfera de presión. e) 200 cc de monóxido de azufre en condiciones normales. Densidad del agua 1g/cc.
2.- Se tienen 19,6 gramos de ácido sulfúrico. a) ¿Cuántos moles de sulfúrico hay?. b) ¿Cuántos gramos de hidrógeno?. c) ¿Cuántos átomos de oxígeno?. d) ¿Cuántas moléculas de sulfúrico?.
Fórmulas empíricas y moleculares.
1.- Calcular la composición centesimal del oxalato de plata: Ag2C2O4. Sol: Ag 71,03%, C 7,9% y O 21,7%.
2.- Establecer la composición centesimal del sulfato de hierro (III). Sol: S 24,055. Fe 27,931 y O 48,013.
3.- Cuando se calentaron 1,5 gramos de un sulfato de cobre (II) hidratado a 110ºC, hasta peso constante, perdió su agua de hidratación. Si la muestra perdió 0,547 gramos de peso en esta operación: a) ¿Cuál es la fórmula de la sal?. b) ¿Cuántas moléculas de agua existen por cada mol de sulfato hidratado?.
4.- Una muestra de 15 gramos de un sulfato de sodio hidratado contenía 7,05 gramos de agua. Determinar la fórmula empírica de la sal. Sol: Na2SO4.7H2O.
5.- Una tira de cobre electrolítico puro, que pesa 3,178 g, se calienta fuertemente en corriente de oxígeno, hasta que toda ella se convierte en óxido de cobre. El polvo negro resultante pesa 3,978 g. ¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto?.
6.- Un compuesto orgánico está constituido por: 55,8% de C, 7,0% de H y 37,2% de O. Cuando se evaporó una muestra de 1,5 g de dicho compuesto se encontró que, a 100ºC y 740mm de Hg, ocupaba 530 cc. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?.
7.- Mediante un análisis elemental se encontró que un compuesto orgánico contenía C, H, O y N. Cuando se quemó por completo una muestra de 1,279 g, se obtuvieron 1,6 g de dióxido de carbono y 0,77 g de agua. Otra muestra de 1,625 g del mismo compuesto, que se analizó por separado contenía 0,216 g de nitrógeno. Obtener la fórmula empírica del compuesto. Sol: C3H7O3N.
8.- La combustión completa de un hidrocarburo (CxHy) da como únicos productos dióxido de carbono y agua, en una proporción en peso 1,955:1. ¿Cuál es la fórmula empírica del hidrocarburo?. Sol: C2H5.
9.- El hierro y el oxígeno se combinan para formar un compuesto que tiene 69,9% de hierro y 30,1 de oxígeno. Si reaccionan 50 g de hierro y 40 de oxígeno. ¿Cuántos gramos se formarán del compuesto?. ¿Quedará exceso de alguno de los reactivos?. Sol: se forman 71,5 g de óxido y queda un exceso de oxígeno de 18,5 g.
10.- Una muestra de 0,249 g de un cloruro de titanio se disolvió en agua y se trató con una disolución de nitrato de plata. El precipitado de cloruro de plata formado se filtró y secó, dando un peso de 0,694. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto original?. Sol: TiCl3.
Problemas de gases.
1.- La presión de un gas dentro de una lata de aerosol es de 1,5 atm a 25ºC. Suponiendo comportamiento ideal ¿Cuál sería la presión si la lata se calentara a 450ºC?. Sol: 3,6 atm.
2.- El volumen que corresponde a una inspiración de aire es de unos 0,5 litros y el número medio de inspiraciones por minuto es de 18.
a) Si, a nivel del mar, las condiciones ambientales son 20ºC y 760 torr ¿Cuántos gramos de oxígeno se aspiran por minuto?.
b) Si en una montaña, a 5000 metros sobre el nivel del mar, la presión atmosférica es de 400 mm de Hg y la temperatura es de (- 8)ºC. ¿cuantos gramos de oxígeno aspiraríamos por minuto? Suponer que el número de inspiraciones por minuto sigue siendo 18. Considerar que la composición del aire es 79% de N2 y 21 % de O2.
3.- Un globo inflado tiene un volumen de 6 litros a nivel del mar, en donde la presión es de 1,0 atm y la temperatura de 25 grados. El globo asciende hasta un nivel atmosférico en el que la presión es de 0,45 atm y la temperatura de -21ºC. A)¿Cuál será el volumen del globo a esta altura?. B) Cambiando las condiciones ¿Podríamos hacer que el volumen del globo fuese cero?. A) Sol: 11,27 litros. B) nunca.
4.- Se ha diseñado un globo, más ligero que el aire, para elevarse a una altura de 6 millas. A esta altitud la presión atmosférica es de 210 mm de Hg y la temperatura es de (-40)ºC. Si el volumen del globo a esta altitud es de 100000 litros ¿Cuántos gramos de helio se precisan para inflar el globo?. Sol: 5781,17 gramos.
5.- En un recipiente cerrado de dos litros de capacidad hay 3,2 gramos de oxígeno a 20ºC. La presión exterior es de 740 mm de Hg y la temperatura es la misma del interior. Si se abre el recipiente ¿entrará aire o saldrá oxígeno?.
6.- Un recipiente de 5 litros de capacidad contiene 14 gramos de nitrógeno molecular a 127ºC. La presión atmosférica exterior es de 1 atm. Se abre el recipiente hasta que se igualan las presiones. a) Calcular la cantidad de nitrógeno que sale. b) Una vez alcanzado el equilibrio de presión cerramos el recipiente, calcular la temperatura que debería tener el nitrógeno que queda dentro si se desea que tenga la presión inicial.
7.- Tenemos dos recipientes, ambos a 50ºC. El primero tiene una capacidad de 5 litros y contiene sólo oxígeno molecular a una presión de 4 atm. El segundo tiene una capacidad de 6 litros y contiene sólo nitrógeno molecular a 2 atm. a) Calcular la densidad de ambos gases. b) si conectamos ambos recipientes y permitimos que los gases se mezclen hasta composición homogénea, calcular la composición y las presiones (total y parciales) de la mezcla final. Suponer que el cambio ocurre sin modificación de volumen y temperatura.
Unidades de concentración.
1.- Se disuelven 6,3 g de ácido nítrico en agua hasta completar un litro de disolución. a) Calcular la normalidad resultante. b) De dicha disolución se toman 200 cc y se les añade más agua, hasta completar medio litro. Deducir la normalidad de la nueva disolución. Sol: a) 0,1 N. b) 0,04 N.
2.- Dada una disolución de ácido sulfúrico al 15% de riqueza y densidad 1,1 g/cc. Calcular: a) molaridad, b) normalidad, c) Si queremos preparar ácido 1,5 N, ¿hasta que volumen hemos de diluir 50 ml de la disolución anterior?.
3.- Si diluimos un litro de ácido clorhídrico del 37%, densidad 1,19 g/cc, hasta obtener un ácido del 25% ¿qué cantidad de agua deberá añadirse?. Sol: 570 g.
4.- Al preparar una disolución al 50% de lejía de potasa, partiendo de un hidróxido potásico del 90% de riqueza, se agregó un exceso de agua, resultando una lejía del 45%. ¿Cuánto álcali sólido del 90% debe añadirse a 20 gramos de la disolución del 45% para tener la concentración deseada del 50%?.
5.- Tomamos 84 g de ácido acético (CH3COOH) y añadimos agua hasta completar 800 ml de disolución. De esta disolución tomamos 150 ml a los que añadimos 100 ml de una disolución 2N del mismo ácido y, posteriormente, 300 ml de agua. Suponiendo volúmenes aditivos, calcular la normalidad final. Sol: N=0,84.
6.- Calcular la normalidad y la molaridad de una disolución obtenida de la forma siguiente: se disuelven en un poco de agua 200 g de ácido sulfúrico añadiendo agua hasta completar 600 ml. Posteriormente se añaden 20 ml de sulfúrico 3N y 400 ml de agua. Sol: M=2,06. N=4,12.
7.- Se está usando un evaporador para concentrar disoluciones de azúcar de caña. En un día se evaporan 10000 Kg de una disolución que contiene un 38 % de azúcar en peso, obteniéndose una disolución con un 74 % en peso de azúcar. Calcular el peso de la disolución concentrada y la cantidad de agua evaporada por día.
Tema 2: la reacción química
Una reacción química se produce cuando unos compuestos (A y B) llamados reactivos se transforman en otros compuestos (C y D) llamados productos.
a A +b B  c C + d D
En una reacción química no existe cambio en la naturaleza de los átomos, sino únicamente en el tipo de enlace que se establece entre ellos, lo cual implica que la masa y la carga global permanecen constantes. Es decir, si introducimos 7 kilos de reactivos aparecerán 7 kilos al final de la reacción. Esto nos sirve para ajustar la reacción química, el ajuste se realizará incluyendo números enteros (coeficientes) delante de los compuestos químicos hasta efectuar un ajuste de masa y de carga.
a) el ajuste de masa consiste en que deben existir el mismo número de átomos de una especie en los reactivos y en los productos.
b) el ajuste de carga nos dice que la suma de las cargas eléctricas de los reactivos ha de ser igual a la suma de las cargas de los productos.
Se dice que una reacción es completa cuando los reactivos se transforman íntegramente en productos, en este caso hablamos de reacción irreversible. Sin embargo, lo normal es que la reacción vaya frenándose a medida que progresa, hasta que llega un momento en que la concentración de reactivos y productos se hace constante y no varía en el transcurso del tiempo; esas concentraciones se llaman concentraciones de equilibrio y no se modificarán a no ser que modifiquemos las condiciones ambientales (temperatura, presión y concentración). El momento en que alcanzamos las concentraciones de equilibrio se llama equilibrio químico. Un equilibrio químico se escribe como una doble implicación: a A + b B = c C + d D; y se caracteriza por una constante K igual al cociente entre las concentraciones de equilibrio de los productos elevados a sus coeficientes estequiométricos y las de reactivos elevadas a sus coeficientes estequiométricos.
K = ( [C]c x [D]d ) / ([A]a x [B]b) donde K= cte del equilibrio.
Sólo podemos hablar de reacción irreversible cuando ésta constante tiende a infinito, es decir, cuando la concentración final de productos es muchísimo mayor que la concentración final de reactivos.
A efectos prácticos, por ejemplo, en procesos industriales, hay una serie de reacciones que consideramos irreversibles, entre ellas encontramos las siguientes:
1.- aquellas en las que se forma un compuesto muy insoluble.
2.- las del tipo: ácido + base = sal + agua.
3.- la disociación de ácidos y bases muy fuertes.
4.- las reacciones en las que se genera un gas que es evacuado del sistema. Por ejemplo, la cal (CaO) se forma por pirólisis (T>200ºC) de la roca caliza (CaCO3).
CaCO3 (sólido)  CaO (sólido) + CO2 (gas)
Si la reacción se realiza en sistema abierto, el dióxido de carbono gaseoso se elimina hacia la atmósfera y la reacción es completa. En sistema cerrado siempre quedará carbonato de calcio.
Los cálculos estequiométricos que vamos a realizar se refieren a cantidades de reactivos que necesitamos para obtener una determinada cantidad de productos, o a la cantidad de productos que obtendremos partiendo de una cantidad de reactivo, en una reacción definida. Para ello podremos trabajar en moles o bien en unidades de masa (gramos, kilos, etc.). En el caso de que los reactivos y los productos sean gases podremos trabajar en masa, moles o volumen.
En los problemas reales, por lo general, los reactivos no están puros al 100 por 100, en este caso se habla de riqueza de reactivo; decir que un reactivo posee una riqueza de, por ejemplo, el 80 por 100, significa que de cada 100 gramos del reactivo impuro únicamente 80 gramos participarán en la reacción que nos interesa; el resto serán impurezas que no participarán en la reacción.
Normalmente la reacción tampoco es completa, esto significa que en la reacción
(a A +b B  c C + d D)
a moles del reactivo A más b moles del reactivo B no originarán c moles de C y d moles de D, sino una cantidad inferior, bien porque la reacción llega a una fase de equilibrio químico o bien porque se dan otras reacciones competitivas que originarán subproductos; en estos casos hablaremos de rendimiento de la reacción. Por ejemplo, un rendimiento del 80 por 100 significa que por cada 100 gramos de producto que obtendríamos teóricamente, en la práctica sólo obtendremos 80 gramos.
Por ejemplo, si quemamos un hidrocarburo como el butano C4H10, teóricamente sólo obtendremos dióxido de carbono y agua: 2 C4H10 + 13 O2  8 CO2 + 10 H2O. En la práctica, dependiendo de las condiciones de la reacción, se pueden producir otros hidrocarburos, e incluso monóxido de carbono, lo cual hace que la cantidad de dióxido de carbono y vapor de agua obtenidos sea menor que la teórica. Un rendimiento del 90 por 100, por ejemplo, significa que a partir de 2 moles de butano y 13 moles de oxígeno obtendremos el 90 por 100 de las cantidades estequiométricas de productos, es decir 0,9 x 8 moles de CO2 y 0,9 x 10 moles de agua.
Por lo general, en las reacciones reales, no incluimos los reactivos en cantidades estequiométricas, sino que solemos introducir un exceso (generalmente del reactivo más barato y accesible) para forzar a que la reacción se desplace hacia la derecha, es decir, hacia la formación de productos. Por ejemplo, si en la reacción a A + b B  c C + d D, partimos de (2 x a) moles del reactivo A y (0,9 x b) moles del reactivo B, queda claro que no hay suficiente reactivo B como para reaccionar con todo el reactivo A. En este caso el reactivo B, que está en una cantidad inferior a la estequiométrica, se llama reactivo limitante; mientras que el reactivo A, que está en una cantidad superior a la estequiométrica, se dice que está en exceso. Cuando se da este caso, los cálculos sobre las cantidades de reactivos que participan en la reacción o las cantidades de productos que vamos a obtener las referiremos siempre al reactivo limitante.
Tipos de reacciones químicas
1.- Combustión:
Un elemento no metálico o un compuesto covalente (no metal-no metal, reacción 1) se combina con el oxígeno desprendiéndose durante el proceso luz y/o calor.
La combustión completa de los compuestos de carbono da como resultado CO2 y H2O (2), pero si hay poco oxígeno se produce una combustión incompleta que origina CO y C (3), además de los dos compuestos anteriores.
H2S + 3/2 O2  SO2 + H2O (1)
Ej: combustión completa 2 C4H10 + 13 O2  8 CO2 + 10 H2O (2)
Ej: combustión incompleta C8H18 + 10 O2  C + 3 CO + 4 CO2 + 9 H2O (3)
En algunos libros, también se llama combustión a la combinación de un elemento metálico con el oxígeno (4), sin embargo, dicha reacción (que implica u proceso redox) suele llamarse reacción de combinación. Ver apartado siguiente.
2Cu + O2  2 CuO (4)
2.- Reacciones de combinación:
Elementos o compuestos sencillos se combinan para dar un único producto.
Ej: PCl3 + Cl2  PCl5
2 SO2 + O2  2 SO3
3.- Reacciones de descomposición:
Un compuesto sencillo se transforma por acción de la luz, el calor o la electricidad en dos o más productos.
Ej: 2 H2O + electricidad  O2 + 2H2
2 HgO + calor  2 Hg + O2
4.- Reacciones ácido base: neutralización:
Un ácido más una base se combinan para dar una sal más agua.
Ej: HCl + NaOH  NaCl + H2O
H2SO4 + 2 NH4OH  (NH4)2SO4 +2 H2O
5.- Reacciones de desplazamiento:
5.a.) Un elemento activo reemplaza a otro (generalmente un metal o el hidrógeno). En la reacción suele producirse una oxidación-reducción.
Ej: Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2
Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu
5.b.) Reacciones de doble desplazamiento: Suelen producirse en disolución y en ellas se intercambian átomos o grupos de átomos, para dar una sal insoluble (reacciones de precipitación).
Ej: CuSO4 + Na2CO3  Na2SO4 + CuCO3 (precipitado)
Problemas de cálculos estequiométricos.
1.- El amoníaco arde en presencia de un catalizador de platino según:
4 NH3 + 5 O2  4 NO + 6 H2O
a) ¿Qué cantidad de amoníaco del 50 % de riqueza se debe usar para obtener 0,5 litros de NO a 20º centígrados y 1 atmósfera de presión? b)¿Cuántos gramos de agua se obtendrán a partir de esa cantidad de amoníaco?. Solución: a) 0,71 gramos, b)0,56 gramos.
2.- Calcular el volumen de una disolución de ácido clorhídrico, de 1,1g/cc de densidad y que contiene 32% en peso de ácido, necesario para disolver 50 g de piedra caliza que tiene una riqueza en carbonato cálcico del 80%, suponer que las impurezas de la caliza no reaccionan con el ácido. Solución: 82,84 ml.
3.- El esqueleto humano pesa por término medio 11 Kg y su contenido en fosfato cálcico Ca3(PO4)2 es del 58%. ¿Que cantidad de fósforo contiene?. Sol: 1,27 Kg.
4.- Una muestra de mineral de óxido de hierro (III) impuro se reduce a hierro metálico por tratamiento con carbono, a la presión atmosférica y 250ºC, según: Fe2O3 + 3C  2 Fe +3 CO. Si una muestra de 752 g de mineral produce 453 g de hierro puro. a) si el rendimiento en la obtención del hierro fuese del 100 por cien ¿cuál es el porcentaje de óxido de hierro (III) en el mineral?. b) si en las condiciones de la reacción el rendimiento en la obtención del monóxido de carbono fuese del 80 por ciento ¿que volumen de monóxido de carbono se obtendría a partir de la misma cantidad de mineral?. c) ¿cuánto ocuparía el gas obtenido en el apartado b) a 100º kelvin y 850 mm de Hg?. Sol: a) riqueza 86,125%, b) 417,36 litros, c) 71,35 litros.
5.- 1,25 g de una mezcla de CaO y CaCO3 se calienta a una temperatura lo suficientemente elevada como para que todo el carbonato se transforme en óxido de calcio y dióxido de carbono. El volumen de dióxido de carbono desprendido a 25ºC y 720 mm de Hg es 0,15 litros. ¿Cuál es la composición de la mezcla inicial expresada en porcentaje en peso?. Sol: 46,4% de CaCO3 y 53,6% de CaO.
6.- Una fábrica de cemento produce 400 toneladas diarias y el producto contiene un 60% en peso de óxido de calcio, este compuesto resulta de la descomposición de la piedra caliza según la reacción: CaCO3  CaO + CO2 . Calcular la masa y el volumen de dióxido de carbono, a 25ºC y 1 atmósfera, que es emitido a la atmósfera diariamente por la fábrica. Solución: 188,57 Tn; 1,047. 10 8 litros.
7.- El carbonato de magnesio da al calentarse óxido de magnesio y dióxido de carbono. Si se calientan 25 g de carbonato de magnesio hasta que el residuo pesa 18 g ¿qué porcentaje de carbonato queda sin descomponer.
8.- Sabiendo que en la reacción de combustión del ácido sulfhídrico se obtienen como productos dióxido de azufre y agua, calcular: a) gramos de oxígeno y volumen de oxígeno en CN necesarios para reaccionar con 277 g de ácido sulfhídrico. b) Suponiendo que todos los gases se encuentran a 780ºC y 890 mm de mercurio y que el rendimiento de la reacción es del 78%, calcular el volumen de oxígeno que se precisa para obtener 255 m3 de dióxido de azufre. Solución: a) 388,8 g, 272 litros; b) 490, 38 m3, es decir, 490380 litros.
9.- El fósforo se obtiene calentando en un horno eléctrico fosfato cálcico, arena (óxido de silicio) y coque (carbono).
2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 5 C  P4+ 6 CaSiO3 + 5 CO2
El fósforo obtenido se destila separándolo de los restantes productos de reacción. a) Determinar la masa de cada reactivo que se precisa para obtener un kilo de fósforo, si el rendimiento de la reacción es del 83%.b) ¿Cuánto dióxido de carbono se producirá por cada kilo de fósforo obtenido?. Solución: a) 6,03 Kg de fosfato cálcico, 3,504 Kg de sílice y 0,583 Kg de carbono; b) 1,774 Kg.
10.- 0,2774 g de una mezcla de cloruro sódico y cloruro potásico se disuelve en agua y se trata con nitrato de plata, hasta precipitación completa, obteniéndose 0,6091 g de cloruro de plata. Calcular la composición porcentual de la mezcla. Sol: KCl 48,38% y NaCl 51,62%.
11.- Para determinar el porcentaje de magnesio en una aleación Mg-Al se disuelve una muestra de 0,155 g en exceso de HCl, produciéndose 0,0163 g de H2. ¿Cuál es el porcentaje de magnesio en la aleación?. Sol: 20,8%.
12.- Una mezcla de NaBr y NaI tiene una masa de 1,620 g, se disuelve en agua y se trata con un exceso de nitrato de plata, dando un precipitado de bromuro y ioduro de plata, que una vez seco pesa 2,822 g. ¿Cuántos gramos de ioduro sódico había en la mezcla original?. Sol: Hay 0,52 g de ioduro sódico.
13.- La reducción de dióxido de azufre por carbono sólido se verifica mediante la reacción: SO2 (g) + C (s)  CO2 (g) + ½ S2 (g). Calcular: a) cantidad de dióxido de azufre necesaria para obtener 2,5 litros de azufre a 500ºC y 770 mm de mercurio. b) Si el gas tuviera una riqueza del 80% en peso de dióxido de azufre, ¿qué volumen de azufre gaseoso se obtendría si se reduce media tonelada del gas en las condiciones del apartado a)?. Sol: a) 5,13 g. b) 195203.7 litros.
14.- El antimonio se prepara haciendo reaccionar el Sb4O6 con carbono, mediante la reacción: Sb4O6 (s) + 6 C (s)  4 Sb (s) + 6 CO (g). a) Si se utilizan 250 g de C y 300 g de Sb4O6, ¿que cantidad de Sb se forma si el rendimiento es del 82%? . b) Con el rendimiento anterior ¿qué masa de óxido de antimonio se necesitaría para reaccionar con el exceso de carbono y dar 1 Kg de antimonio?. Sol: a) 205,5 g de Sb. b) 1459,41 g.
15.- El perclorato potásico se puede preparar mediante la siguiente secuencia de reacción:
Cl2 + KOH  KCl + KClO + H2O
KClO  KCl + KClO3
KClO3  KCl + KClO4
a) Si el rendimiento global del proceso es del 40%, ¿cuánto cloro se precisa para preparar 100 g de perclorato potásico? b) Con el rendimiento anterior ¿qué cantidad de cloruro potásico se formaría a partir de 100 g de cloro?. Sol: a) 511,5 g. b) 73,5 g.
16.- 15,4 g de NaBr se mezclan con 24,5 g de H3PO4 y reaccionan según:
2 NaBr (s) + H3PO4  Na2HPO4 (l) + 2 HBr (g). Calcular: a) moles de Na2HPO4 que se forman. b) Cantidad de reactivo que queda en exceso. c) Volumen de ácido bromhídrico que se forma en CN. d) Si el rendimiento fuese del 70% ¿cuántos gramos se obtendrían de Na2HPO4 ?. Sol: a) 0,0745 moles. b) quedan 17,199 g de ácido fosfórico sin reaccionar. c) 3,34 litros. d) 7,4 g.
17.- Un mineral de pirita de hierro contiene un 80% en peso de bisulfuro de hierro, cuya oxidación nos lleva a la formación de ácido sulfúrico, mediante la siguiente secuencia de reacción.
FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2
SO2 + O2  SO3
SO3 + H2O  H2SO4
Suponiendo un rendimiento global del 60%, ¿Cuántas toneladas de mineral se precisarían para fabricar 500 Tn de ácido sulfúrico?. Sol: 638,17 Tn.
Tema 3: estructura electrónica y tabla periódica.
1.- Escribir verdadero o falso, justificando la respuesta:
a) La energía del electrón en átomos hidrogenoides depende sólo del valor de n, para el resto de los átomos depende del cuántico principal y del acimutal.
b) Cuanto mayor sea el cuántico acimutal menor es la energía del electrón.
c) El cuántico m determina la forma del orbital.
d) En las especies: H, He+, Li+2 y Be+3, se verifica que: e-1) al ser especies isoelectrónicas tienen el mismo radio. e-2) sus orbitales tienen igual energía. e-3) los orbitales 2s y 2p tienen la misma energía para la misma especie.
2.- Indicar cuál o cuales de los siguientes grupos de valores, correspondientes a n, l y m, son permitidos. ¿Qué orbitales definen?. (3, -1, 1), (1,1,3), (4,2,0), (2,2,1), (5,3,-3), (3,1,1), (0,0,0).(examen 1998).
3.- Escribir los números cuánticos que caracterizan los siguientes orbitales: 4s, 4d, 5f, 3d, 3p, 1s. Indicar en cada caso el números de orbitales posibles. ¿Qué se entiende por orbitales degenerados?. (Examen 2003)
4.- Sean las configuraciones electrónicas de los átomos neutros: A 1s22s22p63s1 y B 1s22s22p66p1. Razonar si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) A y B son elementos distintos. b) A y B tienen la misma carga eléctrica y la misma masa. c) B es un átomo excitado.
5.- a) Qué números cuánticos son precisos para definir un orbital?. ¿Y para fijar el estado cuántico de un electrón?. b) ¿Cuántos electrones caben en un orbital con l=5?. c) ¿Cuántos orbitales hay con n=3? ¿Cuántos electrones caben en el nivel 3?. d) ¿Qué se entiende por átomos isoelectrónicos?, poner algún ejemplo. Examen 2006.
6.- Dados los siguientes elementos: K, Mg, Cr, B, N y F. Responder, justificando la respuesta, las siguientes cuestiones:
a) Cuál es más reductor, b) cuál es más oxidante, c) cuál tiene menos carácter metálico, d) cuál es el de menor radio, e) cuál puede tener el menor estado de oxidación, f) cuál puede tener el mayor estado de oxidación, g) qué elementos podrán formar enlaces covalentes, h) cuales formarán enlaces metálicos.
7.- Ordenar los siguientes elementos de mayor a menor carácter metálico: Cs, Li, Mg, Ag, Al, Fe.
8.- Las cuatro primeras energías de ionización de un elemento son: 7.6, 15.0, 80.1 y 109.3 ¿dicho elemento podría ser un elemento alcalino?.
9.- Dados los elementos: Rb (z=37), Ne (z=10) Li (z=3), F (z=9), C (z=6), Fr (z=87), O (z=8) y Be (z=4). Ordenarlos de mayor a menor según sea a) su volumen, b) su energía de ionización, c) su afinidad electrónica, d) su electronegatividad, d) poder oxidante y e) carácter metálico.
10.- Indicar verdadero o falso justificando la respuesta:
a) El radio de un anión es siempre superior al del átomo neutro.
b) Los átomos con energía de ionización alta forman fácilmente iones positivos.
c) Un enlace iónico se establece cuando uno de los elementos es muy electronegativo y el otro posee un elevado potencial de ionización.
d) Entre dos elementos no metálicos distintos sólo pueden formarse enlaces covalentes no polares.
e) Entre dos elementos electropositivos distintos se formarán enlaces covalentes polares.
f) El carbono formará enlace metálico consigo mismo, debido a su baja electronegatividad.
g) ¿Qué tienen en común las siguientes especies químicas? O2- (1,40 A), F- (1,36 A), Na+ (1,52 A) y Mg2+(0,65 A). ¿A cuál de esas especies se le ha asignado un valor de radio erróneo?
11.- Dados los elementos: Li, Cs, Ti, Fe, Zn, Si, Cl y Ar. A) Clasificar según sean metales, no metales o gases nobles. B) Ordenar de mayor a menor potencial de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. C) ¿Cuál es el más oxidante? ¿Y el más reductor?. D) ¿Cuál sería el estado de oxidación más estable de cada uno de esos elementos?. Examen 2003.
Temas 4 a 9: enlace químico.
1.- a) Cuando un compuesto sólido es soluble en agua y conduce la corriente en disolución acuosa ¿se puede afirmar que es iónico?, ¿se puede afirmar que en él todos los enlaces son iónicos?, b) ¿Cómo se justifica el hecho de que algunos compuestos iónicos no sean solubles en agua?. c) ¿Es posible que un compuesto iónico se disuelva en benceno? (C6H6).
2.- a) ¿Qué tipo de enlace establecerá consigo mismo el molibdeno? ¿ese compuesto será conductor de la corriente eléctrica?. ¿por qué?
b) ¿Qué tipo de enlace establecerá consigo mismo el Br?. ¿éste compuesto será conductor de la corriente eléctrica? ¿será soluble en agua? ¿qué tipo de fuerza intermolecular presentan las moléculas de Br?
c) ¿Qué tipo de enlace existe en el KBr?, indicar las propiedades físicas del KBr es decir: estado de agregación, solubilidad, dureza y conductividad eléctrica.
d) Describir el tipo de enlace presente en el carbono diamante, el silicio, el germanio y los carburos no metálicos. Indicar los usos industriales que tienen estos compuestos en la actualidad. Examen 2003.
3.- Indicar si los enlaces presentes en las siguientes moléculas son simples, dobles o triples: CO, N2, F2, O2 y NO, ¿hay en ellas algún enlace dativo?.
4.- El agua y el dióxido de carbono tienen la misma estequiometría ¿porqué no coinciden en ambas la hibridación y geometría?.
5.-¿Es posible que se formen las moléculas de FO2, Mg2, PCl5 y NCl5? Justificar todas las respuestas en función conceptos relacionados con la teoría del enlace covalente.
6.- Justificar la diferencia de geometría de las moléculas de pentacloruro de fósforo y de pentafluoruro de yodo. A la vista de su estructura ¿cuál podría disolverse en un disolvente apolar?.
7.- Indicar en cuales de los siguientes compuestos se produce expansión de la capa de valencia para el átomo central: AsCl5, HClO4, Cl3CH, H2CO3. Escribir las fórmulas estructurales. ¿Se produce resonancia en alguna de ellas?, en caso afirmativo escribir las formas resonantes y el híbrido de resonancia. ¿cuál de ellas será soluble en agua?.
8.- a)¿Se puede afirmar que todos los tricloruros de la familia del nitrógeno tendrán la misma geometría para el átomo central?. b)¿Cómo variará el punto de fusión en esta serie de compuestos?.
9.- Dadas las moléculas: propino CH3-CCH, butadieno CH2=CH-CH=CH2 y propanona CH3-(C=O)- CH3. Indicar: a) El tipo de hibridación de cada uno de los átomos de carbono. b) La naturaleza pi (π) o sigma (σ) de todos los enlaces presentes en las mismas. (Examen 1996).
10.- Dividir la tabla periódica en tres zonas, según que los elementos sean conductores, semiconductores o no conductores en su estado estandar. ¿Cómo se relacionan la conducción eléctrica y el tipo de enlace?
11.- a) ¿Por qué razón algunos metales son blandos y de bajo punto de fusión mientras que otros son duros y de elevado punto de fusión?. ¿Cuáles son los metales más blandos y de menor punto de fusión? ¿Todos ellos son conductores de la corriente eléctrica? ¿por qué?.
b) Sabemos que uno de los problemas que presentan los metales es que tienden a oxidarse en contacto con el aire y el agua ¿en qué propiedad periódica te basarías para saber si un metal se oxidará con mayor o menor facilidad?. ¿Cuáles son los metales que se oxidarán con más facilidad?.
c) ¿Qué tipo de enlace establece consigo mismo el silicio?. ¿es conductor de la electricidad? ¿Cómo afectará a la conductividad eléctrica del Si la inclusión de impurezas de la familia del boro o de la del nitrógeno?.
d) Escribir las fórmulas de Lewis del HCN, del HCl, y del CCl4, y la fórmula estructural del sulfato sódico. ¿Cuál posee enlaces iónicos? ¿cuáles de ellas son polares? ¿Cuáles son electrolitos fuertes?.
e) ¿Cuál es la hibridación del carbono en la molécula de CCl4? ¿cuál es la geometría de la molécula? ¿el tetracloruro de carbono será miscible con agua?. Indicar algún disolvente con el que sea miscible esta molécula. Examen de febrero de 2005.
12.- Dadas las moléculas: BF3, CHCl3, AsCl3, SO3. Resolver para cada una de ellas: fórmula de Lewis, ¿hay expansión de la capa de valencia?, geometría de los pares electrónicos y geometría de la molécula, polaridad de la molécula e hibridación del átomo central. Examen febrero 2007.
Temas 10 y 11: disoluciones
1.- a) Se tienen dos sólidos covalentes cuyos pesos moleculares son 76 y 80, masas iguales de ambos compuestos se disuelven en la misma cantidad de agua. ¿Qué disolución tendrá mayor temperatura de ebullición normal?. 1.-b) Si disolvemos otra masa igual de un sólido iónico en la misma cantidad de agua, sabiendo que el peso fórmula del compuesto iónico es 76, indicar si el punto de ebullición normal de la nueva disolución será mayor menor o igual que el del apartado a.
2.- Dadas tres disoluciones 0,1 M de ácido acético CH3COOH, ácido sulfúrico y glucosa (C6H12O6) en agua, de las siguientes proposiciones señale las que considere correctas: a) las disoluciones de sulfúrico y acético son disoluciones de electrolitos. b) Las tres congelan a la misma temperatura. c) La temperatura de ebullición mayor corresponde a la disolución de sulfúrico. d) La temperatura de congelación más alta corresponde a la disolución de glucosa. (Examen 1995).
3.- Indicar verdadero o falso, justificando la respuesta:
a) Un líquido hierve si su presión de vapor es igual a la presión del aire que se encuentra sobre él. b) El descenso del punto de congelación de una disolución sólo depende de la naturaleza del soluto. c) A igualdad de concentración, los descensos de la temperatura de congelación y de la presión de vapor son mayores para una disolución de un electrolito fuerte que para una de electrolito débil.
4.- Dadas 3 disoluciones acuosas de igual concentración de H2SO4, HNO3 y CH3COOH, Ordenar de mayor a menor presión de vapor, temperatura de ebullición y temperatura de congelación.
5.- A uno y otro lado de una membrana semipermeable se encuentran dos disoluciones: la disolución 1 contiene 20 gramos de cloruro sódico en un litro de agua y la disolución 2 contiene 20 gramos de cloruro sódico en 500 mililitros de agua. Responder verdadero o falso justificando la respuesta para las siguientes cuestiones: a) Ambas disoluciones tienen igual presión osmótica, ya que ambas tienen la misma cantidad de soluto. b) Pasará agua de la disolución 1 a la 2. c) Pasará cloruro sódico de la disolución 2 a la 1 hasta que ambas disoluciones tengan igual concentración.
6.- Cuál de los siguientes compuestos usarías como anticongelante, y en que circunstancias: cloruro sódico, etilenglicol, glicerina y glucosa. Explicar porqué.
7.- Tenemos una disolución acuosa 1M en Na2SO4, separada por una membrana semipermeable de una cantidad equivalente de agua pura, ¿qué fenómeno se produce y cómo se llama dicho fenómeno?. Si trabajamos a 20ºC, ¿qué presión tendríamos que aplicar para provocar el paso de agua desde la disolución al disolvente puro?. Examen 2002.
Problemas de disoluciones.
1.- Un compuesto orgánico está constituido por: 55,8% de C, 7,0% de H y 37,2% de O. Cuando se evaporó una muestra de 1,5 g de dicho compuesto se encontró que, a 100ºC y 740mm de Hg, ocupaba 530 cc. a) ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?. b) Si este compuesto se disuelve en benceno: ¿los puntos de congelación y ebullición de la disolución serán mayores o menores que los del benceno puro?. c) ¿cómo puede influir la naturaleza del soluto en la presión de vapor de un disolvente?. Pesos atómicos: C:12. O:16. H:1. Solución: a) C4H6O2.
2.- Una muestra de urea (peso molecular 60,1) de 0,300 gramos se disuelve en 10 gramos de agua. Suponiendo comportamiento ideal, calcular el punto de ebullición normal de la disolución, sabiendo que el del agua pura es 100,00ºC y su constante ebulloscópica es 0,512. Sol: 100,225.
3.- Se desea determinar el peso molecular de cierto compuesto no electrolito, y para ello se pesan 1,100 g del sólido y se disuelven en 20 g de benceno. El punto de congelación de la disolución es de 4,38ºC. a) Sabiendo que el punto de congelación del benceno puro es 5,50ºC y la constante crioscópica 5,1, calcular el peso molecular del soluto. b) Si la temperatura de ebullición normal del benceno es de 80,2ºC y su constante ebulloscópica 2,53, indicar el punto de ebullición a la presión normal de la disolución. (examen de septiembre de 2003). Sol: a) 250,446, b) 80,75.
4.- Un compuesto de peso molecular 172 contiene 69,7% de carbono, 11,6% de hidrógeno y el resto de oxígeno. a) Determinar su fórmula molecular. b) Calcular la disminución de la presión de vapor de una disolución que contenga 100 g del compuesto anterior en 500 g de agua a 25ºC. La presión de vapor del agua a dicha temperatura es 23,76 mm de Hg. Sol: a) C10H20O2, b) 23,285 mm Hg.
5.- Una disolución 0,05 molal de ácido fluorhídrico en agua tiene un punto de congelación normal de -0,103ºC. Obtener el factor de van´t Hoff y el porcentaje de disociación del ácido en esta disolución. La constante crioscópica del agua es 1,86ºC/m. Solución: i= 1,107, disociación 10,7 %.
6.- Tomamos 84 g de ácido acético (CH3COOH) y añadimos agua hasta completar 800 ml de disolución. De esta disolución tomamos 150 ml a los que añadimos 100 ml de una disolución 2N del mismo ácido y, posteriormente, 300 ml de agua. a) Suponiendo volúmenes aditivos, calcular la normalidad final. b) Indicar si la presión de vapor y los puntos de fusión y ebullición de la disolución serán mayores o menores que los del agua pura. c) indicar si la presión de vapor y los puntos de fusión y ebullición de la disolución anterior serán mayores o menores que los de una disolución de la misma molaridad de ácido sulfúrico. (examen de 2000). Solución: a) N=0,84.
7.- Se dispone de una disolución formada por 180 gramos de agua y 2,92 gramos de compuesto del tipo MX, cuyo peso molecular es 58,5. Esta disolución congela a -0,95ºC. Calcular: a) grado de disociación del compuesto. b) El factor de van´t Hoff. c) Si en la misma cantidad de disolvente añadimos 2,92 gramos de un compuesto no electrolito cuyo peso molecular sea de 58,5, calcular la presión de vapor de la disolución a 100ºC y su temperatura de congelación. Datos: constante crioscópica del agua=1,86ºC/m. Presión de vapor del agua a 100ºC=760 torr. (Examen final junio2004). Solución: a) 84%, b) i= 1,84, c) 756,226 torr, 0,515ºC.
8.- Con el fin de disminuir la temperatura de congelación del agua contenida en un depósito, se disuelve en el mismo y en una concentración del 3 por 100 en peso, una sustancia de fórmula empírica (C2H6O)n, originándose un descenso de la presión de vapor, a 20ºC, de 0,209 mm de Hg. A) Determinar la temperatura de congelación de la disolución. Datos: Kc= 1,86ºC. Kg/mol; presión de vapor del agua a 20,0ºC: 17,54 mm Hg. Sol.: a) (-1,25ºC). 8.B) Indicar el fundamento de los anticongelantes, ¿qué condiciones debe cumplir un anticongelante? Citar algunos ejemplos. Examen febrero 2003.](Apuntes.EUP_files/shapeimage_2.png)