Libro Guia Apuntes Quimica 2Bach 100cia

Transcripción

La materia y sus transformaciones
2.- LA MATERIA Y SUS
TRANSFORMACIONES
2.1.- Clasificación de la materia .................................................. 20
2.1.1.- Mezclas homogéneas .................................................................... 20
2.2.- La reacción química ............................................................. 22
2.2.1.- Reacciones de síntesis ...................................................................
2.2.2.- Reacciones de descomposición ....................................................
2.2.3.- Reacciones de desplazamiento o sustitución ................................
2.2.4.- Reacciones de intercambio ...........................................................
23
23
24
24
2.3.- Leyes ponderales .................................................................. 24
2.3.1.- Ley de la constancia de la masa .................................................. 24
2.3.2.- Ley de las proporciones definidas ................................................ 25
2.3.3.- Ley de las proporciones múltiples ................................................ 25
2.4 .- Teoría de Dalton
.................................................................. 25
2.4.1.- Símbolos y fórmulas ..................................................................... 27
2.5.- Leyes volumétricas. Hipótesis de Avogadro ....................... 27
2.6.- Concepto de masa atómica ................................................... 28
2.6.1.- Isótopos ........................................................................................ 30
2.7.- Fórmulas empíricas y fórmulas moleculares ...................... 31
2.8.- Concepto de mol. Número de Avogadro ............................. 32
2.9.- Volumen molar. Ecuación de los gases perfectos ............... 32
2.10.- Disoluciones
......................................................................... 34
2.10.1.- Ley de Dalton de las presiones parciales ................................... 34
2.11.- Estequiometría de las reacciones químicas........................... 35
2.12.- Problemas y cuestiones ......................................................... 36
19
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2.1.- Clasificación de la materia.
La materia puede encontrarse en la naturaleza como sustancia pura o formando
mezclas. Como la Química trata de estudiar la materia y sus transformaciones, a continuación
te vamos a presentar unos conceptos sobre las distintas clases de materias que hay y las
diferencias que existen entre ellas:
• Fase: Es una porción de materia física y químicamente uniforme. Es un concepto
distinto al de estado, por ejemplo, una mezcla de líquido y aceite está constituida
por dos fases a pesar de ser las dos sustancias líquidas.
• Una Fase: La sustancias formadas por una sola fase pueden ser de dos tipos:
sustancias puras o disoluciones (también llamadas mezclas homogéneas.
• Más de una fase: Cuando una mezcla está formada por más de una fase se
denomina mezcla heterogénea. Las mezclas heterogéneas se pueden separar en sus
distintas fases por métodos físicos o mecánicos (filtración, decantación, …).
El estudio de las mezclas heterogéneas puede simplificarse analizando cada una de sus
fases por separado, de ahí que no las estudiemos con profundidad y pasemos a detallar las
mezclas homogéneas y las sustancias puras.
2.1.1.- Sustancias constituidas por una sola fase.
Las hay de dos tipos:
• Disoluciones: Son mezclas homogéneas en las que sus componentes pueden
separarse por métodos físicos (calentamiento, destilación, …). Hay varios tipos de
ellas:
o Sólidas: Aleaciones (por ejemplo el acero (Fe y C).
o Líquidas: Sales disueltas
o Gaseosas: por ejemplo el aire (mezcla de gases, fundamentalmente
oxígeno y nitrógeno).
• Sustancias puras: Las hay de dos tipos:
o Elementos: Sustancias que no se pueden separar en otras más sencillas.
Hay 109 elementos organizados convenientemente en la Tabla
periódica)
o Compuestos: Son sustancias puras que se pueden descomponer en
otras más sencillas. Están formadas por la agrupación de varios
elementos. Tienen las siguientes características:
 Composición fija e invariable, independientemente de su
procedencia, (por ejemplo, el agua siempre tendrá un 88,89 %
de oxígeno y un 11,11 % de hidrógeno).
 Tienen propiedades que las diferencian (al igual que los
elementos) como puntos de fusión y ebullición, densidad, …
 Son siempre homogéneas, aunque todas las sustancias
homogéneas no son compuestos o elementos (sustancias puras),
también están las disoluciones.
20

En las mezclas los componentes mantienen sus propiedades,
mientras que en los compuestos no.
En ocasiones existen verdaderas dificultades para poder diferenciar una disolución de
un compuesto, por eso, el la siguiente tabla te resumimos las diferencias fundamentales:
Compuestos
Mezclas homogéneas
- Las proporciones en que están los - Las proporciones de las sustancias que se
elementos dentro de los compuestos es
mezclan son variables.
siempre constante.
- Tienen propiedades físicas (puntos de - Tienen propiedades físicas (puntos de
fusión y de ebullición, densidad,...)
fusión y de ebullición, densidad,...) que
constantes.
varían en función de las proporciones en
que están las sustancias mezcladas.
- Las propiedades de los elementos que - Las sustancias que se mezclan mantienen
forman un compuesto son radicalmente
las propiedades.
distintas a las del compuesto formado
- De los compuestos, sólo se pueden - Las sustancias que forman una mezcla se
obtener los elementos que lo constituyen
pueden separar por métodos físicos
por métodos químicos (reacciones
(evaporación, filtración, imantación,...)
químicas).
A continuación te proponemos un algoritmo para que puedas clasificar cualquier
sustancia según el tipo que sea: mezcla (homogénea o heterogénea) o sustancia pura (elemento
o compuesto).
21
2.2.- La reacción química.
Antes de empezar debemos diferenciar claramente entre proceso físico y proceso
químico:
•
Proceso físico: No cambia la composición química de la sustancia, tan solo tiene
lugar una separación de una sustancia de otra en una mezcla o un cambio de
estado. Ejemplos de procesos físicos son: evaporación, fusión, destilación,
filtración,...
Los cambios de estado tienen nombres característicos que te presentamos en este
diagrama:
•
Proceso químico: Implican un cambio de composición en la sustancia, es decir,
tiene lugar una reacción química, en la que unas sustancias se transforman en otras
de propiedades totalmente diferentes.
Hay muchos tipos de reacciones químicas, y aunque más adelante las clasificaremos
atendiendo a su mecanismo y comportamiento químico (ácido-base, redox, precipitación, ...)
por el momento, sólo vamos a clasificarlas atendiendo a cómo se reagrupan los átomos:
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2.2.1.- Reacciones de síntesis.
Dos o más sustancias reaccionan para dar otra más compleja. Tienen la siguiente
estructura:
A + B  AB
donde A y B pueden ser elementos (en cuyo caso también se pueden llamar reacciones de
formación de la sustancia AB) o compuestos. Por ejemplo:
N2
+
Fe
CaO
3 H2
+


S
+
H2O
2 NH3
FeS

Ca(OH)2
SO2
+
H2O

H2SO3
CaO
+
SO2

CaSO3
2.2.2.- Reacciones de descomposición.
Una sustancia se descompone para dar dos más simples. La estructura es la siguiente:
AB

A
+
B
donde A y B pueden ser elementos y/o compuestos. Por ejemplo:
Ba(OH)2

BaO
+
H2O
H2SO3

SO2
+
H2O

2 HgO
PbCO3

2 Hg
PbO
+
+ O2
CO2
Si el proceso de descomposición se realiza con la ayuda de electricidad, las reacciones
se denominan de Electrólisis, por ejemplo:
2 H2O

2 H2
+
O2
2 NaCl

2 Na
+
Cl2
23
2.2.3.- Reacciones de desplazamiento o sustitución.
Uno de los elementos que forma parte de un compuesto es sustituido por otro. La
estructura de la reacción es la siguiente:
AB
+

X
AX
+
B
por ejemplo:
Cu
+

2 AgNO3
Cu(NO3)2
+
2 Ag
Zn
+
H2SO4

ZnSO4
+
H2
Cl2
+
2 KBr

2 KCl
+
Br2
2.2.4.- Reacciones de intercambio.
Estas reacciones equivalen a una doble descomposición o un intercambio. La
estructura general es:
AB
+

XY
AX
+
BY
por ejemplo:
AgNO3
+ NaCl
H2SO4 + 2 NaOH
Na2CO3 + 2 HCl

NaNO3 + AgCl
 Na2SO4 + 2 H2O
 2 NaCl
+ H2O + CO2
2.3.- Leyes ponderales. (referentes al peso).
2.3.1.- Ley de la conservación de la masa.
- La enunció Lavoisier en 1789.
- En cualquier reacción química, la suma de la masa de los
productos es igual a la suma de la masa de los reactivos, es decir, que la
materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.
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2.3.2.- Ley de las proporciones definidas.
- La enunció J. L. Proust en 1799.
- Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto,
lo hacen siempre en proporciones fijas y definidas, así, por ejemplo, el
amoniaco siempre tiene un 82´36 % de N y un 17´64 % de H, sea cual
sea su procedencia o el método utilizado para obtenerlo.
2.3.3.- Ley de las proporciones múltiples.
- La enunció Dalton en 1805.
- Cuando dos elementos se combinan para formar más de un
compuesto, los pesos de un elemento que se combinan con una
cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación numérica sencilla.
2.4.- Teoría atómica de Dalton.
Las hipótesis atómicas fueron unas teorías emitidas por Dalton en el año 1808,
tratando de explicar las tres leyes ponderales.
- Demócrito ya sostenía estas teorías (siglo IV a.d.C.).
- La teoría de Dalton puede resumirse en los siguientes puntos:
1º.-
La materia está compuesta por partículas indivisibles llamadas átomos: “La
materia, aunque divisible en grado extremo, no lo es indefinidamente, esto es,
debe haber un punto más allá del cual no se puede dividir”.
2º.- Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos. Los átomos de distintos
elementos, poseen masa y propiedades diferentes.
3º.- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes
elementos que lo constituyen en una relación numérica sencilla (Regla de la
máxima simplicidad).
4.- Las reacciones químicas sólo son una reestructuración de los átomos. Los
átomos se agrupan de forma diferente a como lo estaban inicialmente, pero ni se
forman ni se destruyen.
Con estas hipótesis, Dalton trata de explicar las tres leyes ponderales:
a) Ley de la conservación de la masa: La cuarta hipótesis establecida por Dalton, es otra
forma de enunciar la ley de conservación de la masa. Si los átomos no se crean ni se
destruyen en una reacción química, es lógico que la masa de los productos y de los
reactivos permanezca constante.
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b) ley de las proporciones definidas: La tercera hipótesis de Dalton, sugiere que para la
formación de un compuesto los átomos de los distintos elementos que lo forman deben
estar en una proporción numérica sencilla y determinada. Si además, todos los átomos
de un mismo elemento tienen la misma masa, es fácil deducir que la proporción en
masa deberá ser constante.
c) Ley de las proporciones múltiples: Si los átomos de un mismo elemento son idénticos
y la proporción en que forman los compuestos es sencilla, es lógico deducir que si dos
elementos forman más de un compuesto, exista una relación numérica simple entre las
cantidades del se4gundo elemento que se combinan con una cantidad fija del primero.
Por ejemplo, entre el CO2 y el CO, esa relación será de 2 ya que para una cantidad fija
de carbono, el dióxido de carbono tendrá el doble de oxígeno que el monóxido de
carbono.
Hoy se sabe que existen algunos fallos:
1.
Los átomos no son indivisibles, poseen electrones, protones y neutrones. En
la actualidad, se han descubierto muchas más partículas subatómicas
clasificadas en dos grandes grupos: los leptones y los quarks. Puedes
encontrar más información en la página:
http://www.mipagina.cantv.net/aquilesr/tabla_subatomica.htm
2.
La existencia de isótopos (átomos de un mismo elemento pero con diferente
masa ya que tienen distinto número de neutrones en el núcleo).
3.
La Regla de la máxima simplicidad llevó a Dalton a asignar fórmulas erróneas
a algunos compuestos, por ejemplo, al agua le asignó la fórmula HO y al
amoniaco NH.
4.
En las reacciones nucleares, los átomos pueden transmutarse unos en otros
emitiendo partículas radiactivas y energía.
A pesar de los errores que tiene la teoría atómica de Dalton, supuso una gran
revolución para los químicos del siglo XIX planteándoles nuevos retos, entre los que podemos
destacar:
a) La búsqueda sistemática de nuevos elementos químicos.
b) La ordenación de los elementos químicos según sus distintas propiedades, lo que
condujo al Sistema periódico.
c) La obtención de fórmulas químicas de compuestos.
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2.4.1.- Símbolos y fórmulas.
- A cada átomo se le asigna un símbolo. Los símbolos provienen en su mayoría del
latín, (Fe = Ferrum, Au = Aurum, Ag = Argentum, Cu = Cuprum, etc.), o de lenguas
germánicas (Na = natrium, K = kalium), o del lugar donde se descubrieron (Ge, Po).
- Se definen las moléculas como la mínima cantidad posible de una sustancia que
posee todas sus propiedades.
- Las moléculas se representan por fórmulas (agua = H2O ; amoniaco = NH3).
2.5.- Leyes volumétricas. Hipótesis de Avogadro.
El problema ahora consiste en conocer la forma de asignar fórmulas a los compuestos.
Dalton sugirió la regla de la máxima simplicidad, que llevó a errores como HO para el
agua, NH para el amoniaco, etc.
En aquella época, sólo se conocían los % en peso de los elementos que formaban el
compuesto, pero como todos los átomos no pesan lo mismo, estos datos no eran suficientes.
Gay-Lussac, trabajando con reacciones entre gases, dedujo lo siguiente: "los
volúmenes de los gases que reaccionan y los de los productos gaseosos formados guardan
entre sí una relación de números sencillos, siempre que estén medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura". Por ejemplo:
2 vol. Hidrógeno + 1 vol. Oxígeno 
2 vol. agua
Avogadro dio una explicación en 1811: "Volúmenes iguales de gases
medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el
mismo número de moléculas.".
Avogadro también supuso que en la mayoría de los elementos
gaseosos, sus moléculas están formadas por la unión de dos átomos, es decir,
son moléculas diatómicas.
Todo ello permitió deducir algunas fórmulas para compuestos gaseosos:
1 vol. Cloro
+
1 vol. Hidrógeno
2 vol. Cloruro de Hidrógeno
Cl
+
H
2 HCl
(si fuese así no cumpliría la 1ª ley ponderal)
Cl2
+
H2
2 HCl
27
1 vol. Oxígeno
+
2 vol. Hidrógeno
2 vol. agua
O2
+
2 H2
2 H2 O
2 vol. Hidrógeno
+
1 vol. Monóxido de
Carbono
1 vol. metanol
2 H2
+
CO
1 CH3OH
Hoy se sabe que salvo en gases nobles, los elementos gaseosos están agrupados en
moléculas diatómicas, es decir, están formados por la unión de dos átomos (H2, O2, N2, F2,
Cl2, Br2, I2, ...)
2.6.- Concepto de masa atómica.
- Los conocimientos que tenían los científicos hasta mediados del siglo XIX, eran la
teoría de Dalton y las hipótesis de Avogadro.
- Desde que Dalton enunció que la materia estaba constituida por átomos de diferentes
clases y por tanto de diferente masa, los científicos cayeron en la cuenta de que el
conocimiento de estas masas atómicas sería de gran utilidad para realizar cálculos químicos y
determinar fórmulas.
- Dalton pensaba que cuando dos elementos se combinan para dar más de un
compuesto, el más estable era el formado por moléculas diatómicas (regla de la máxima
simplicidad de Dalton).
28
- Dado que creía que los gases eran monoatómicos:
H + Cl
H+O
N+H



HCl
HO
NH
(cloruro de hidrógeno)
(agua)
(amoniaco)
y así asignó algunas fórmulas correctas y otras incorrectas.
- Cuando Avogadro emitió su hipótesis, Dalton la rechazó porque era incompatible
con sus razonamientos.
- Gay-Lussac observó que:
1 vol. Cloro + 1 vol. Hidrógeno 
2 vol. cloruro de hidrógeno
era imposible que volúmenes iguales de gases diferentes contuvieran el mismo número de
moléculas porque entonces se obtendría un volumen de cloruro de hidrógeno.
- Fue entonces cuando Avogadro pensó que los gases eran diatómicos (para defender
su hipótesis).
Cl2
+
H2

2 HCl
Cl4
+
H4

2 H2Cl2
todo ésto fue un gran avance, pero todavía quedaba sin determinar la fórmula química de los
compuestos, aunque datos experimentales apuntaban que los gases eran diatómicos.
- Cannizaro en 1858 ideó un método para calcular masas atómicas relativas. Al átomo
de Hidrógeno le asignó el peso de 1 u.m.a. (unidad de masa atómica), luego el gas hidrógeno,
al ser diatómico, tendría una masa de 2 u.m.as. Como volúmenes iguales contienen el mismo
número de moléculas, sólo es necesario comparar el peso de volúmenes iguales de hidrógeno
y de otro gas, puesto que la misma relación se obtendría pesando un átomo de cada uno de
ellos, y como sabemos lo que pesa la molécula de hidrógeno, podemos calcular la masa
atómica de los átomos del otro gas.
- De manera similar definió el peso molecular relativo de una molécula como las veces
que esa molécula pesaba más que el átomo de Hidrógeno.
- Ejemplo: 1 volumen de NO pesa 15 veces más que 1 volumen de Hidrógeno medidos
en las mismas condiciones de presión y de temperatura, luego 1 molécula de NO pesa 15
veces más que una molécula de H2. Como H2 tiene un peso de 2, NO pesa 30.
29
- El método propuesto por Cannizaro fue:
Sustancia
Agua
Monóxido de nitrógeno
Monóxido de Carbono
Dióxido de carbono
Oxígeno
Ozono
Peso molecular
relativo
18
30
28
44
32
48
% de
Oxígeno
89
53
57
73
100
100
Peso relativo de oxígeno
en la molécula
16
16
16
32
32
48
2.6.1.- Isótopos.
- Los isótopos son átomos de un mismo elemento pero con distinta masa. Los
descubrió F. W. Aston en 1910 cuando demostró que el Ne natural era una mezcla de dos
tipos diferentes de átomos, unos que pesaban 20 veces más que el hidrógeno y otros que
pesaban 22 veces más.
- Todos los elementos naturales son mezclas de isótopos, pero, también se conoce que
las proporciones de los isótopos de un elemento en la naturaleza son constantes. Actualmente
se conocen más de 300 isótopos.
- Cuando se efectúa la medición del peso atómico relativo de un elemento, el valor
obtenido es el peso ponderado de los diferentes isótopos que lo forman.
- Cuando se escribe el símbolo de un elemento, se indica, en ocasiones, de qué isótopo
se trata:
12
C = átomo de Carbono de masa atómica relativa 12.
A continuación tienes una tabla en la que te damos los isótopos que poseen algunos
elementos con su masa atómica y su abundancia relativa:
Elemento
Hidrógeno
Isótopo
1
H
H
3
H
10
B
11
B
12
C
13
C
14
C
14
N
15
N
16
O
17
O
18
O
35
Cl
37
Cl
2
Boro
Carbono
Nitrógeno
Oxígeno
Cloro
Masa*
Abundancia relativa
1,007825
2,010423
3,023751
10,01293
11,00931
12,00000
13,00335
14,01270
14,00307
15,00011
15,99491
16,99884
17,99726
34,96885
36,96600
99,985
0,015
0,000
19,780
80,220
98,892
1,117
0,000
99,631
0,369
99,759
0,037
0,204
75,531
24,469
Peso atómico
1,00797
10,811
12,01115
14,0067
15,9994
35,453
* Datos con relación al C12
30
- Se pensó en cambiar el patrón de medida de masas relativas y a lo largo de la historia
ha habido tres definiciones de u.m.a.:
1º : 1 u.m.a. = masa H
2º : 1 u.m.a. = 1/16 masa 16O
3º : 1 u.m.a. = 1/12 masa 12C
- Actualmente se define:
a) Peso atómico: Es el número que indica las veces que un elemento es más pesado
que la doceava parte de un átomo de Carbono isótopo 12.
b) Peso molecular: Es el número que indica las veces que una molécula es más pesada
que la doceava parte de un átomo de Carbono isótopo 12.
- Vamos a ver con un ejemplo cómo se determinan las masas relativas medias para un
elemento como el Carbono:
El Carbono es una mezcla de tres isótopos:
C12 = 12 u.m.as 98,9%
C13 = 13 u.m.as 1,1%
C14 = 14 u.m.as 0,0%
¿Cuál es el peso atómico del Carbono natural?.
masa C
= 12 ⋅
98,9
100
+ 13 ⋅
1,1
100
+ 14 ⋅
0
100
= 12,01 umas
no hay ningún átomo de C que pese 12,01 u.m.as, es una media ponderada y este es el valor
que aparece en la tabla periódica.
2.7.- Fórmulas empíricas y fórmulas moleculares.
- Las fórmulas empíricas son aquellas que expresan las clases de átomos que existen
en la molécula y su número relativo.
- Las fórmulas moleculares indican además, el número absoluto de cada tipo de átomo
presente en la molécula.
- Por ejemplo, para el benceno:
CH

Fórmula empírica
C6H6

Fórmula molecular
- Una vez conocidos los pesos atómicos, la deducción de las fórmulas empíricas es un
proceso sencillo, siempre que se pueda conocer la composición centesimal del compuesto en
cuestión.
31
2.8.- Concepto de mol. Número de Avogadro.
- Mol: Cantidad de un compuesto (o elemento) igual a su peso molecular (o atómico)
expresado en gramos.
Mr(H2O) = 18 umas
 18 gramos de H2O = 1 mol de H2O
- 1 mol de cualquier sustancia contiene 6,023.1023 partículas de esa sustancia (átomos
si se trata de un elemento y moléculas si se trata de un compuesto). A dicho número se le
conoce con el nombre de número de Avogadro.
- Es importante destacar que un mol no es una unidad de masa, simplemente es una
cantidad de sustancia (6,023.1023 partículas) y que si dicha cantidad está referida a un
elemento o compuesto químico, existe una relación directa con su masa.
- Parece evidente que para pasar de una cantidad de sustancia expresada en gramos a
moles, tan solo hay que dividir por su peso atómico si se trata de un elemento o por su peso
molecular si se trata de un compuesto, es decir:
a) Para un elemento:
n=
gramos
Ar
b) Para un compuesto:
n=
gramos
Mr
2.9.- Volumen molar. Ecuación de los gases perfectos.
Hasta aquella época se conocían tres leyes:
-
Boyle y Mariotte: Si tenemos un gas encerrado en un recipiente de volumen variable y
mantenemos la temperatura constante, a medida que reducimos el volumen, la presión
aumentará inversamente proporcional y viceversa, es decir:
si el V , entonces P , es decir:
P x V = K1
donde K1 es una constante que solo depende del número de moléculas (cantidad de gas) y
de la temperatura.
-
Charles y Gay-Lussac: Si tenemos un gas encerrado en un recipiente y mantenemos la
presión constante, si aumentamos la temperatura el volumen deberá aumentar (para que la
presión no varíe), es decir:
si la T , entonces el V ,
es decir:
V = K2 x T
donde K2 es una constante que sólo depende del número de moléculas (cantidad de gas) y
de la presión.
32
Si representamos V = f(T), para cada una de las sustancias sale un recta; y si prolongamos
cada una de ellas corta el eje de abscisas en -273´15 ºC que es el cero absoluto, ya que,
teóricamente, a esa temperatura, el volumen de cualquier sustancia sería nulo. Lo mismo
ocurre si representamos en una gráfica P = f(T):
Nunca se ha llegado a alcanzar esa temperatura de -273´15 ºC, por eso, se definió la
escala Kelvin de Temperaturas, donde dicho valor se toma como cero absoluto. Es obvio
que en esta escala no podrán existir temperaturas negativas ni nula.
-
Ley de Avogadro: Si tenemos un gas encerrado en un recipiente y mantenemos la presión
constante, si aumentamos la cantidad de gas (moles) el volumen deberá aumentar (para
que la presión no varíe), es decir:
si la n , entonces el V ,
es decir:
V = K3 x n
donde n es el número de moles de gas y K3 es una constante que sólo depende de la
presión y de la temperatura.
- De las tres expresiones se puede deducir:
donde R es una constante cuyo valor sólo depende de las unidades elegidas para la presión,
volumen, temperatura y cantidad de gas, por ejemplo:
R = 0,082 (atm.litro/mol.K)
R = 1,98 (calorías/mol.K)
R = 8,31 ( julios/mol.K )
los gases que cumplen la ecuación (1), se llaman gases ideales o perfectos. No hay ningún gas
que cumpla exactamente dicha ecuación, pero la mayoría se acercan bastante a ella.
33
- Las condiciones normales de operación se definen como:
P = 1 atm
T = 0 ºC = 273 K
sustituyendo en la ecuación de los gases ideales podemos determinar el volumen que ocupará
1 mol de un gas en condiciones normales:
PxV=nx R x T
1 x V = 1 x 0,082 x 273

V = 22,4 litros
un mol de cualquier gas en c.n. (condiciones normales) ocupa 22,4 litros
2.10.- Disoluciones.
- Es muy frecuente realizar reacciones químicas con sustancias en disolución. Las
disoluciones se definieron en el punto 1.3 como una mezcla homogénea y las más frecuentes
son las de sólido/líquido (soluto disuelto en agua).
- Se puede medir la concentración de soluto que hay en una determinada disolución de
varias formas. Las más importantes son:
a) Tanto por cien en peso (%): gramos de soluto presentes en 100 gramos de
disolución.
b) Gramos por litro (g/L): gramos de soluto presentes en un litro de disolución.
c) Molaridad (M): moles de soluto presentes en un litro de disolución.
d) Molalidad (m): moles de soluto presentes en un Kilogramo de disolvente.
En química, la utilizada mayoritariamente es la Molaridad
2.10.1.- Disoluciones gaseosas. Ley de Dalton de las presiones parciales.
- Cuando tenemos una mezcla de gases ideales contenidos en un volumen V, se puede
escribir (aplicando la ecuación de los gases perfectos, que:
R ⋅T 
V  → P = P + P = (n + n ) ⋅ R ⋅ T
T
A
B
A
B
R ⋅T 
V

PB = nB
V 
PA = n A
de forma general:
PT = ∑ Pi = ∑ ni ⋅
34
R ⋅T
V
Por otra parte:
R ⋅T 
V 

R ⋅T 
PT = nT ⋅
V 
PA = n A ⋅

si dividimos ordenadamente
PA = PT ⋅
y despejando la presión parcial del gas A:

PA n A
=
PT nT
nA
nT
De forma general:
ni
Pi = PT .
∑ ni
Fracción molar (xi)
por lo tanto, la ley de Dalton de las presiones parciales viene determinada por la ecuación:
PA = PT . x A
PB = PT . x B
y de forma general:
Es fácil comprobar que:
xA + xB = 1
PA + PB = PT
y de forma general:
∑ xi = 1
∑ Pi = PT
35
2.11.- Estequiometría de las reacciones químicas.
- Una reacción química no sólo tiene un significado cualitativo, sino también
cuantitativo si esta, está ajustada, es decir, nos da información de:
a) los reactivos y productos que intervienen en la reacción.
b) en qué proporción, en moléculas y moles (y si la reacción es gaseosa también en
volúmenes si están medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura) reaccionan
entre sí.
- Con la aplicación de estas relaciones cualitativas, se pueden resolver problemas de
cálculos estequiométricos. Dichos cálculos nos permitirán averiguar la cantidad de un
producto de la reacción que se va a obtener con una cantidad de reactivos dada o la cantidad
de un reactivo que se necesita para obtener una determinada cantidad de producto.
- Antes de realizar los cálculos estequiométricos hace falta tener claros una serie de
conceptos:
-
Reactivo limitante: A veces nos dan cantidades de dos reactivos que no guardan
la relación estequiométrica. En estos casos hay que determinar de antemano cuál
de ellos está en exceso (parte que queda sin reaccionar) y cuál es el reactivo
limitante (reactivo que se agota, reacciona por completo)
-
Reacción común de una mezcla: Cuando una mezcla de dos sustancias reacciona
con un mismo reactivo, cada reactivo verifica su reacción independientemente. Por
lo tanto se trata de dos reacciones diferentes, aunque simultáneas. De los datos
obtenidos en estos casos, puede determinarse la composición de la mezcla.
-
Pureza de los reactivos: Si hay alguna sustancia impura en los reactivos, sólo la
parte pura de ellos intervendrá en la reacción (suponiendo impurezas inertes).
-
Empleo de disoluciones: Este caso podría reducirse al anterior, ya que tendremos
que calcular la cantidad de sustancia disuelta que será la que verdaderamente
reaccione.
-
Rendimiento de la reacción: En muchos casos, los cálculos teóricos no coinciden
con las cantidades de productos que realmente se obtienen. El rendimiento de la
reacción nos permite saber los gramos reales que se obtienen sabiendo los teóricos
calculados, es decir, que si el rendimiento de la reacción es del 80 %, aplicando
dicho porcentaje sobre los cálculos teóricos realizados, sabremos lo que realmente
se obtendría.
R=
36
gramos reales
moles reales
⋅ 100 =
⋅ 100
moles teóri cos
gramos teóri cos
- Para realizar correctamente los cálculos estequiométricos tenemos que seguir los
siguientes pasos:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
Ajustar la reacción química.
Pasar todos los datos a moles.
Calcular el reactivo limitante en el caso de que sea necesario.
Realizar los cálculos estequiométricos.
Pasar los moles a las unidades que nos pidan.
Aplicar el concepto de rendimiento de la reacción si tenemos datos.
2.12.- Ejercicios y cuestiones.
a) Leyes ponderales y volumétricas:
12.- El amoniaco es un compuesto formado por Hidrógeno y Nitrógeno. Al analizar varias
muestras, se han obtenido los siguientes resultados:
Masa de N (gramos)
Masa de H (gramos)
5,56
1,19
10,88
2,33
19,85
4,25
29,98
6,42
37,59
8,05
a) Verificar la ley de las proporciones definidas.
b) ¿Cuánto Nitrógeno se combina con 1 gramo de Hidrógeno? y ¿Cuánto amoniaco se
formará?.
13.- Al analizar compuestos gaseosos de Carbono y Oxígeno, se obtienen los siguientes
resultados:
1er gas
2º gas
Masa de C (gramos)
Masa de O (gramos)
Masa de C (gramos)
Masa de O (gramos)
12,65
16,82
6,39
17,08
24,14
32,09
10,57
28,19
37,81
50,29
12,25
32,62
54,37
72,31
21,12
56,38
b) Verificar la ley de las proporciones múltiples.
14.- Sabiendo que en el agua se cumple (masa de O)/(masa de H)= 8, ¿Qué cantidad de agua
se necesita descomponer para obtener 10 gramos de Hidrógeno?.
15.- Al analizar el dióxido de carbono se comprueba que tiene un 27% de C. Calcular la
cantidad de dióxido de carbono que se obtendrá al combinar 54 gramos de C con el
suficiente oxígeno.
37
16.- En la preparación de trióxido de azufre se obtuvieron los siguientes datos en un
conjunto de experimentos:
Experimento
Masa de S (gramos)
Masa de O (gramos)
1
0,723
1,084
2
1,212
1,818
3
2,146
3,252
4
3,813
5,720
Comprueba que se cumple la 2ª ley ponderal y calcula la cantidad de oxígeno necesario
para combinarse con 10 gramos de S y los gramos de SO3 que se obtendrán.
17.- El Indio y Oxígeno forman dos compuestos diferentes. Al analizar varias muestras de
cada uno de ellos se obtienen los siguientes resultados:
Masa de In (gramos)
Masa de O (gramos)
COMPUESTO 1
46,0
27,60
115,0
3,2
1,92
8,0
COMPUESTO 2
23,0
4,60
69,0
4,8
0,96
14,4
a) Comprueba que se cumplen la 2ª y la 3ª ley ponderal.
b) Calcula la cantidad del COMPUESTO 1 que habrá que descomponer para obtener 20
gramos de In.
c) Calcula la cantidad del COMPUESTO 2 que habrá que descomponer para obtener 20
gramos de In.
d) Calcula la cantidad del COMPUESTO 1 que se podrá obtener con 100 gramos de In
y 15 gramos de O.
e) Calcula la cantidad del COMPUESTO 2 que se podrá obtener con 100 gramos de In
y 15 gramos de O.
f) Otra muestra de un compuesto de In y O, contiene un 82,7 % de In. ¿Se trata de
alguno de los dos compuestos indicados o de otro diferente?
18.- En los tiempos de Dalton era conocida la existencia de dos gases formados por Carbono
y oxígeno. De ambos, el más rico en O contenía un 72,7% de este elemento y el otro un
57,1%. ¿Qué relación existe entre las masas de oxígeno que se combinan con la misma
masa de carbono?
19.- El amoniaco contiene un 17,76 % de hidrógeno. Cuando reaccionan completamente
3,77 gramos de hidrógeno con 26,23 gramos de nitrógeno se forman 30 gramos de
hidracina (compuesto formado también con los mismos elementos que el amoniaco).
Comprueba que se cumple la 3ª ley ponderal.
20.- 25,1 gramos de mercurio se combinan con 2 gramos de oxígeno para formar óxido de
mercurio. En otras condiciones 0,402 gramos de mercurio se combinan con 0,016
gramos de oxígeno para formar otro óxido. Verifica la ley de las proporciones múltiples.
21.- El latón es una aleación formada por Cu y Zn. La proporción de este último metal puede
variar de 10 a 35%. Teniendo en cuenta este hecho y basándose en una determinada ley,
¿debemos decir que el latón es una mezcla, o por el contrario, que es un compuesto
químico resultante de la combinación de estos dos metales?
38
22.- Averigua la fórmula de uno de los óxidos del Nitrógeno sabiendo que reaccionan en la
proporción de volúmenes siguiente:
20 cc.
50 cc.
20 cc.
Volumen de Nitrógeno
Volumen de Oxígeno
Volumen de óxido
4 litros
10 litros
4 litros
100 ml
250 ml
100 ml
23.- Los datos de la siguiente tabla corresponden a la reacción química entre el Carbono y el
oxígeno para formar dióxido de carbono. Complétala con los valores que faltan:
CARBONO
12
6
3
OXIGENO
32
?
?
DIOXIDO DE CARBONO
?
22
?
24.- El Nitrógeno y el Oxígeno son gases formados por moléculas diatómicas, (con dos
átomos). Se sabe que entre ellas se pueden combinar en una proporción de volúmenes
de 2:1, 1:1 y 1:2. ¿Cuáles son las fórmulas más sencillas de los compuestos que pueden
formarse?.
25.- La siguiente tabla recoge los datos de diferentes experimentos en los que se combinaron
nitrógeno e hidrógeno:
Nitrógeno (gas)
Hidrógeno (gas)
COMPUESTO
MASA (g)
VOLUMEN (l)
MASA (g)
VOLUMEN (l)
5,6
1,2
6,8
4,48
13,44
8,96
6,56
0,94
7,50
5,25
10,53
10,53
a) Justifica si se cumplen las leyes de conservación de la masa, proporciones definidas
y volúmenes de combinación.
b) Deduce las fórmulas empíricas de los dos compuestos formados por el nitrógeno y
el hidrógeno.
b) Concepto de mol:
26.- ¿Cuántos moles de CO2 hay en 5 gramos de muestra?. En la misma cantidad, ¿Cuántas
moléculas de CO2 , átomos de Carbono y átomos de Oxígeno habrán?.
27.- Se tienen 2,5 moles de H2S. Calcular:
a) El número de gramos que hay de S y de H.
b) El número de moles de S.
c) El número de moléculas de sulfuro de hidrógeno.
28.- Se tiene una muestra de 8 gramos de Oxígeno. Calcular el número de moléculas y el de
moles. ¿Y si los 8 gramos fuesen de ozono?
39
29.- ¿Cuál de entre las siguientes cantidades de materia tendrá mayor masa?
10 gramos de Cu, 6 moles de He ó 3,01.1023 átomos de Ag.
30.- a) ¿Cuántos moles de átomos de azufre hay en 10 gramos de S8?
b) ¿Cuántos moles de moléculas de S8 hay en 10 gramos de S8?
c) ¿Cuántas moléculas hay en 10 gramos de S8?
31.- En 413 gramos de clorato de bario monohidratado, calcular:
a) moles de Ba.
b) moles de oxígeno.
c) moles de ion clorato.
32.- Si de 100 miligramos de amoniaco se quitan 2.1021 moléculas de amoniaco, ¿cuántos
moles de amoniaco nos quedarán?
33.- Completa la siguiente tabla:
Moles de agua
3
Moléculas de agua
Gramos de agua
Átomos de hidrógeno
1,3· 1025
250
1,5 · 1033
34.- Determina teóricamente el número de moléculas de agua que caben en un tubo de
ensayo de 5 ml de volumen. Considera densidad del agua = 1000 kg/m3
35.- La masa más pequeña capaz de desequilibrar la balanza más sensible hasta ahora
construida es de 1,0·10-6 g. Si esta cantidad fuera del elemento más ligero, el hidrógeno
¿Cuántos átomos contendría?
36.- La fórmula de la glucosa es C6H12O6 ¿Cuál es su composición centesimal?
37.- Disponemos de pirita del 90 % de pureza en FeS2 y de magnetita del 85 % en Fe3O4.
Suponiendo el mismo rendimiento, en los procedimientos de extracción de hierro, para
ambos minerales ¿Cuál de los dos resultará más rentable?
c) Masas atómicas y moleculares:
38.- Halla la masa atómica del Boro natural sabiendo que se trata de una mezcla de isótopos
cuya abundancia relativa es:
B10  19,8%
B11  80,22%
39.- Halla la masa atómica del Oxígeno natural sabiendo que se trata de una mezcla de
isótopos cuya abundancia relativa es:
O16  99,759 %,
O17  0,037 %,
O18  0,204%
40.- Calcular el peso molecular del Bromo sabiendo que a 27 ºC y 0`046 atm de presión, una
muestra de 0`057 gramos ocupa un volumen de 200 cc..
40
41.- Se ha medido la densidad del hidrógeno, nitrógeno y amoniaco en las mismas
condiciones de P y T encontrándose los valores de 0,081, 1,138 y 0,691 g/L
respectivamente. Hallar:
a) la masa atómica del nitrógeno relativa al hidrógeno.
b) la masa molecular del amoniaco relativa al hidrógeno.
DATOS: Ar(H) = 1 uma
42.- El fósforo reacciona con el oxígeno para formar un compuesto de fórmula P4O10; si
0,248 gramos de fósforo reaccionan dando 0,568 gramos de óxido, determinar la masa
atómica relativa del fósforo sabiendo que Ar(O) = 16 umas.
43.- Determinar la masa atómica relativa del Mg a partir de las masas de sus isótopos y sus
abundancias relativas:
Isótopo
24
25
26
Abundancia (%)
78,60
10,11
12,29
Masa relativa (umas)
23,993
24,994
25,991
44.- El cobre natural está compuesto sólo de dos isótopos de masas relativas 62,929 y
64,928. Sabiendo que la masa relativa del cobre es 63,54, determinar la abundancia
relativa de cada uno de los isótopos.
45.- Al analizar 6,392 gramos de cromato de plata se obtienen 1,464 gramos de óxido de
cromo(III). Calcular la masa atómica relativa del cromo.
DATOS: Ar(Ag) = 107,94 ; Ar(O) = 16
46.- El cobalto natural está formado exclusivamente por el isótopo 59Co, cuya masa es
58,9332. El níquel natural está formado por:
Isótopo
masa del isótopo
Abundancia (%)
58
Ni
57,9353
68,274
60
Ni
59,9332
26,095
61
Ni
60,9310
1,134
62
Ni
61,9283
3,593
63
Ni
63,9280
0,904
Determina las masas atómicas del cobalto y del níquel.
47.- La plata natural está compuesta de dos isótopos cuyas masas son 106,905 y 108,905.
Sabiendo que la masa atómica relativa de la plata es 107,87 determina la abundancia
relativa de cada uno de los isótopos de la plata.
48.- Se obtienen 0,365 gramos de óxido de berilio a partir de 1,479 gramos de acetato de
berilio, Be4O(C2H3O2)6. Calcular la masa relativa del Berilio.
DATOS: Ar(O) = 16 ; Ar(C) = 12 ; Ar(H) = 1
49.- Calcular la masa atómica relativa del Boro, sabiendo que al calentar Borax cristalizado,
Na2B4O7.10H2O, se produce una pérdida de masa del 47,1%.
DATOS: Ar(Na) = 23; Ar(O) = 16; Ar(H) = 1.
41
50.- 5,610 gramos del compuesto Bi(C6H5)3 producen por combustión 2,969 gramos del
óxido de bismuto(III). Hallar la masa atómica relativa del Bismuto.
DATOS: Ar(O) = 16 ; Ar(C) = 12 ; Ar(H) = 1.
d) Fórmulas empíricas y moleculares:
51.- Determinar el % de cada uno de los elementos presentes en cada uno de los siguientes
compuestos:
a) FeO
b) CH3OH
c)Na2CO3
d) H2S
52.- Calcular la fórmula empírica de los compuestos que poseen las siguientes
composiciones centesimales:
a) 2,1% H, 32,7% S y 65,2% O.
b) 57,5% Na, 40,0% O y 2,5% H.
c) 65,9% Ba y 34,1% Cl.
d) 52,2% C, 13,0% H y 34,8% O.
e) 75,0% C y 25,0% H.
53.- Un compuesto orgánico formado por C, H y O, posee la siguiente composición
centesimal: 26,70 % de C, 2,22 % de H y 71,1 % de O. Si su peso molecular es de 90,
calcular su fórmula empírica y su fórmula molecular.
54.- Calcular la composición centesimal de los siguientes compuestos:
b) CaCO3
c) SiO2
d) KMnO4
a) AgNO3
55.- El análisis de un compuesto da el siguiente resultado: 26,57 % de K, 35,36 % de Cr y
38,08 % de O. Calcular su fórmula empírica.
56.- La composición centesimal de una sustancia es: C 39,998 %, H 6,718 % y el resto
oxígeno. Calcular su fórmula empírica. ¿Con estos datos, se puede determinar la
fórmula molecular?
57.- Al reaccionar 94,2 g de yodo con magnesio en exceso se obtuvieron 103,2 g de yoduro
de magnesio. Deduce la composición centesimal del compuesto formado.
58.- Se ha determinado que 4,638 gramos de un óxido de Fe contiene 3,358 gramos de Fe.
¿Cuál es la fórmula de este óxido?
59.- Un gramo de un compuesto formado únicamente por C e H dio por combustión 1,635
gramos de agua y 2,995 gramos de dióxido de carbono. Hallar la fórmula empírica del
compuesto.
60.- 2 gramos de fósforo se queman al aire y forman 4,582 gramos de un óxido. Esta
cantidad de óxido reacciona exactamente con 1,744 gramos de agua para formar 6,326
gramos de un compuesto formado por P, O e H. Determinar la fórmula empírica del
óxido y del otro compuesto.
42
61.- Se calienta 6,192 gramos de cloruro de bario hidratado y se obtienen 5,280 gramos de
cloruro de bario anhidro. Mediante nitrato de plata, 0,663 gramos de la sal hidratada dan
lugar a 0,778 gramos de cloruro de plata. Averigua la fórmula empírica del cloruro
hidratado.
62.- Al quemar 0,739 gramos de un hidrocarburo se forman 2,471 gramos de dióxido de
carbono y 0,578 gramos de agua. A 100ºC y 722 mmHg de presión, un matraz de 325,6
ml de capacidad contiene 0,932 gramos de dicho hidrocarburo en estado vapor. Calcular
su fórmula empírica y molecular.
63.- La sustancia responsable del sabor peculiar de algunas frutas como la naranja, pomelo,
limón, etc., es el ácido cítrico. Dicha sustancia está formada únicamente por carbono,
hidrógeno y oxígeno. si quemamos 2,885 g de ácido cítrico se obtienen 3,967 g de
dióxido de carbono y 1,082 g de agua. Determina las fórmulas empírica y molecular del
ácido cítrico, sabiendo que 850 ml de una disolución acuosa de dicha sustancia, que
contiene 3,187 g de la misma, tiene una concentración cuyo valor es 1,95·10-2 M.
64.- Un compuesto orgánico está formado por C, H, O y N. Al quemar 8,9 g de este
compuesto se obtienen 2,7 g de agua, 8,8 g de dióxido de carbono y 1,4 g de nitrógeno.
Al vaporizar el compuesto a 270 ºC bajo presión de 3 atm, 0,1 l de vapor pesan 1,2 g.
Deduce las fórmulas empírica y molecular del compuesto.
65.- Un cloruro de mercurio contiene un 84,97 % de mercurio. Al evaporarse un gramo de
este compuesto ocupa 0,0615 litros a 350 K y 1,01 Atm. Halla: a) La masa molecular
del compuesto. b) Su fórmula empírica. c) Su fórmula molecular.
66.- Una sustancia gaseosa contiene 48,7 % de carbono, 8,1 % de hidrógeno y el resto de
oxígeno. Si su densidad, medida en condiciones normales, es de 3,3 g/l ¿Cuáles serán
sus fórmulas empírica y molecular?
67.- En una muestra de 6,676 g de una sal de níquel se encuentran 3,541 g de metal. La sal
puede ser o un cloruro o un cianuro o un sulfato. Determina cuál de estas sales se
corresponde con la muestra.
68.- Al llevar a cabo la combustión de 2 g de vitamina C se obtuvieron 3 g de CO2 y 0,816
g de H2O.
a) Halla la fórmula empírica de la vitamina C sabiendo que contiene C, H y O.
b) Determina su fórmula molecular sabiendo que la masa molecular está comprendida
entre 150 y 200
69.- Una sustancia presenta una composición de 40% de carbono, 6,7% de hidrógeno y
53,3% de oxígeno. Sabiendo que en 24 mg de sustancia hay aproximadamente 2,4.1020
moléculas, deduce la fórmula molecular del compuesto.
70.- Un compuesto orgánico está constituido por carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se
produce la combustión de 1,570 g del mismo se obtienen 3 g de dióxido de carbono y
1,842 g de agua. Una muestra de 0,412 g de esta sustancia ocupa, a 14 ºC y 0,977 atm,
un volumen de 216 cm3. Calcula su fórmula empírica y su fórmula molecular.
43
71.- El yeso es sulfato cálcico hidratado. Si al calentar 3,273 g de yeso se obtienen 2,588 g
de sulfato anhidro. ¿Cuál es la fórmula del yeso?
72.- Una sustancia contiene un 28,60 % de agua de cristalización. El análisis elemental da
4,80 % de H, 19,05 % de C y 76,15 % de O.
a) Calcular la fórmula empírica.
b) Si la masa molecular del compuesto es 126 u. ¿Cuál será su fórmula molecular?
e) Disoluciones:
73.- Se ha preparado una disolución disolviendo 9 gramos de glucosa en 100 cm3 de agua;
calcular:
a) La concentración en g/L.
b) La concentración en %.
c) La molaridad.
d) La molalidad.
74.- Calcular la molaridad de una disolución preparada pesando 5 gramos de K2CO3 y
enrasando con agua hasta 500 cm3.
75.- ¿Cuál es la densidad (en g/L) del gas propano (C3H8) a 25 ºC de temperatura y 1 atm de
presión?
76.- Calcular el peso molecular de un gas desconocido sabiendo que tiene una densidad de
1,29 g/L en condiciones normales, es decir, 0 ºC de temperatura y 1 atm de presión.
77.- ¿Qué volumen de ácido clorhídrico (HCl), del 36% de riqueza y densidad = 1,18 g/ cm3,
debe tomarse para preparar 250 cm3 de una disolución 1,5 molar de HCl?.
78.- Se prepara una disolución disolviendo 5 gramos de BaCl2 en 95 gramos de agua.
Calcular:
a) La concentración en g/L.
c) La molaridad.
d) La molalidad.
79.- Una disolución acuosa de densidad 1,022 g/cm3 contiene 12 gramos de azúcar
(C12H22O11) en 200 mL. Calcular la concentración en:
a) g/L
b) % en peso de azúcar.
c) Molaridad (M).
d) Molalidad (m).
80.- Se pretende comprobar si un recipiente resiste 10 atmósferas de presión para lo cual se
llena con aire a 0 ºC y 5 atmósferas y se calienta. Suponiendo constante el volumen del
recipiente: ¿Qué temperatura debería alcanzar el recipiente como mínimo?
44
81.- Disponemos de una masa de 3,49 g de acetileno que, en condiciones normales, ocupan
un volumen de 3 l. Determina: a) La densidad del acetileno en las condiciones dadas. b)
La masa molecular del acetileno.
82.- Se abre la válvula que hay entre un tanque de 5 litros que contiene un gas A a 9 atm de
presión y otro tanque de 10 litros que contiene un gas B a 6 atm de presión. Si la
temperatura no varía, calcula la presión parcial de cada uno de los gases y la presión
total cuando alcance el equilibrio.
83.- ¿Qué volumen de agua hay que añadir a 200 ml de una disolución 0,2 M de cloruro
sódico para disminuir su concentración a 0,05 M?. Calcula la fracción molar del cloruro
sódico en la disolución final.
84.- ¿Cuál es la presión parcial de cada uno de los gases de una mezcla que a 740 mmHg
contiene un 78 % de nitrógeno, un 20 % de oxígeno y un 2 % de dióxido de carbono?
85.- En 35 g de agua se disuelven 5 g de cloruro de hidrógeno. La densidad de la disolución
resultante es 1,06 g/cm3. Hallar su concentración: a) En porcentaje en peso. b) En
gramos/litro. c) En molaridad.
86.- Se necesitan 200 ml de una disolución acuosa de amoniaco 4 M. En el laboratorio se
dispone de una disolución más concentrada, al 23 % en masa, cuya densidad es 0,914
g/ml. Calcula los mililitros de esta última necesarios para preparar los 200 ml que
necesitamos.
87.- Se toman 50 ml de una disolución de H3PO4 del 60% en masa, cuya densidad es 1,64
g/cm3, y se diluye hasta alcanzar un volumen total de 500 ml. Calcula la molaridad de la
disolución obtenida.
88.- El aire seco tiene la siguiente composición volumétrica: N2 78,084 %, O2 20,946 %, Ar
0,934 %, CO2 0,033 % y otros gases 0,002 %. Su densidad en condiciones normales es
1,2929 g/dm3. Calcula las presiones parciales de los distintos componentes.
89.- El aire contiene, aproximadamente, un 21% de oxígeno y un 79% de nitrógeno en
volumen. a) ¿Qué relación habrá entre el número de moléculas de ambos gases? ¿En
virtud de qué ley? b) ¿Qué relación habrá entre sus presiones parciales? ¿Por qué?
90.- Se inyectan 0,05 ml de agua en un recipiente de 1,00 l. La temperatura del sistema se
mantiene a 27 ºC. Calcule cuánta agua permanecerá en estado líquido al establecerse el
equilibrio. La densidad del agua a 27 ºC es 996,5 kg/m3 y la presión de vapor del agua a
27 ºC 26 mmHg.
91.- Un recipiente de 4 litros contiene nitrógeno a 25 ºC y 604 mm Hg y otro recipiente de
10 litros contiene helio a 25 ºC y 354 mm Hg. Se mezclan ambos gases conectando los
dos recipientes mediante un tubo de volumen despreciable. Calcular: a) Las presiones
parciales de cada gas y la presión total de la mezcla. b) La fracción molar del nitrógeno
en la mezcla y la composición de ésta en porcentaje en peso.
45
92.- Un vendedor ambulante de globos tiene una bombona de hidrógeno cuya capacidad es
de 30 litros. El gas está a una presión de 9,87 Atm y una temperatura de 25 ºC. Calcula
cuántos globos de 2 litros, medidos a 0,987 Atm y 22 ºC puede rellenar con el
contenido de la bombona.
f) Cálculos estequiométricos:
93.- Igualar por tanteo las siguientes reacciones:
a) Ca3(PO4)2 + SiO2 + C  CaSiO3 + P + CO
b) C6H6 + O2  CO2 + H2O
c) Al + H2SO4  Al2(SO4)3 + H2
d) CaH2 + H2O  Ca(OH)2 + H2
e) HCl + Ba(OH)2  BaCl2 + H2O
94.- El carburo cálcico reacciona con el agua de la siguiente forma:
CaC2 + H2O  C2H2 + Ca(OH)2
si se parte de 5 gramos de CaC2 de riqueza 90%, ¿Cuántos litros de acetileno (C2H2) se
obtendrán en condiciones normales?.
95.- Si 50 gramos de CO reaccionan con 35 gramos de Cl2 para dar 40 gramos de COCl2
según la reacción:
CO + Cl2  COCl2
Calcular el rendimiento de la reacción.
96.- Se tienen dos toneladas de caliza (CaCO3) del 95 % de riqueza y se pide calcular el
número de Kg de CaO que se pueden obtener según la reacción:
CaCO3  CaO + CO2
97.- Si tenemos 12 gramos de glucosa (C6H12O6), calcular:
a) La reacción química de su combustión ajustada.
b) El peso de agua que se obtiene.
c) El volumen de CO2 que se obtiene a 17 ºC y 720 mmHg.
d) La cantidad de aire necesario para la combustión medido en condiciones normales
(composición volumétrica de aire: 21% de O2 y 79% de N2).
98.- Calcular el volumen de aire necesario para la combustión completa de un Kg. de butano
(C4H10), sabiendo que la composición volumétrica (o molar) del aire es de 21% de O2 y
79 % de N2.
99.- El anhídrido sulfuroso se oxida mediante catálisis a anhídrido sulfúrico según la
reacción:
SO2 (g) + O2  SO3 (g)
Ajusta la reacción y calcula los pesos de SO2 y de O2 necesarios para obtener 100 litros
de SO3 medidos en condiciones normales.
46
100.- El amoniaco se oxida a óxido nítrico según la reacción:
 4 NO + 6 H2O
4 NH3 + 5 O2
a) ¿Qué peso de óxido nítrico se puede obtener con 25 Kg de NH3?.
b) ¿Qué volumen de O2 a 1 atm y 600 ºC reaccionarán con 25 Kg de amoniaco?.
101.- Sea la reacción:
ac. selenioso + piroarseniato férrico  selenito férrico +óxido arsénico + agua.
calcular:
a) Las cantidades de cada uno de los reactivos necesarios para obtener 3 gramos de
selenito férrico.
b) La cantidad máxima de selenito férrico que se podrá obtener con 3 gramos de ácido
selenioso y 3 de piroarseniato férrico.
c) ¿Qué cantidad de óxido arsénico se obtendrá en el apartado b).
102.- El anhídrido nitroso y el óxido de aluminio, forman al reaccionar nitrito alumínico:
a) Calcula el rendimiento de la reacción si con 20 gramos de óxido alumínico y la
cantidad de óxido nitroso necesaria se obtienen 52 gramos de nitrito alumínico.
b) Sabiendo el rendimiento calculado en a), calcular las cantidades de cada reactivo
necesarias para obtener 9 gramos de nitrito alumínico.
103.- De los 87 gramos de un mineral, supuestamente formado por carbonato potásico, se
extraen 42,3 gramos de potasio puro con un método de extracción 100 % rentable.
Calcula la pureza del mineral.
anhídrido carbónico + carbonato de aluminio +ácido sulfúrico 

bicarbonato alumínico + anhídrido sulfúrico
Calcular:
a) La máxima cantidad en gramos de bicarbonato que podrá formarse con 2 litros de
carbonato alumínico 0,02 M y 200 cc. de ácido sulfúrico 0,5 M, junto con el
anhídrido carbónico necesario (suponer el rendimiento de la reacción es del
100%).
b) ¿Qué cantidades de carbonato alumínico 0,01 M y de ácido sulfúrico 0,2 M serán
necesarias para obtener 1,5 gramos de bicarbonato si el rendimiento fuese del 100
%?
c) Repetir el apartado b) pero suponiendo un rendimiento del 67%.
d) ¿Cuál sería el rendimiento si con 5 litros de carbonato alumínico 0,04 M y las
cantidades de anhídrido carbónico y ácido sulfúrico correspondientes, se obtiene
79,2 gramos de bicarbonato?
e) Suponiendo un rendimiento del 100 %, ¿cuántos gramos de carbonato alumínico
tendríamos que pesar para que reaccionaran con 2 litros de ácido sulfúrico 0,3 M?
¿cuántos gramos de bicarbonato y de óxido sulfúrico se obtendrán?
105.- Hallar la cantidad de pirolusita de un 72,6 % de dióxido de manganeso, necesaria para
obtener por reacción con exceso de ácido clorhídrico concentrado, 25 gramos de cloro
según la reacción:
dióxido de manganeso + cloruro de hidrógeno  cloruro de manganeso(II) + cloro + agua
47
106.- Por acción del bromo sobre hidróxido potásico en caliente, se forman bromuro y
bromato potásico más agua. Calcular el volumen de bromo necesario para obtener 50
gramos de bromato potásico. La densidad del bromo es de 3,19 g/mL
107.- Calcular el volumen de oxígeno en condiciones normales que se desprende al calentar
100 gramos de nitrato potásico, el cual se reduce a nitrito potásico.
108.- Al hacer pasar 100 litros de aire a 20 ºC y 740 mmHg a través de una disolución de
hidróxido de bario precipitaron 0,296 gramos de carbonato de bario. Calcular el % de
dióxido de carbono en el aire.
109.- Calcular el volumen de oxígeno en condiciones normales que es necesario para la
combustión de:
a) 5 litros de metano.
b) 5 litros de acetileno (C2H2)
110.- Se hacen reaccionar 15 litros de hidrógeno con 15 litros de nitrógeno para obtener
amoniaco. ¿Cuál será la composición volumétrica final de los gases?
111.- ¿Cuántos ml de sulfuro de hidrógeno en c.n. son necesarios para precipitar en forma de
sulfuro de cobre(II) todo el cobre contenido en una disolución de 100 ml que contiene
0,75 gramos de cloruro de cobre (II)?
112.- Al tratar con un ácido 13 gramos de sulfito de sodio heptahidratado (con 7 moléculas
de agua en su estructura molecular), se desprenden 1,2 litros de dióxido de azufre a
27ºC y 770 mmHg ¿cuál es la pureza de la sal?
113.- El bicarbonato sódico es un remedio casero para la "acidez de estómago", reacciona
con el HCl del estómago liberando dióxido de carbono y agua según la reacción:
HCO3- (ac) + H+ (ac) 
CO2 (g) + H2O (l)
a)
¿Cuántos gramos de bicarbonato sódico son necesarios para neutralizar 100 ml de
jugo gástrico de acidez excesiva (equivalente al HCl 0,1 M)?
b) ¿Cuál sería el volumen de dióxido de carbono que se producirá teniendo en cuenta
que la temperatura del cuerpo humano es de 37ºC y la presión de 1 atm.?
114.- Se desea preparar 1,5 dm3 de una disolución 0,4 M de ácido clorhídrico. Para ello se
parte de una disolución de ácido clorhídrico al 36% y cuya densidad es de 1,179
g/cm3.
a) ¿Qué volumen de esta última disolución será necesario?.
b) ¿Qué volumen de la disolución preparada se necesita para obtener 22,5 g de
cloruro de bario?
115
48
¿Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado, del 98% en masa y densidad 1,84 g/ml
se necesita para preparar 100 ml de ácido sulfúrico del 20% en masa y densidad 1,14
g/ml?. ¿Qué volumen de esta última disolución se necesitará para neutralizar a 1,2 g
de hidróxido de sodio?
116.- El carbonato de magnesio reacciona con el ácido fosfórico (tetraoxofosfato (V) de
hidrógeno) y da lugar a fosfato de magnesio, dióxido de carbono y agua.
a) Escribir y ajustar la reacción.
b) Se mezclan 72 g de carbonato de magnesio y 37 ml de ácido fosfórico (densidad
1,34 g/ml y riqueza del 50% en masa). Calcular el volumen de dióxido de carbono
que se obtiene medido sobre agua a 23 ºC y presión total de 743 mmHg.
Presión de vapor de agua a 23 ºC = 21 mm Hg.
117.- El clorato de potasio reacciona con el azufre produciendo cloruro de potasio y
desprendiendo dióxido de azufre. Calcula, si se ponen a reaccionar 20 g de clorato de
potasio con 10 g de azufre:
a) La masa de cloruro de potasio que se forma.
b) El volumen desprendido de dióxido de azufre medido a 22 ºC y 758 mm Hg.
118.- El carburo de silicio reacciona con el hidróxido de potasio y con el agua, produciendo
silicato de potasio, carbonato de potasio e hidrógeno. Calcula qué volumen de
hidrógeno, recogido sobre agua a 17 ºC y 758 mmHg, se obtendría si se introduce
medio gramo de carburo de silicio en medio litro de disolución 0,04 M de hidróxido
de potasio.
Presión de vapor del agua a 17 ºC, Pv = 14,5 mmHg.
119.- Al añadir agua a 80 g de carburo de calcio, CaC2, se produce hidróxido de calcio y
acetileno, C2H2. ¿Qué volumen de oxígeno a 20 ºC y 747 mmHg se consumirán en la
combustión del acetileno obtenido?.
120.- Dos reacciones características del alto horno son:
1) Formación del monóxido de carbono (g) a partir de carbono (s) y de dióxido de
carbono (g).
2) Reducción del óxido de hierro (III) con el monóxido de carbono de la reacción 1)
dando lugar a hierro y dióxido de carbono (g).
a) Escribir y ajustar ambas reacciones.
b) Calcular la masa de carbono que se necesita para desprender según la reacción 1)
el monóxido de carbono necesario para reducir 100 kg de óxido de hierro (III),
según la reacción 2).
121.- En el análisis de una muestra de blenda de riqueza desconocida, en la que todo el
azufre se encuentra combinado como sulfuro de cinc, se tratan 0,9364 g de mineral
con ácido nítrico concentrado. Todo el azufre pasa al estado de ácido sulfúrico y éste
se precipita como sulfato de bario. El precipitado se filtra, se lava, se seca y se pesa.
Se han obtenido 1,878 g de sulfato de bario. Calcula el tanto por ciento de sulfuro de
cinc en la muestra de blenda analizada.
49
122.- Se dispone de una muestra de 12 g de un cinc comercial e impuro que se hace
reaccionar con una disolución de ácido clorhídrico del 35% en masa y 1,18 g/ml de
densidad.
a) Escriba la ecuación del proceso que tiene lugar.
b) Determine la concentración molar del ácido.
c) Si para la reacción del cinc contenido en la muestra se han necesitado 30 ml del
ácido, calcule el porcentaje de cinc en la muestra inicial.
123.- Una muestra de 0,136 g de una aleación de aluminio y cinc desprende 129 ml de
hidrógeno (medidos a 27 ºC y 1 atm de presión) cuando se trata con exceso de ácido
clorhídrico. Calcula el porcentaje en masa de ambos metales en la aleación.
124.- Se trataron 2 g de una mezcla de magnesio y óxido de magnesio con exceso de ácido
clorhídrico diluido; se recogieron 510 cm3 de gas hidrógeno sobre agua, a 20 ºC,
siendo la presión de 742 mmHg. Calcular:
a) Cuántos moles de hidrógeno se formaron.
b) Porcentaje en masa de magnesio en la muestra inicial.
Presión de vapor de agua a 20 ºC = 17,5 mmHg.
125.- Se calienta una muestra de 635 g de sulfato de cobre (II) pentahidratado hasta su
descomposición completa en agua, trióxido de azufre y óxido de cobre (II). Calcular:
a) Volumen de vapor de agua desprendido, medido a 200 ºC y 550 mmHg de
presión.
b) Molaridad de la disolución de ácido sulfúrico que se obtendrá al recoger la
totalidad del trióxido de azufre en agua, completando hasta un litro de disolución.
126.- El proceso de obtención del ácido sulfúrico a partir de la pirita puede ser representado
mediante las ecuaciones:
4 FeS2 + 11 O2  2 Fe2O3 + 8 SO2
2 SO2 + O2  2 SO3
SO3 + H2O  H2SO4
a)
Calcula la masa de pirita que se necesita para obtener 100 kg de ácido sulfúrico
suponiendo que la pirita es FeS2 puro y que la reacción tiene un rendimiento del
100%.
b) Calcula la masa de pirita del 90% en FeS2 que se necesita para obtener 100 kg de
ácido sulfúrico suponiendo que el rendimiento global del proceso es del 80 %.
127.- Una empresa se dedica a la fabricación de fósforo. Una partida se ha impurificado con
azufre. Para determinar el grado de impureza se toma una muestra de 4 g y se quema,
obteniéndose como resultado de la combustión 8,3 g de una mezcla de dióxido de
azufre y decaóxido de tetrafósforo. Calcula los gramos de azufre existentes en la
mezcla inicial.
50
128.- Se disuelve en ácido nítrico una moneda de plata de 2,5 g. Cuando se añade cloruro de
sodio a la disolución resultante la plata precipita recogiéndose 3 g de cloruro de plata.
Determina el porcentaje de plata en la moneda.
129.- Algunos tipos de cerillas de madera empleaban un sulfuro de fósforo como material
inflamable para la cabeza de la cerilla. El sulfuro se prepara calentando una mezcla de
azufre y fósforo rojo. 4 P(s) + 3 S(s)  P4S3. En una operación ordinaria industrial, en
la que se utilizaron las proporciones de reactivos señaladas por la estequiometría, se
obtuvo el producto con un rendimiento del 82 % ¿Qué masa de fósforo se empleó para
la producción de 18 Tm de sulfuro de fósforo?
130.- Un carbón de coque contiene 80% de C y 20% de cenizas en masa. Calcula el
volumen de aire en condiciones normales que se necesita para la combustión completa
de 1,00 kg de este carbón. Nota: Considérese el aire con la siguiente composición
volumétrica: 80 % de nitrógeno y 20% de oxígeno.
131.- Para disolver 10,7 g de una mezcla de cinc con monóxido de cinc se necesitaron 100 g
de una disolución de ácido clorhídrico al 10,22%. Calcula la composición de la
mezcla de cinc y óxido de cinc.
132.- Al disolver en ácido nítrico diluido 3,04 g de una mezcla de Fe y Cu se desprendieron
0,986 l de NO en condiciones normales. Calcula la composición de la mezcla.
3 Cu + 8 HNO3  3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Fe + 4 HNO3  Fe(NO3)3 + NO + 2 H2O
133.- Si mezclamos una disolución de sulfuro de sodio con otra de nitrato de plata aparece
un precipitado negro de sulfuro de plata de acuerdo con la reacción siguiente:
Na2S (aq) + 2 AgNO3 (aq)  2 NaNO3 (aq) + Ag2S (s)
Si en un matraz se mezclan 200 cm3 de una disolución 0,1 M de sulfuro de sodio con
200 cm3 de una disolución que contiene 1,70 g de nitrato de plata por litro ¿Qué
cantidad de sulfuro de plata precipitará?
134.- Se diluyen 10,03 g de vinagre hasta 100 cc. y se valora una muestra de 25 ml con
disolución de Ba(OH)2 1,76.10-2 M, gastándose 34,30 cm3 ¿Cuál es el porcentaje de
ácido acético en el vinagre?
135.- Cuando se quema magnesio (metal) en el aire se forma una mezcla de óxido de
magnesio y nitruro de magnesio sólidos. 1,793 g de magnesio producen 2,844 g de la
mezcla de los compuestos citados. Calcular el porcentaje en peso que corresponde a
cada compuesto en la mezcla resultante.
51
52
El átomo
3.- EL ÁTOMO.
3.1.- Introducción.
........................................................................ 54
3.2.- Experiencias sobre la naturaleza eléctrica de la materia ... 54
3.2.1.- El electrón ....................................................................................
3.2.2.- El modelo atómico de Thomson ..................................................
3.2.3.- El protón
...................................................................................
3.2.4.- El átomo de Rutherford ................................................................
3.2.5.- El neutrón .....................................................................................
54
55
55
56
57
3.3.- El núcleo atómico : Isótopos ................................................. 58
3.3.1.- La radiactividad ......................................................................... 58
3.4.- Naturaleza dual de la luz
.................................................... 60
3.5.- Espectros atómicos. El espectro del átomo de hidrógeno ... 60
3.6.- Modelo atómico de Bohr ...................................................... 64
3.7.- Mecánica cuántica
............................................................... 69
3.7.1.- Orígenes de la mecánica cuántica ................................................
3.7.2.- Los números cuánticos .................................................................
3.7.3.- Inconvenientes de la mecánica cuántica ......................................
3.7.4.- Configuraciones electrónicas .......................................................
70
70
74
75
3.8.- Evolución histórica del Sistema Periódico ......................... 76
3.9.- Estructura electrónica y sistema periódico ......................... 78
3.10.- Tabla periódica y propiedades físicas y químicas ............. 79
3.10.1.- Propiedades eléctricas ...................................................................
3.10.2.- Energía de ionización ...................................................................
3.10.3.- Afinidad electrónica ......................................................................
3.10.4.- Electronegatividad ........................................................................
3.10.5.- Radio atómico e iónico ..............................................................
3.10.6.- Estados de oxidación ..................................................................
Tabla Periódica ..........................................................................
79
80
81
82
82
83
84
3.11.- Problemas y cuestiones ........................................................ 85
53
Desde la aparición de la teoría atómica de Dalton, han sido muchas las experiencias que
han dado la evidencia de que los átomos no eran indivisibles, sino que estaban formados por
partículas subatómicas; y estos descubrimientos dieron lugar a la elaboración de modelos
teóricos a cerca de la estructura del átomo.
En este tema vamos a conocer a fondo cómo es el átomo, describiendo las experiencias
y los modelos atómicos que surgieron a lo largo de la historia.
3.2.- Experiencias sobre la naturaleza eléctrica de la materia.
3.2.1.- El electrón.
Si en un tubo de rayos catódicos introducimos un gas a muy baja presión y le
aplicamos un alto voltaje entre los electrodos, se observa la formación de unos rayos que van
del cátodo al ánodo (rayos catódicos).
Se trataba de partículas materiales ya que si colocábamos en su trayectoria un molinillo
de aspas muy finas, éstas giraban al chocar sobre ellas los rayos catódicos y además tenían que
ser de carga negativa puesto que se dirigían al polo positivo y podían ser desviadas por la
acción de campos magnéticos.
Si en el tubo se aplicaba el vacío el fenómeno también ocurría. A estas partículas se las
llamó electrones.
Sea cual fuese el material del cátodo o el gas del tubo, las partículas emitidas eran
siempre las mismas, lo que llevó a la idea de que los electrones eran un constituyente
fundamental de todos los átomos.
Años más tarde, en 1909, Millikan, mediante un famoso experimento a través de
campos eléctricos y magnéticos, pudo determinar que:
masa del electrón = 9'18.10-31 Kg.
carga del electrón = - 1'602.10-19 C.
54
El átomo
3.2.2.- El modelo atómico de Thomson.
El descubrimiento de los electrones y de los rayos catódicos supuso toda una
revolución ya que ponía en evidencia que la teoría atómica de Dalton podía tener fallos: los
átomos no eran indivisibles sino que estaban formados por partículas más pequeñas. Pero,
todo ésto planteó nuevos interrogantes: ¿cómo era el átomo en su interior?, ¿cuál era su
estructura?
La primera hipótesis la emitió Joseph John Thomson en 1904 al suponer que:
"El átomo está constituido por una esfera material, pero de carga
eléctrica positiva, dentro de la cual se encontraban embebidos los
electrones necesarios para neutralizar dicha carga y distribuidos en
una ordenación que depende del elemento correspondiente".
Este modelo explicaba el fenómeno de los rayos catódicos
ya que el átomo así constituido desprendía electrones al provocar
una diferencia de potencial elevada entre los electrodos del tubo
de rayos catódicos.
3.2.3.- El protón.
Si la materia es eléctricamente neutra y está compuesta por partículas de carga
negativa, (electrones), es de esperar que también existan partículas de carga positiva.
La primera evidencia experimental de la existencia de dichas partículas fue dada por
Goldstein en 1886 usando también un tubo de descarga de gases en el que se habían
practicado unos orificios en el cátodo (polo negativo).
Al mismo tiempo que se producen los rayos catódicos, se producían otros rayos (rayos
canales), algunos de los cuales atravesaban los orificios del cátodo para chocar con las paredes
del tubo.
Más tarde se demostró que dichas partículas estaban cargadas positivamente y que su
relación c/m dependía del gas utilizado en las experiencias.
55
La explicación de todos estos fenómenos, era la siguiente: al aplicar un alto voltaje al
tubo se desprenden electrones del material que forma el cátodo dirigiéndose hacia el ánodo
(polo positivo). Algunos de los electrones chocaban por el camino con las partículas del gas,
de las que se desprenden a su vez electrones, quedando las partículas del gas cargadas
positivamente y dirigiéndose hacia el cátodo (rayos canales).
Se demostró que la más pequeña de estas partículas tenía aproximadamente la misma
masa que 1 u.m.a. y una carga positiva de igual magnitud que la del electrón. A esta partícula
se la llamó protón.
masa del protón = 1'672.10-27 Kg.
carga del protón = + 1'602¨10-19C.
3.2.4.- El átomo de Rutherford.
A principios del siglo XX ya se sabía que el átomo estaba constituido por dos
partículas: el electrón (e-) y el protón (p+).
En 1906 Rutherford llevó a cabo un experimento para comprobar la veracidad del
modelo de Thomson, para ello, bombardeó con partículas alfa, "α", (núcleos de átomos de He,
es decir, partículas con dos cargas positivas), una lámina de oro de unos 500 A° de espesor.
Según el modelo de Thomson, al tener el átomo la carga positiva uniformemente
repartida por todo el volumen del átomo y ser de densidad muy baja, sólo debería ejercer
débiles fuerzas eléctricas de repulsión sobre las partículas alfa y por lo tanto deberían pasar
todas sin sufrir modificaciones significativas de su trayectoria, sin embargo, Rutherford se
encontró con un hecho sorprendente:
a) La mayoría de las partículas, efectivamente, atravesaban la lámina de oro sin
desviarse, pero lo sorprendente del experimento era que:
b) unas pocas se desviaban de su trayectoria y muy pocas incluso rebotaban (una de
cada 8000 se desviaba más de 90º con respecto a su trayectoria inicial). El mismo Rutherford
describe su asombro ante tal resultado con estas palabras: "...Esto era lo más increíble que me
había ocurrido en mi vida. Tan increíble como si dispararas un proyectil de 15 pulgadas,
contra una hoja de papel de seda y rebotara de vuelta hacia ti”
56
El átomo
Para explicar este fenómeno, Rutherford, en 1911, emitió una serie de hipótesis acerca
de la estructura interna del átomo:
a) La mayoría del espacio de los átomos está libre de partículas.
b) Los átomos contienen en el centro un núcleo positivo
constituido por protones y donde está concentrada casi toda la masa del
átomo.
c) Los e- forman una corteza extranuclear y deberán moverse
continuamente para no precipitarse sobre el núcleo debido a la atracción
electrostática.
d) El tamaño del núcleo es de diez a cien mil veces menor que el tamaño del átomo,
(existe un gran vacío).
3.2.5.- El neutrón.
Ya en 1920, el mismo Rutherford, supuso que el núcleo de los átomos estaba
constituido por protones y además parejas protón - electrón, que denominó neutrones. Sin
embargo, fue en 1932 cuando, al poder determinar con mayor precisión la relación carga /
masa de algunos iones, James Chadwick pudo demostrar la existencia de un tercer
componente del átomo, el neutrón, que no poseía carga eléctrica y tenía una masa similar a la
del protón.
Partícula
Electrón
Protón
Neutrón
Masa en Kg
9,108.10-31
1,672.10-27
1,675.10-27
Masa en umas
0,00055
1,00759
1,00898
Carga en C
- 1,602.10-19
+ 1,602.10-19
0
Carga relativa
-1
+1
0
Aunque nosotros trabajaremos con estas tres partículas, electrones, protones y
neutrones, debemos saber que la subdivisión continúa. En 1964 Gell-Mann y Zweig
propusieron la teoría de los Quarks. Esta considera que en el átomo existen dos docenas de
partículas, en su mayoría inestables de forma aislada y algunas de ellas incluso con carga
fraccionaria, que pueden agruparse en dos familias: los leptones y los guarks.
Son de un interés especial las llamadas antipartículas: el positrón, el antiprotón y el
antineutrón que son partículas de idéntica masa que sus homónimas pero con carga de distinto
signo.
Las antipartículas son estables de forma aislada, pero cuando se encuentran con sus
equivalentes, se aniquilan mutuamente transformándose en energía por completo. Hay teorías
que suponen la existencia de galaxias enteras formadas por antimateria. Puedes encontrar más
información en la siguiente página web:
http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/fisica/teoria/quark/spa_home.html
57
3.3.- El núcleo atómico.
Hoy se sabe que el núcleo de cualquier átomo está constituido por protones y
neutrones. A partir de ellos, se define:
- Z: número atómico = nº protones del núcleo = nº electrones si el átomo está neutro.
- A: número másico = nº protones + nº neutrones = partículas que hay en el núcleo.
Si dos átomos poseen el mismo número atómico Z, pertenecen al mismo elemento. Es
decir, que un elemento queda perfectamente definido dando su número atómico; sin embargo,
para dar más información, también se suele dar el número másico, representándose de la
siguiente manera:
por ejemplo:
13
C
C
14
N
14



6 protones, 6 electrones y 7 neutrones
con frecuencia, como vemos, el número atómico se omite, ya que al dar el símbolo del
elemento queda perfectamente definido.
Los isótopos son átomos de un mismo elemento, (por tanto, igual número atómico)
con distinto número másico A, es decir, poseen diferente número de neutrones en su núcleo.
3.3.1.- La radiactividad.
Becquerel en 1896 descubrió, de forma casual, que ciertas sales de Uranio emitían
espontáneamente radiaciones.
Mediante campos magnéticos, se vio que había tres tipos de radiaciones:
- α (alfa): Se trata de partículas
positivas que hoy se sabe que son núcleos
de átomos de He. Poseen poca energía y no
pueden atravesar una simple hoja de papel.
Rutherford utilizó estas partículas α en su
experimento,
procedentes
de
la
desintegración radiactiva del Polonio.
- ß (Beta): Son partículas, cargadas
negativamente, de propiedades similares a
los rayos catódicos. Son, por tanto,
electrones. Poseen una energía media y se
detienen con una plancha de aluminio de
un milímetro.
- γ (Gamma): No tiene carga ni
masa. Es energía pura similar a la luz pero de longitud de onda más pequeña. Para detenerla
necesitamos una capa de plomo de unos 22 cm de ancha.
58
El átomo
La radiactividad natural es debida a la ruptura espontánea de los núcleos. Una
indicación de la estabilidad de estos núcleos, es la relación neutrón/protón (N/P). Para los 20
primeros elementos, la relación es aproximadamente 1 y a partir de masa atómica 40, los
núcleos se van enriqueciendo de neutrones para neutralizar la repulsión de los protones (por
ejemplo, el isótopo 238 del Uranio tiene 92 protones y 146 neutrones).
A pesar de todo, los núcleos más abundantes poseen una relación N/P inferior a 1'2 y
no se hallan núcleos estables con N/P superior a 1'6. Sin embargo, a partir del número atómico
83, la repulsión de los protones es tan grande, que neutrones adicionales ya no pueden
estabilizar el núcleo, y estos núcleos muy pesados se descomponen espontáneamente ya sea
con radiación α, ß y/o γ.
Soddy formuló las siguientes leyes que rigen los procesos de desintegración radiactiva:
1.- Cuando un núcleo emite una partícula α, su número másico disminuye en 4
unidades y su número atómico en 2.
2.- Cuando un núcleo emite una partícula ß, su número másico no se modifica y su
número atómico aumenta en una unidad.
3.- Cuando un núcleo emite una partícula γ, no varía ni su número másico ni su
número atómico, sólo pierde cierta cantidad de energía (que debe ser múltiplo de un cuánto de
energía).
La estructura de los núcleos puede perturbarse artificialmente bombardeándolos con
neutrones u otras partículas y se producen entonces núcleos inestables que se descomponen
espontáneamente emitiendo radiaciones α, ß y γ, es la llamada radiación artificial. Así se han
obtenido isótopos radiactivos de casi todos los elementos. Algunos de ellos tienen
aplicaciones de interés científico, por ejemplo:
59
a) Seguir la marcha de una molécula "marcada" en una determinada reacción química.
b) Calcular la edad de ciertos materiales orgánicos, (C14)
c) Prevenir y curar determinados tipos de enfermedades.
d) Conservación de alimentos.
e) Combatir determinadas plagas de insectos.
f) Obtención de especies vegetales de mayor rendimiento.
3.4.- Naturaleza dual de la luz.
Si tiramos una piedra en una piscina donde está flotando un objeto, observamos la
superficie del agua subiendo y bajando, y como esta perturbación se va propagando de forma
periódica, es decir, a intervalos regulares. Sin embargo, el flotador no se desplaza. Podemos
definir una onda como: “La propagación de una perturbación vibracional en la cual se
transmite energía pero no materia”.
En los siglos XVIII y XIX, se apuntaba hacia la idea de que la luz poseía una
naturaleza ondulatoria, es decir se podía representar mediante la ecuación de una onda que se
caracteriza por tener una serie de parámetros como:
λ - Longitud de onda: Distancia entre dos máximos consecutivos, (se miden en A°
debido a que dichas distancias son muy pequeñas).
T - Período: tiempo en el que la onda recorre un espacio igual a la longitud de onda.
Se mide en segundos.
υ - Frecuencia: Es el número de longitudes de onda que pasan por un determinado
punto en un segundo. Se mide en Hz (hertz o sg-1 ). Evidentemente es la inversa del período.
1
υ=
T
υ - Número de onda: Es el número de longitudes de onda que hay en un centímetro,
(se mide en cm-1) y es la inversa de la longitud de onda.
Estos enunciados, para el caso de la luz, se pueden expresar matemáticamente de la
siguiente manera: la luz por propagarse con M.R.U. cumple la ecuación: v = e/t, y como v =
c=3.108 m/s, y e= λ para t=T, se puede poner que:
λ
c=
= λ.υ
T
60
El átomo
es decir:
υ = frecuencia =
velocidad
c
=
longitud de onda λ
A principios del siglo XX, Planck y Einstein encontraron que la teoría ondulatoria de
la luz no explicaba ciertos hechos experimentales. Por ejemplo, cuando se irradia luz sobre la
superficie de ciertos metales, estos emiten electrones. Este hecho no sería extraño si se
pensase que la luz como fuente de energía interactúa con la materia arrancando electrones. Por
lo tanto, sería de esperar que si se aumentase la intensidad de la luz, los electrones saliesen
con más velocidad, sin embargo, lo que ocurre, es que ha medida que aumenta la intensidad
de la luz, el número de electrones que salen aumenta, pero todos ellos salen con la misma
velocidad y para conseguir que aumente la velocidad de salida de los electrones hay que
aumentar la frecuencia de la luz suministrada.
Este fenómeno fue explicado por Planck en 1900 imaginando que la luz está
compuesta por paquetes de ondas llamados cuantos o fotones, es decir, que la luz posee una
naturaleza corpuscular. Cada fotón posee una determinada energía que sólo depende de su
frecuencia:
E = h. υ
donde “υ” es la frecuencia de la luz y “h” la llamada constante de Planck cuyo valor es de
6'67.10-34 J.s. A mayor frecuencia mayor energía de la luz incidente y como la frecuencia es
inversamente proporcional a la longitud de onda, a menor longitud de onda, mayor energía. En
el siguiente gráfico se muestra desde las ondas menos energéticas, que son las ondas de radio
hasta las más energéticas que son los rayos γ:
Para liberar un electrón hace falta una energía mínima h..υo, donde υο es la frecuencia
umbral y por debajo de ella no se arrancan electrones. A medida que la frecuencia aumenta, la
energía es mayor y por tanto la velocidad de salida de los e- aumenta. Sin embargo, si aumenta
la intensidad de la luz se aumenta el número de fotones, pero no la energía de éstos, por lo
tanto saldrán más e- pero todos con la misma velocidad.
Hay ciertos fenómenos de la luz que no se pueden explicar por la teoría corpuscular de
la luz y sólo son explicables atendiendo a la teoría ondulatoria, por eso se habla de la
naturaleza dual de la luz (onda y corpúsculo).
Se ha observado que cuando la luz interactúa con los átomos, éstos absorben radiación
electromagnética incluso por debajo de la frecuencia umbral, sin embargo, cada átomo
absorbe únicamente luz de determinadas frecuencias. Hay aparatos que registran estas
frecuencias o longitudes de onda de la radiación absorbida, denominados espectroscopios.
61
3.5.- Espectros atómicos. El espectro del átomo de Hidrógeno.
Un espectro puede definirse como el análisis de las distintas longitudes de onda
emitidas por un foco luminoso. Todo rayo de luz de una determinada longitud de onda, tiene
como imagen en el espectro una y sólo una raya de la misma longitud de onda y frecuencia.
El espectro visible, dentro del espectro electromagnético se extiende entre las
longitudes de onda de 3800 A° a 7400 A°, con los siete colores del arco iris; no obstante el
espectro se prolonga para longitudes de onda inferiores y superiores:
Hay dos tipos de espectros:
a) espectro de emisión: Cuando los átomos de un determinado elemento se calientan a
una cierta temperatura mediante la llama o el arco eléctrico, éstos se excitan y emiten luz de
unas determinadas longitudes de onda que pueden separarse por métodos físicos (prismas), e
impresionan una placa fotográfica llamada espectro de emisión.
62
El átomo
La siguiente representación corresponde al espectro de emisión del átomo de
hidrógeno:
este es un esquema de la imagen del espectro de emisión del átomo de hidrógeno:
b) espectro de absorción: Se consigue al hacer pasar una luz blanca (que contiene
todos los colores o frecuencias) a través de la muestra gaseosa, la cual absorbe parte de dicha
energía. La luz que sale de la muestra (no absorbida) se descompone por medio de un prisma
y contendrá todas las frecuencias menos las que haya absorbido la muestra, y se estudiarán las
ausencias, es decir, líneas que le faltan a la luz blanca. En la representación siguiente se
muestra cómo se realiza el espectro de absorción del átomo de hidrógeno:
63
A continuación tienes una representación del espectro de absorción del átomo de
hidrógeno:
Cada elemento o sustancia tiene unos espectros de emisión y absorción característicos.
Los de emisión se utilizan con mayor frecuencia ya que aparecen más líneas que además
pueden asociarse en unas series representativas, por ejemplo, para el átomo de hidrógeno se
denominan con el nombre del investigador que las descubrió:
1ª serie: Lyman (1916):
2ª serie: Balmer (1885):
3ª serie: Paschen (1908):
4ª serie: Brackett (1922):
5ª serie: Pfund (1927):
6ª serie: Humphreys (1952):
está en el espectro ultravioleta.
espectro visible y ultravioleta.
espectro infrarrojo.
Las líneas espectrales del átomo de hidrógeno obedecen a una expresión matemática
experimental muy simple determinada por Rydberg:


1
1 

υ =
= RH ⋅
−
n2
λ
ni2 

 f
__
1
con nf = 1 y ni = 2,3,4, ... serie Lyman
con nf = 2 y ni = 3,4,5, ... serie Balmer
con nf = 3 y ni = 4,5,6, ... serie Paschen
...
con nf = 6 y ni = 7,8,9, ... serie Humphreys
3.6.- Modelo atómico de Bohr.
No hubo ningún científico que propusiera una teoría que explicara el fenómeno de los
espectros hasta que Bohr, proponiendo su modelo atómico, en 1913, los explicó. Dicho
modelo se puede resumir en los siguientes puntos:
64
El átomo
a) El electrón del átomo de Hidrógeno describe una órbita circular alrededor del núcleo.
b) En el átomo, el electrón sólo puede estar en ciertos estados permitidos (determinadas
órbitas). Cada una de estas órbitas tiene una energía fija y definida.
c) El menor estado energético en el que el e- puede encontrarse se llama estado
fundamental. Cuando el e- se encuentra en un estado energético más elevado (estado
excitado), puede "saltar" a otro menor emitiendo un cuanto de energía h.υ,
correspondiente a las diferencias de energías de los dos estados.
d) Sólo pueden existir aquellos estados del movimiento electrónico cuyo momento angular
(m.v.r), sea múltiplo de h/2π.
Esto indica que la energía sólo puede tener ciertos valores, es decir, está cuantificada, y
en cualquiera de las órbitas permitidas se debe cumplir que la fuerza centrípeta que actúa
sobre el e-,(me.v²/r), sea igual a la fuerza de atracción electrostática (K.e²/r²). Bohr realizó una
demostración matemática muy compleja para comprobarlo pero que escapa de nuestro nivel;
nosotros vamos a realizar otra que, sin ser rigurosa, nos puede servir para comprenderlo
mejor:
me ⋅ v 2 K ⋅ e 2
= 2
r
r
→
me ⋅ v
K ⋅ e2
=
r
2
(1)
por otra parte según el cuarto postulado:
me ⋅ v ⋅ r = n ⋅
(2)
h
2π
si eliminamos la velocidad (v) de las dos expresiones:
me2
de (2) elevándola al cuadrado:
h2
⋅v ⋅r = n ⋅ 2
4π
2
2
2
(3)
dividiendo ordenadamente (3) y (1):
(3)
(1)
→
h2
me2 ⋅ v 2 ⋅ r 2
4π 2
=
e2
me ⋅ v 2
K⋅
r
n2 ⋅
que simplificando y despejando el valor del radio de la órbita:
n2 ⋅ h2
r= 2
4π ⋅ me ⋅ K ⋅ e 2
(4 )
que es la expresión de los radios de las órbitas permitidas. A “n” se le llama número cuántico
principal y puede tomar valores enteros positivos desde 1 hasta infinito.
65
Por otra parte la energía total del electrón (e-) será la suma de su energía potencial
eléctrica más su energía cinética:
ET = E p + Ec = −
K ⋅ e2 1
+ me ⋅ v 2
2
r
que teniendo en cuenta la expresión (1):
me ⋅ v
2
K ⋅ e2
=
r
K ⋅ e2 1 K ⋅ e2
1 K ⋅ e2
=− ⋅
+ ⋅
ET = −
2
r
r
r
2
(5)
si sustituimos el valor del radio dado por la ecuación (4):
2π 2 ⋅ K 2 ⋅ e ⋅ me 1
⋅ 2
ET = −
h2
n
(6)
además uno de los postulados del modelo atómico de Bohr dice:
h ⋅ υ = Ei − E f
luego:
h ⋅υ =
2π 2 ⋅ K 2 ⋅ e ⋅ me
h2
1
1
⋅ 2 − 2
 n f ni 
2π 2 ⋅ K 2 ⋅ e ⋅ me
υ= = =
c λ
h2
__
υ
__
υ=
1
1
1
= A⋅  2 − 2 
λ
 n f ni 
1
1
1
⋅ 2 − 2
 n f ni 
(7 )
ecuación que coincide con la ecuación experimental de Rydberg y el valor de la ctte K, se
aproxima bastante con el valor experimental (Rh). Es la primera vez, en la historia de la
ciencia, que una ecuación teórica permite deducir valores experimentales, lo que propició que
este modelo tuviese un gran auge.
66
El átomo
Para comprender el modelo atómico de Bohr hay que tener presente dos cosas:
a) No todas las órbitas son posibles. Los radios de las permitidas vienen dados por la
ecuación (4) que podemos expresar de la siguiente manera, donde K es una
constante y n el número cuántico principal:
r = K ⋅ n2
n = 1, 2, 3, 4, ...
como vemos a medida que el número cuántico principal aumenta, el radio crece de
forma cuadrática, es decir, que las órbitas están cada vez más alejadas unas de
otras conforme nos alejamos del núcleo.
b) No todas las energías son posibles. La energía está cuantizada. Cada órbita tiene
una energía fija y definida que viene dada por la ecuación (6):
E=−
K´
n2
n = 1, 2, 3, 4, ...
la energía va creciendo a medida que aumenta el número cuántico principal pero
inversamente proporcional a su cuadrado, es decir, que a medida que nos alejamos
del núcleo, la energía va aumentando y cada vez en menor proporción, por eso
órbitas muy alejadas del núcleo tienen energías muy parecidas, mientras que las
más cercanas al núcleo tienen energías muy diferentes:
67
Niveles permitidos
(para el átomo de hidrógeno)
E= 0J
E = –0,87 · 10–19 J
E = –1,36 · 10–19 J
n=3
E = –2,42 · 10–19 J
n=2
E = –5,43 · 10–19 J
n=1
E = –21,76 · 10–19 J
Energía
n=∞
n=5
n=4
la primera órbita es la que menos energía posee.
c) Cuando un átomo es excitado, mediante una llama o un arco eléctrico, sus
electrones ganan energía y pasan a órbitas más energéticas (más alejadas del
núcleo) y posteriormente, al enfriarse, vuelven a niveles inferiores emitiendo la
diferencia de energía entre las dos órbitas, que viene dada por la ecuación (7).
Series espectrales
n=∞
n=6
n=5
n=4
Pfund
Bracket
n=3
n=2
Paschen
Balmer
∆E = h · ν
n=1
Lyman
SERIES: Lyman Balmer
Paschen Bracket Pfund
Espectro
UV Visible
68
Infrarrojo
El átomo
3.7.- Mecánica cuántica.
3.7.1.- Orígenes de la mecánica cuántica.
El modelo atómico de Bohr constituyó la primera explicación cuantitativa del átomo,
pero para ello hubo que abandonar los principios de la mecánica clásica (energía está
cuantizada). Por ello la teoría de Bohr es la primera teoría cuántica del átomo. Sin embargo, el
átomo de Bohr no es capaz de explicar los espectros de átomos plurielectrónicos, tan solo
explica el del átomo de hidrógeno.
Todas estas ideas se resumen diciendo que tanto la energía como la materia son
discontinuas. Algunas de las teorías que surgieron de la mecánica cuántica son:
a) Hipótesis de De Broglie (1924): Planck y Einstein dedujeron la naturaleza dual de
la luz (onda-partícula) y De Broglie trasladó esta teoría a cualquier tipo de partícula material.
Al combinar las ecuaciones de Einstein y de Planck:
E = m ⋅ c2 
2
 → h ⋅υ = m ⋅ c
E = h ⋅υ 
c

≡ υ =  ≡
λ

h⋅
c
λ
= m ⋅ c2
→ λ=
h
m⋅c
que para cualquier otra partícula, con una velocidad distinta a la de la luz:
λ=
(8)
h
h
=
m⋅v p
es decir, que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda cuya longitud (λ) viene
dada por la ecuación (8). Esta hipótesis fue confirmada en 1927 pero sólo adquiere relevancia
para cuerpos microscópicos, ya que para los macroscópicos se observan longitudes de onda
extremadamente pequeñas.
b) Principio de incertidumbre de Heisemberg (1927): "Es imposible determinar
simultáneamente la posición y la velocidad de una partícula con absoluta precisión y
exactitud". También demostró que el error más pequeño que se puede cometer es:
∆x ⋅ ∆p ≥
h
4π
A partir de todo ésto el modelo atómico de Bohr debería considerarse incorrecto
puesto que con él podía medirse con exactitud la posición y la velocidad del electrón (radio y
energía de la órbita).
69
Actualmente no se habla de órbitas sino de zonas donde es probable encontrar al
electrón. A dichas zonas se las llama orbital atómico y se definen como la zona del espacio que
encierra entre un 90 y un 99% de la probabilidad de encontrar el electrón en un estado energético
constante.
c) Ecuación de Schrödinger: Como todas las partículas pueden comportarse como
ondas se pensó en describir al electrón mediante las ecuaciones matemáticas de las ondas. El
primero que lo hizo fue Schorödinger en 1927 (mecánica ondulatoria).
Cuando se soluciona un problema en mecánica clásica se obtiene la posición y velocidad
de un objeto, sin embargo en mecánica ondulatoria la solución viene dada por funciones de onda
Ψ. Dicha función de ondas no tiene significado físico real, sin embargo, su cuadrado (Ψ2) es una
medida directa de la probabilidad de encontrar al e- en una determinada región del espacio. En
consecuencia, las representaciones de los cuadrados de las funciones de onda, constituyen una
expresión matemática del orbital atómico. En el punto siguiente tienes algunas de las citadas
representaciones.
3.7.2.- Los números cuánticos.
Cada función de onda viene determinada por una serie de números cuánticos y sólo son
permitidas las funciones de onda de determinados conjuntos de números cuánticos que sirven
también para definir el orbital atómico. Estos números cuánticos son tres:
a) Número cuántico principal ("n") ≡ 1, 2, 3, ...,
expresa la mayor o menor probabilidad de encontrar al e- cerca del núcleo, (a mayor n, el eestaría más tiempo alejado del núcleo). Indica el número de capa o nivel energético de la misma.
b) Número cuántico secundario ("l") ≡ 0, ..., n-1, para cada "n”; especifica el momento
angular del electrón en su movimiento alrededor del núcleo y determina la forma espacial del
orbital. Indica el número de subniveles energéticos que pueden existir en un nivel dado. Por
razones históricas, a cada valor de este número cuántico se le designa por una letra:
Valor del nº cuántico “l” 0 1
s p
letra asignada
2 3 4
d f g
5 ...
h ...
El número cuántico principal y el secundario determinan conjuntamente la energía del
orbital en un átomo.
c) Número cuántico magnético ("m") ≡ - l, ... ,0 , ..., + l,
para cada " l”; representa la orientación de la forma espacial de cada orbital según un eje
arbitrario de referencia que viene dado por un campo magnético externo.
70
El átomo
A todos los orbitales atómicos con los mismos números cuánticos principal y secundario
se les llama orbitales degenerados ya que poseen la misma energía, aunque posean distinto
número cuántico magnético. Sin embargo, con la presencia de un campo magnético externo, esta
igualdad energética se rompe, ya que la distinta orientación espacial hace que sus interacciones
con el campo magnético y por lo tanto, sus contenidos energéticos, sean ligeramente diferentes.
Este desdoblamiento no ocurre con los orbitales “s” ya que tienen simetría esférica, pero sí con
todos los demás, es decir, los “p”, “d”, “f”, ... Este fenómeno se pone de manifiesto al realizar el
espectro de un átomo en el interior de un campo magnético, ya que al haber más niveles
energéticos diferentes, aparecen más líneas espectrales, ya que aumenta el número de tránsitos
electrónicos posibles. A este efecto se le denomina Efecto Zeeman.
Los tres números cuánticos, antes descritos, definen un orbital; su tamaño, su forma y su
orientación, así como su energía:
La forma de nombrarlos es, o bien a través de sus números cuánticos, o bien colocando
en primer lugar el valor del número cuántico principal, después la letra asignada para el valor del
número cuántico secundario y a continuación la letra o letras de los ejes coordenados del espacio
como subíndice; por ejemplo:
n=1,l=0,m=0
n=3,l=2,m=1
n = 5 , l = 2 , m = -2



(1 , 0 , 0)
(3 , 1 , 1)
(5 , 2 , -2)



orbitales 1s
orbitales 3px
orbitales 5dxy
71
Es importante recordar que no todas las posibilidades de números cuánticos están
permitidas, sólo aquellas que cumplen los rangos de validez de cada uno de ellos, por ejemplo,
estos tríos de números cuánticos no podrían representar a un orbital de un átomo:
(0 , 0 , 0)
(2 , 2 , 1)
(3 , 1 , 2)



n no puede tomar el valor de 0
l no puede tomar el valor 2 si n toma el valor de 2
m no puede tomar el valor 2 si l toma el valor de 1
Cuando n = 1 sólo existe un orbital, el (1,0,0) ó 1s.
n =1 → l = 0 → m = 0
(1 , 0 , 0) → 1s
Para n = 2 existen cuatro orbitales, de acuerdo con el rango de validez de los números
cuánticos:
→ l = 0 → m = 0

→ m = −1

n=2 

1
l
→
=
→ m = 0



→ m = 1

(2 , 0 , 0)
(2 , 1 , − 1)
(2 , 1 , 0)
(2 , 1 , 1)
→ 2 px
(3 , 0 , 0)
→ 3s
→ 2s
→ 2py
→ 2py
y para n = 3 serán 9 orbitales posibles:
 →l =0→m =0



→ m = −1


→ l = 1 → m = 0


→ m = 1


n=3 

→ m = −2



→ m = −1


→ l = 2 → m = 0

→ m = 1



→ m = 2


72
(3 , 1 , − 1)
(3 , 1 , 0)
(3 , 1 , 1)
→ 3py
→ 3py
→ 3px
(3 , 2 , − 2) → 3d xy
(3 , 2 , − 1) → 3d yz
(3 , 2 , 0) → 3d z
(3 , 2 , 1) → 3d xz
(3 , 2 , 0) → 3d x − y
2
2
2
El átomo
En cada capa "n" hay n² orbitales. Compruébalo para n=4 y n=5.
Nº cuántico principal “n” 1 2
1 4
Nº de orbitales
3 4 5 ... n
9 16 25 … n2
Los orbitales designados por una misma letra son parecidos, así los 1s son parecidos a
los 2s, pero como n es mayor los orbitales son más grandes. A continuación tienes una
representación gráfica de algunos de los orbitales atómicos antes descritos:
73
En 1928, Dirac, al combinar la teoría cuántica con la teoría relativista, introdujo un
cuarto número cuántico para designar al electrón:
iv) número cuántico de Spín "s" ≡ +½ ,-½
Clásicamente representa el movimiento de rotación del electrón alrededor de sí mismo. El
electrón, como carga eléctrica en movimiento, crea un campo magnético que puede ser del
mismo sentido o de sentido opuesto a otro campo magnético externo. Al poder tener sólo dos
sentidos de giro sobre sí mismo, "s" sólo podrá tomar 2 valores +½ y -½.
Los electrones de spines opuestos, como dos imanes colocados paralelamente y de
sentido opuesto, se atraen, compensando las fuerzas de repulsión electrostática, quedando
éstos apareados. Por otro lado, los electrones de spines paralelos, al igual que dos imanes
colocados paralelamente y en el mismo sentido, se repelen. Es imposible aparear dos
electrones del mismo spín por las repulsiones de las fuerzas eléctrica y magnética.
Para determinar a un electrón, hay que indicar el orbital atómico en el que se encuentra y
su spín, es decir, hacen falta cuatro números cuánticos:
Como en cada capa hay n² orbitales, en cada una de ellas cabrán un máximo de 2n²
electrones:
Nº cuántico principal “n” 1 2 3 4 5 ... n
1 4 9 16 25 … n2
Nº de orbitales
2 8 18 32 50 … 2n2
Nº de electrones
3.7.3.- Inconvenientes de la mecánica cuántica.
La mecánica cuántica se basa en asignar una función de onda a los electrones de los
átomos para describir su movimiento y estado energético. Dicha función de ondas, se puede
escribir para todos los átomos plurielectrónicos, pero sólo se ha podido resolver para el átomo de
hidrógeno dada su sencillez (sólo un protón en el núcleo y un electrón en la corteza).
Esta imposibilidad en la resolución de la función de onda, surge de la gran complejidad
matemática que resulta debido a la interacción de varios electrones y protones entre sí, por eso,
se han tenido que resolver mediante aproximaciones.
74
El átomo
3.7.4.- Configuraciones electrónicas.
Una vez conocidos los orbitales atómicos de un átomo, sólo nos hace falta saber cómo
son ocupados éstos por los electrones en estado fundamental o de mínima energía. A este
proceso se le llama hallar la configuración electrónica de un átomo. Para ello, hay que seguir una
serie de reglas:
1ª.- Cada orbital puede tener, como máximo, dos electrones con spines antiparalelos. En
un átomo no pueden haber dos e- con los cuatro números cuánticos iguales
(principio de exclusión de Pauli).
2ª.- Los orbitales se llenan empezando por el de menor energía y siguiendo por los
demás en orden creciente (principio de aufbau). Dicho orden es el siguiente:
3ª.- Al ocupar los orbitales degenerados (de energías equivalentes), cada uno de ellos ha
de estar ocupado por un electrón antes de asignar un segundo electrón a cualquiera
de ellos. Los spines de estos electrones deben ser iguales (regla de la máxima
multiplicidad de Hund).
Por ejemplo, la configuración electrónica del Azufre sería:
S (Z=16): 1s2 , 2s2 , 2p6 ,3s2 , 3p4
la del ion sodio Na+ (al tener carga +1, tendrá un electrón menos):
Na+ (Z=11):
1s2 , 2s2 , 2p6
75
la del hierro:
Fe (Z=26): 1s2 , 2s2 , 2p6 ,3s2 ,3p6 , 4s2 ,
3d6
y la del bromo:
Br (Z=35): 1s2, 2s2 , 2p6 ,3s2 ,3p6 ,4s2 ,
3d10 ,
4p5
La configuración electrónica sirve para conocer los e- que hay en la última capa, y ésto es
muy importante ya que, átomos de configuración electrónica de última capa similar tienen
propiedades químicas parecidas. De hecho, la ordenación de los elementos en el sistema
periódico actual se basa en las configuraciones electrónicas.
3.8.- Evolución histórica del Sistema Periódico.
A medida que a principios del siglo XIX se fueron descubriendo más sustancias que se
identificaron como elementos, los investigadores dispusieron de datos cada vez más abundantes,
y observaron que las propiedades de algunos eran muy semejantes.
La primera clasificación de los elementos que se propuso fue la de metales y no metales.
Más adelante se observó que podían establecerse grupos de tres elementos con
propiedades muy similares de tal manera que el peso atómico del intermedio fuese
aproximadamente igual a la media de los otros dos. Esta fue la llamada clasificación por
"triadas", por ejemplo: cloro-bromo-iodo, azufre-selenio-teluro, calcio-estroncio-bario, etc ...
Se siguió la búsqueda de un sistema de ordenación mejor y en 1864 Newlans encontró,
agrupando las triadas en forma vertical de modo que cada elemento siguiese en sentido
horizontal un orden creciente de pesos atómicos correlativos, la denominada "ley de las
octavas", es decir, que tenían propiedades diferentes 8 elementos y el noveno coincidía con las
propiedades del primer grupo.
No obstante a partir del K esta regla dejaba de cumplirse, motivo por el cual se
desestimó.
En 1869 Mendeleiev consideró correcto el sistema de Newlans y argumentó que los
períodos no tenían porque ser de la misma longitud. Lo importante fue que Mendeleiev postuló
que las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus pesos
atómicos.
Mendeleiev ordenó los elementos en 7 filas horizontales y 8 verticales con subdivisiones
dentro de cada cuadro cuando era necesario. Con algunas modificaciones, éste es el sistema
periódico vigente en nuestros días.
La clasificación periódica de los elementos tuvo gran importancia en aquella época ya
que se pudo predecir la existencia de algunos elementos aún no descubiertos así como sus
propiedades, gracias a que Mendeleiev dejó vacantes algunos lugares para mantener la
correlación de las propiedades. Así se descubrió el ekaboro, (escandio), el ekaluminio, (galio) y
el ekasilicio, (germanio) entre otros.
76
El átomo
Los principales inconvenientes de la tabla de Mendeleiev eran los siguientes:
a)
La ordenación por pesos atómicos
presentaba algunas discrepancias. Así
Ar-K, Co-Ni, Te-I, quedan colocados en
orden inverso para mantener la
correlación de las propiedades.
Hoy se ordenan los elementos no por
pesos atómicos, sino por los números
atómicos, con lo que estos pares quedan
perfectamente ordenados y ésto es lógico
porque el número atómico es un factor
determinante en la configuración
electrónica de última capa del elemento y
por lo tanto de sus propiedades.
b) El Hidrógeno carecía de ordenación
adecuada aunque se le colocaba con los
metales alcalinos.
c) Los metales y no metales no estaban bien
diferenciados, por ejemplo el Pb y el C
son metal y no metal estando en la misma
columna.
d) Un gran número de elementos, (lantánidos
y actínidos), no tenían cabida en el
sistema periódico.
En la versión actual
estos inconvenientes se han
solucionado colocando los
lantánidos y actínidos en
una zona aparte y la
clasificación entre metales
y no metales ha ido
perdiendo interés.
En
la
tabla
periódica
actual
cada
elemento se caracteriza por
su fila y su columna. Las
filas
se
denominan
periodos, (hay 7 periodos, 3
cortos y 4 largos), y las
columnas son grupos. Cada grupo tiene un nombre característico.
77
3.9.- Estructura electrónica y sistema periódico.
Es interesante ver como varían las configuraciones electrónicas dentro del mismo grupo
o de un mismo periodo en el Sistema Periódico.
Dentro de un mismo grupo todos poseen la misma estructura en el último nivel de
energía. Como veremos en el tema siguiente, la semejanza de propiedades químicas dentro de un
mismo grupo se debe a esta característica.
En un periodo cada elemento se diferencia del anterior en que tiene un e- más. Esta
diferencia es suficiente para un cambio radical en las propiedades.
Viendo la posición que ocupa un elemento en la tabla periódica se puede hallar su
configuración electrónica:
Hay algunas excepciones. Por ejemplo el Cr (Z=24) debería ser 4s2 3d4 y, sin embargo,
en realidad es 4s1 3d5 debido a que los orbitales 4s y 3d son de energías muy parecidas y la
energía debida al desapareamiento de los e- compensa. Lo mismo les ocurre a los que poseen 9 een los 5 orbitales d.
A la vista de todo ello, podemos clasificar los elementos en 4 categorías:
a) Elementos “normales” - ns1 ns2 np1 ........np5 cada uno de estos grupos o familias de
elementos tienen un nombre característico:
ns1 – alcalinos (excepto el Hidrógeno).
ns2 – alcalinotérreos.
np1 – térreos.
np2 – carbonoideos.
np3 – nitrogenoideos.
np4 – anfígenos.
np5 – halógenos.
78
El átomo
b) Elementos de transición - ns2 (n-1)d1 ... ns (n-1)d10
c) Elementos de transición interna - ns2 (n-1)d1 (n-2)fy el nivel f presenta un llenado
irregular.
d) Gases nobles - ns2 np6 (excepto el He que es 1s²).
En la dirección de la siguiente página web podrás encontrar más información sobre las
configuraciones electrónicas y sus irregularidades a lo largo del Sistema periódico:
http://www.educaplus.org/sp2002/index_sp.php
3.10.- Tabla periódica y las propiedades físicas y químicas.
3.10.1.- Propiedades eléctricas.
Los elementos situados a la izquierda de una
diagonal formada por B, Si, Ge, As y Te, son
conductores de la electricidad y se llaman metales.
Son elementos con pocos electrones en la última
capa, que tienen tendencia a perderlos para adquirir
configuración electrónica de gas noble quedándose,
por tanto, cargados positivamente formando
cationes.
79
Los elementos de la derecha no son conductores y se llaman no metales. Son elementos
con muchos electrones en la última capa y que tienen tendencia a ganar para completarla
cargándose negativamente formando aniones.
Los elementos de la diagonal se llaman semimetales. La clasificación no es tan clara en
las proximidades de la diagonal.
3.10.2.- Energía de ionización.
La energía de ionización, o también llamada potencial de ionización, es la mínima
energía necesaria para arrancar a un átomo en estado gaseoso su electrón más externo (el más
débilmente unido a él). Las ecuaciones que rigen este proceso son:
X (g) + EI1

X+ (g)
1ª Energía de ionización
X+ (g) + EI2

X+2 (g)
X+2 (g) + EI3

X+3 (g)
se puede comprobar que:
EI1 < EI2 < EI3
ya que costará menos arrancar un electrón a un átomo neutro que a un átomo cargado
positivamente, con defecto de electrones. Hay que tener en cuenta que en el momento en el que
se vacía una subcapa, y se separa el primer electrón de la subcapa inmediatamente inferior, se
produce un salto pronunciado de la energía de ionización, por ejemplo:
Elem Z
Na 11
Mg 12
Al 13
Configuración electrónica
1s2 2s2 2p6 3s1
1s2 2s2 2p6 3s2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
EI1
5,1
7,6
6,0
EI2
47,3
15,0
18,2
EI3
71,7
80,1
28,4
EI4
98,9
109,3
120,4
los valores están dados en eV (electrón-voltios), que es la energía de un electrón acelerado a
través de una diferencia de potencial de un voltio y que equivale a 1'602.10-19 J.
Influyen tres factores en la energía de ionización:
a) Número atómico: a mayor número atómico, (más protones), mayor será la energía
necesaria para ionizarlo.
b) Radio atómico: a mayor distancia la fuerza de atracción entre el núcleo y el edisminuye y, por lo tanto, la energía de ionización disminuirá, ya que será más fácil
arrancarlo.
c) Orbitales atómicos completos o semicompletos, ya que dan estabilidad al átomo y
por lo tanto costará más arrancarle un electrón.
80
El átomo
por estas tres razones, con algunas excepciones, la energía de ionización varía a lo largo del
Sistema Periódico de la siguiente manera:
a) En un grupo aumenta hacia arriba debido a que al pasar de un elemento al inferior,
contiene una capa más y por lo tanto, los electrones de la capa de valencia, al estar más
alejados del núcleo, estarán menos atraídos por él y costará menos energía arrancarlos.
b)
En un mismo período, en general, aumenta a medida que nos desplazamos hacia la
derecha, ya que los elementos allí situados tienen tendencia a ganar electrones y por lo
tanto costará mucho más arrancarlos que a los de la izquierda que, al tener pocos
electrones en la última capa les costará mucho menos perderlos.
3.10.3.- Afinidad electrónica.
La afinidad electrónica o electroafinidad es la energía generalmente desprendida cuando
un átomo en estado gaseoso capta un electrón transformándose en un ión negativo. La ecuación
química que la representa es:
X (g) + e-

X- (g) + AE1
1ª afinidad electrónica
X- (g) + e-

X-2 (g) + AE2
X-2 (g) + e-

X-3 (g) + AE3
mientras que la AE1 es generalmente una energía desprendida, es decir, negativa, la AE2 es
siempre energía absorbida, ya que el segundo electrón a captar es repelido por el anión formado
al haber captado ya el primero.
El hecho de que la primera energía de afinidad electrónica sea generalmente una energía
desprendida, significa que el anión formado es más estable que el átomo neutro. Esta situación
es bastante probable para los elementos situados a la derecha de la tabla periódica (a excepción
de los gases nobles) ya que estos tienen tendencia a ganar electrones para adquirir configuración
electrónica de gas noble. Por el contrario, los situados a la izquierda, tendrán una baja afinidad
electrónica ya que lo que tienen tendencia es a perder electrones y no a captarlos.
En un grupo suele aumentar a medida que disminuye el número atómico, ya que al ser
átomos más pequeños, el electrón que se capta queda más influenciado por la cercanía del
núcleo.
81
Resumiendo, la variación de la afinidad
electrónica a lo largo del sistema periódico es similar
a la del potencial de ionización, sin embargo existen
más irregularidades.
3.10.4.- Electronegatividad.
Es un concepto que trata de sintetizar los
dos anteriores. Mide la tendencia que posee un
átomo para atraer hacia sí el par, o los pares, de
electrones que comparte con otro a través de un
enlace covalente.
Varía igual que el P.I. a lo largo del
Sistema Periódico. Los gases nobles quedan
excluidos de esta tendencia, ya que su electronegatividad es prácticamente nula, debido a su
dificultad para formar enlaces covalentes, ya que al tener la última capa completa, no tienen
tendencia ni a ganar ni a perder electrones. El elemento más electronegativo es el flúor y el
menos electronegativo el Cesio.
La electronegatividad está relacionada con el carácter metálico o no metálico de un
elemento; así, los elementos de alta electronegatividad serán No metales y los de baja
electronegatividad metales.
3.10.5.- Radio atómico e iónico.
El principio de incertidumbre de Heisemberg indica que es imposible saber con precisión
y simultáneamente la posición y velocidad de un electrón en el interior de un átomo. Como
consecuencia de ello, hemos definido los orbitales atómicos
como zonas del espacio donde es probable encontrar al
electrón con un determinado estado energético, por lo que
no tienen un límite definido, por lo que se hace difícil
conocer con precisión el radio de un átomo o un ión.
El método más efectivo para medir el radio de un
átomo consiste en determinar, por difracción de rayos X, la
distancia internuclear que existe dos elementos que forman
un enlace covalente simple en estado gaseoso y dividirla por
la mitad, tal y como muestra la figura de la derecha.
En el caso de los elementos metálicos, la distancia internuclear se determina por el
mismo procedimiento pero sobre la estructura cristalina de la sustancia metálica.
El radio atómico crece de arriba a abajo dentro de un mismo grupo, ya que aumenta el número
de capas internas y por lo tanto será de mayor tamaño, y aumenta de derecha a izquierda en un
mismo período debido a que los e- se van colocando en el mismo nivel (a la misma distancia del
82
El átomo
núcleo aproximadamente) y la fuerza de atracción entre los e- y el núcleo es más fuerte a medida
que aumenta el número de protones, por tanto, el volumen es menor.
Sin embargo, en los períodos largos, esta atracción es compensada por el llamado efecto
de apantallamiento de los e- que consiste en que a medida que se van llenando los niveles
periféricos, las repulsiones entre los e- aumentan, con lo que los e- periféricos no experimentan
tanta atracción por el núcleo. y quedan más sueltos aumentando, por lo tanto, el radio del átomo.
Cuando un elemento gana o pierde electrones, se transforma en un ión y el valor de su
radio será diferente. La determinación de dichos radios iónicos
se hace de manera similar a los radios atómicos pero sobre
estructuras cristalinas de compuestos iónicos, formados, como
veremos, por iones perfectamente ordenados para maximizar las
atracciones entre ellos y minimizar las repulsiones. La distancia
que hay entre dos núcleos de dos iones adyacentes en un cristal
iónico, es la suma de sus radios iónicos, tal y como muestra la
figura de la izquierda:
a) El radio de un catión, ión positivo, es menor que el del átomo neutro del mismo
elemento, ya que al ser menor el número de electrones, aumenta la carga efectiva del
núcleo que atraerá más a los electrones restantes por lo que su tamaño disminuirá.
b) El radio de un anión, ión negativo, es mayor que el del átomo neutro del mismo
elemento, ya que al tener un electrón más, la carga efectiva del núcleo disminuirá y
habrá una mayor repulsión entre los electrones, por lo que el radio aumentará.
Un caso especial supone la comparación del radio de especies que tienen el mismo
número de electrones, por ejemplo:
Na+
Ne
F-
Z = 11 
Z = 10 
Z= 9 
11 protones y 10 electrones
Podríamos pensar que al tener las tres especies el mismo número de electrones, deberían
tener el mismo volumen, sin embargo no es así, ya que el número de protones que hay en el
núcleo no es el mismo. La especie Na+, por el hecho de tener más protones en el núcleo (11),
atraerá con más fuerza a los 10 electrones y por lo tanto será el más pequeño, mientras que el Fserá más grande, es decir:
Na+ <
Ne
<
F-
83
3.10.6.- Estados de oxidación.
Los estados de oxidación (valencias), están en relación con la configuración electrónica
de los elementos, por lo tanto, también variaran de forma periódica.
Los estados de oxidación más importantes corresponden a la pérdida o ganancia de epara conseguir una configuración electrónica de gas noble, (ocupación total de los orbitales s y/o
p).
Ejemplo:
Na
tenderá a perder 1 e- quedando como Na+

2s2 2p6 3s1

2s2 2p6
Un caso interesante es el de los elementos del grupo IIIa, que tienen una configuración
electrónica ns² np1. En teoría los cationes más estables serían los formados por la pérdida de 3 e-,
Al+3, Ga+3, lo que es cierto, pero a medida que aumenta el número atómico, aumenta la
tendencia a eliminar sólo el e- p, hasta el punto que en el Tl la valencia más importante es +1.
En otros grupos ocurre lo mismo, Pb+2 es más estable que Pb+4, mientras que el Si y el Ge actúan
siempre como tetravalentes.
A partir del grupo Va se advierte la tendencia de los elementos a formar iones negativos
sobre todo en los elementos superiores; N y P captan 3 e- para adquirir configuración electrónica
de gas noble, sin embargo, en el As este estado de oxidación no tiene importancia y en el Bi ni
siquiera existe.
Para los elementos de transición este estudio es mucho más complejo debido a la gran
variedad de estados. El estado máximo de oxidación corresponde al catión con carga positiva
igual al número del grupo al que pertenece, por ejemplo Cr+6, (VIb).
Los estados de oxidación inferiores son más estables en el primer periodo largo, (Fe+2, Fe+3), y a
medida que bajamos en el grupo, el estado de oxidación mayor se hace más estable:
Grupo VIb:
Cr
Mo
W



Presenta principalmente +3
Presenta +4; y +7 sólo en raras ocasiones
Principalmente +6
Una excepción a todo ésto son los grupos Ib y IIb.
A continuación, (en la página siguiente) te presentamos una tabla periódica con algunas
de las propiedades que te hemos comentado.
84
El átomo
85
a) Modelos atómicos
125.- ¿Qué experimentos y observaciones condujeron a la conclusión de que los átomos, al
contrario de lo que se admitió en la hipótesis de Dalton, no son indivisibles?
126.- Explica por qué el experimento de Rutherford obligó a desechar el modelo de Thomson.
127.- ¿Cual es la principal limitación del modelo atómico de Rutherford?
128.- ¿Cómo subsanó el modelo de Bohr las limitaciones del modelo de Rutherford?
129.- ¿Qué diferencia hay entre la órbita de Bohr y el orbital del modelo cuántico del átomo?
130.- Haz un gráfico de energías de los distintos niveles del átomo de hidrógeno y explica la
emisión de energía del átomo excitado.
131.- ¿Cuánta energía se necesita para ionizar un átomo de hidrógeno en el que el electrón se
encuentra en la órbita n=5 de Bohr? (Dato: Ctte de Rydberg Rh = 109.678 cm-1)
132.- A partir de la constante de Rydberg para el átomo de hidrógeno, calcular la longitud de
onda de las tres primeras líneas de la serie de Balmer y el límite de esta serie.
133.- En el espectro del átomo de hidrógeno se conoce una línea de longitud de onda 1216 A°.
Sabiendo que pertenece a la serie de Lyman ¿a que transición pertenece?. Toma como dato
la constante de Rydberg.
134.- Calcular la longitud de onda asociada a la molécula de hidrógeno moviéndose a una
velocidad de 1840 m/s.
Datos: Ar(H) = 1 uma , h = 6'67.10-34 J.s
135.- Calcular la onda asociada a una pelota de tenis de 150 gr de masa que posee una velocidad
de 15 m/s. Hágase lo mismo para un electrón de velocidad 2'18.107 m/s. Comparar los
resultados e indicar lo que nos sugieren.
136.- Que el átomo está cuantizado quiere decir: a) que es algo fantástico y poco real nuestro
conocimiento sobre el mismo. b) que está constituido por núcleo y corteza. c) que la
energía de los electrones sólo puede tener determinados valores. d) que su tamaño es
pequeñísimo. (Señala las respuestas correctas).
b) Números cuánticos
137.- Indica los números cuánticos representativos de los orbitales:
a) 3py b) 2s
c) 1pz
d) 4dxy
e) 5px
86
El átomo
138.- Un electrón se encuentra en un orbital 3d. ¿Cuáles son los posibles valores de sus números
cuánticos n, l y m?
139.- Explicar la información que suministra la expresión (3,2,0,-½) para un electrón del átomo
de hidrógeno.
140.- Un alumno afirma que en un orbital 2s puede haber 3 electrones ¿es esto cierto?
141.- ¿Pueden existir orbitales del tipo 2d?. Justifica la respuesta.
142.- ¿De qué manera se puede arrancar un electrón de un átomo, para convertirlo en el ión
positivo correspondiente? ¿Qué sucedería en el proceso inverso?
143.- ¿Qué se debe hacer para que un electrón 2s pase a ser un electrón 3s? ¿Qué sucede
cuando un electrón 3s pasa a ser un electrón 2s?
144.- Escribir los números cuánticos correspondientes a: 1) un orbital 4d, 2) un electrón en un
orbital 3s.
145.- ¿Qué propiedad de un átomo impide que todos sus electrones se sitúen en el nivel n = 1
de más baja energía?
146.- ¿Por qué el número de elementos del quinto período es 18?
147.- ¿Por qué se desvían tanto de ser números enteros las masas atómicas de muchos
elementos? Pon un ejemplo que aclare la respuesta.
c) Configuraciones electrónicas
148.- Indicar cómo difieren entre sí los electrones de mayor energía, en cada uno de los átomos
de los siguientes elementos: a) Na
b) B c) N
d) Mg
149.- Considerar las dos configuraciones electrónicas siguientes de dos átomos neutros A y B:
A - 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
B - 1s2, 2s2, 2p6, 6s1
Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas razonando la respuesta:
a) A y B representan dos elementos distintos.
b) Se necesita energía para pasar de A a B.
c) A representa al átomo de sodio
d) Se requiere menos energía para arrancar un electrón de A que de B.
150.- Escribir las demás estructuras equivalentes al estado fundamental del átomo de carbono,
además de la 1s2, 2s2, 2px1, 2py1
151.- Indicar a qué grupo y periodo pertenece el elemento cuya configuración electrónica es:
6s2, 4f14, 5d10, 6p3. ¿Podrías decir de qué elemento se trata y algunas de sus propiedades?.
87
152.- Para los 100 primeros elementos del sistema periódico, indicar para cuantos de ellos puede
escribirse en su estado fundamental: (Razona la respuesta)
a) una configuración electrónica con uno o más electrones 1s.
b) una configuración electrónica con uno o más electrones 2p.
c) una configuración electrónica con uno o más electrones 3d.
153.- Escribe la configuración electrónica del neón e indica dos iones que tengan igual
configuración que dicho gas.
154.- Escribe la configuración electrónica de los iones siguientes: F-, O-2, Na+, Mg+2.
155.- ¿Por qué se define el número atómico de un elemento en función del número de
protones del núcleo y no en función del número de electrones?
156.- ¿A qué llamamos isótopos? ¿y especies atómicas isoelectrónicas? pon ejemplos.
157.- ¿Qué significa estado fundamental del átomo? ¿Qué sucede cuando un átomo que se
encuentra en estado excitado vuelve a su estado fundamental? ¿Es posible que el
electrón más externo del potasio se encuentre en un orbital 4p o 3d? ¿En qué
condiciones si hay alguna podría lograrse esto?
39
158.- Un átomo determinado se representa por 19X . Indica: a) número atómico; b) número
másico; c) número de electrones; d) número de protones; e) masa atómica aproximada;
f) configuración electrónica; g) ¿es metal o no metal? h) período y grupo a los que
pertenece; i) tipo de ión que formará; j) alguna propiedad.
159.- Escribe la configuración electrónica del As ( Z = 33 ) e indica en que principios o reglas
te apoyas.
160.- Escribe la configuración electrónica del Cu ( Z = 29 ).
161.- Escribe la configuración electrónica del Mo ( Z = 42 ).
162.- ¿Es posible que la configuración electrónica de un átomo sea 1s2 2s2 2p4 4s1?
163.- El número de protones de los núcleos de 5 elementos son:
ELEMENTO
A
B
C
D
E
2
11
9
12
13
PROTONES
Indica qué elemento: a) es un gas noble, b) es el más electronegativo, c) es un metal
alcalino, d) es un gas, e) presenta estado de oxidación negativo, f) forma un nitrato de
fórmula X(NO3)2.
d) Propiedades periódicas
164.- Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su energía de ionización: Na, Be,
Mg y K. Utiliza como datos sus números atómicos.
88
El átomo
165.- Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su radio atómico: Na, O, F, y Mg.
166.- Ordena menor a mayor los siguientes iones y elementos según su volumen: O-2, Ne y Na+.
167.- Ordena de menor a mayor según sus energías de ionización: Ca, Rb, Mg, Li.
168.- ¿Cual de los siguientes átomos posee un mayor radio?¿y menor? Ar, Cs, P, Mg, Cs, Ra.
169.- Las tres especies H, He+ y Li+2, poseen un solo electrón. Señalar cual de ellos poseerá
mayor radio y mayor energía de ionización.
170.- Explica como son (altas-bajas) las energías de ionización de los gases nobles.
171.- Razona cómo ha de ser la segunda energía de ionización del Na con respecto a la
segunda energía de ionización del Mg: a) mayor, b) menor, c) igual
172.- ¿Qué es la energía de ionización? ¿Qué elementos tienen energías de ionización altas y
cuales bajas, teniendo en cuenta su configuración electrónica?
173.- Indica algún criterio desde el punto de vista electrónico que nos permita diferenciar un
elemento metálico de otro que no lo es.
174.- ¿Cómo varía el radio atómico de los elementos en un grupo? ¿y en un periodo?
175.- Los iones F- y Na+ poseen el mismo número de electrones, pero el radio del F- es mayor
que el de Na+. Explica a que es debida esta diferencia.
176.- Dados los siguientes elementos: Na, Mg y Rb, ordenarlos de mayor a menor energía de
ionización. Justificar la respuesta.
177.- Ordenar según el orden creciente de sus tamaños: Ar, S-2, K+, Cl, Li+.
178.- Razona la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones sobre el átomo de neón y
al ión óxido: a) ambos poseen el mismo número de electrones. b) tienen el mismo
número de protones. c) el radio del ión óxido será superior al del átomo de Neón.
179.- Indica cuál es en cada uno de los grupos siguientes el elemento que tiene mayor carácter
metálico: a) Cl, Ca, As; b) Al, Si, P; c) Ga, Tl, B.
180.- Usando los grupos que se han dado en la cuestión anterior contesta las siguientes
cuestiones:
a) ¿Qué elemento del grupo a tiene más probabilidad de presentar un número de
oxidación negativo en sus compuestos?
b) En el grupo b ¿qué elemento es el que es más probable que posea el potencial de
ionización más bajo?
c) ¿Cuál de los elementos del grupo b cabe esperar que posea la máxima
electronegatividad?
89
181.- ¿Qué elemento de cada uno de los siguientes pares debe esperarse que tenga la mayor
electronegatividad? a) C, Cl; b) S, O; c) Mg, Se; d) Sb, F;
182.- Las configuraciones electrónicas de varios elementos son las siguientes: a) 1s;
b) 1s22s1; c) 1s22s22p1; d) 1s22s2. Ordenarlos en el sentido de sus radios atómicos
crecientes, justificando la ordenación propuesta.
183.- Los potenciales de ionización del carbono, nitrógeno y oxígeno son 11.3, 14.5 y 13.6 eV
respectivamente. Nótese que el del nitrógeno es anormalmente alto y que en el oxígeno
se produce una disminución. Explica este resultado.
184.- a) En general, qué elementos tienen mayores valores de sus potenciales de ionización,
¿los metales o los no metales? b) ¿Cuál es el motivo de que estos elementos posean
potenciales de ionización altos?
185.- Escribe la configuración electrónica de los elementos con número atómico: 38, 11, 14,
35 y 54 y contestar a las siguientes cuestiones: a) ¿A qué grupo del sistema periódico
pertenece cada elemento? b) ¿qué estados de oxidación serán los más frecuentes? c)
¿cuáles son metales y cuáles son no metales? d) ¿qué elemento es el más electropositivo
y cuál el más electronegativo?
186.- La configuración electrónica de la capa externa de un elemento es: 5s25p5. Indica: si se
trata de un metal o un no metal, a qué grupo de la T.P pertenece y cuál es su símbolo.
Indica dos elementos que tengan mayor energía de ionización y otros dos de menos
energía de ionización que el dado; formula un compuesto iónico y otro covalente en que
intervenga este elemento.
187.- El número atómico de dos átomos A y B es 17 y 20 respectivamente. a) escribe su
configuración electrónica fundamental y el símbolo de cada uno. b) escribe el símbolo
del ión más estable de cada uno. c) ¿cuál es el de mayor radio iónico? ¿qué tipo de
sustancia se puede formar al reaccionar ambos elementos?. Razona la respuesta.
188.- Dados los siguientes elementos: K (Z = 19), S (Z = 16) y Cl (Z = 17). Ordénalos en
orden creciente de: a) radio atómico y b) energía de ionización.
189.- Dados dos átomos de hidrógeno, en uno de ellos el electrón está en el nivel n = 1 y en el
otro en el nivel n = 4. Explica: ¿Cuál es la configuración electrónica de cada uno de
ellos? ¿Qué nivel posee mayor radio?; ¿qué electrón posee menos energía?, ¿qué átomo
tiene mayor potencial de ionización?
190.- Los números atómicos del Na, K y Rb son respectivamente 11, 19 y 37. a) Ordena
dichos elementos en cuanto a su radio atómico y a su potencial de ionización
discutiendo las razones que determinan cada ordenación. b) Dibuja un diagrama que
represente las energías relativas de los distintos orbitales del ión potasio y su ocupación
por electrones.
90
El enlace químico
4.- EL ENLACE QUÍMICO
......................................................................... 92
4.2.- Las sustancias iónicas.
.......................................................... 94
4.2.1.- Características del enlace iónico. ................................................. 94
4.2.2.- El ciclo de Born-Haber ................................................................. 96
4.2.3.- Propiedades de las sustancias iónicas. ......................................... 98
4.3.- Las sustancias moleculares. .................................................. 99
4.3.1.- Fundamentos del enlace covalente. ............................................ 99
4.3.2.- Clasificación de los enlaces covalentes. ..................................... 100
4.3.3.- Estructuras electrónicas o diagramas de Lewis. ........................ 103
4.3.4.- Estructuras espaciales de moléculas
......................................... 107
4.3.5.- Teoría del enlace de valencia. ...................................................... 111
4.3.6.- Teoría de los orbitales moleculares. ............................................ 113
4.3.7.- Hibridación de orbitales. .............................................................. 113
4.3.8.- Enlaces intermoleculares. …………………………………......... 117
4.3.9.- Propiedades de las sustancias moleculares. ................................ 119
4.4.- Los sólidos covalentes (macromoléculas). ............................119
4.4.1.- Enlaces de las sustancias covalentes. ........................................... 119
4.4.2.- Propiedades de las sustancias covalentes. ..................................... 120
4.4.3.- Estructura de algunas sustancias covalentes. ................................ 120
4.5.- Las sustancias metálicas.
......................................................122
4.5.1.- El enlace metálico. .................................................................... 122
4.5.2.- El modelo del gas de electrones. ................................................... 122
4.5.3.- La teoría de bandas. ...................................................................... 123
4.5.4.- Propiedades de las sustancias metálicas. ..................................... 123
4.6.- Cuadro resumen de las propiedades de las sustancias. .......125
4.7.- Problemas y cuestiones.
........................................................125
91
En temas anteriores, ya hemos estudiado el átomo y ahora vamos a ver cómo se
pueden combinar esos átomos entre sí. Este aspecto es muy importante ya que, como veremos,
según el tipo de enlaces que formen, podremos predecir las propiedades de las sustancias.
Las sustancias están constituidas por agrupaciones de átomos. Unas veces, tales
agrupaciones forman agregados neutros: las moléculas y otras resultan con carga: los iones.
Sólo los gases nobles y algunos metales en estado vapor están constituidos por moléculas
monoatómicas (es decir, por átomos sueltos). La unión entre átomos, iones o moléculas es lo
que constituye en enlace químico.
En el enlace químico juega un papel decisivo la configuración electrónica de la capa
más externa de los átomos, la de mayor energía, llamada capa de valencia. De esa
configuración depende, además, el tipo de enlace que se formará, por ello, y dada su
importancia, se utilizan los diagramas de Lewis, en los que figura el símbolo del elemento
rodeado de tantos puntos como electrones de valencia posea. Así por ejemplo, los diagramas
de Lewis de los elementos del segundo periodo son:
En la tabla periódica, todos los átomos de un mismo grupo tiene propiedades similares
porque todos tienen los mismos electrones de valencia, y un átomo usa algunos o todos los
electrones de valencia para combinarse con otros.
Por otra parte, los gases nobles son muy estables ya que tienen una baja reactividad
que se relaciona con su estructura electrónica; todos poseen los orbitales s y p de la última
capa completos (a excepción del He). El hecho de que los orbitales de más alta energía de un
átomo estén completamente llenos, les da una acusada estabilidad. Esto también se puede
comprobar experimentalmente diciendo que tanto el P.I. como la A.E. de los gases nobles son
muy altos, (no tienen tendencia ni a coger ni a ceder electrones).
El resto de los átomos, tienden a ganar, perder o compartir electrones con la finalidad
de adquirir configuración electrónica de gas noble y ganar así estabilidad. Por ello, los átomos
se clasifican según esta tendencia en (además de los gases nobles antes descritos):
Metales:
No metales:
• Elementos que tienen pocos electrones en la última capa (1, 2 ó 3).
• Tienen tendencia a perderlos para adquirir configuración electrónica de
gas noble (tener la última capa completa).
• Se cargarán positivamente formando lo que se denomina un catión.
• Tienen muchos electrones en la última capa (5, 6 ó 7).
• Tienen tendencia a ganar para adquirir configuración electrónica de gas
noble (completar la última capa).
• Se cargarán negativamente formando lo que se denomina un anión.
En general, se puede decir que cuando un átomo se combina con otro para formar un
compuesto, lo hace de tal manera que con ello adquiere la configuración electrónica del gas
noble más cercano, (ocho electrones en su última capa, regla del octeto) y eso se puede
conseguir a través de una cesión, captación o compartición de e-. Esta es la razón por la que
los gases nobles son tan inertes.
92
El enlace químico
Hay elementos que no cumplen la regla del octeto, por ejemplo, el H, Li y Be, el
número de electrones al que tienden es de dos puesto que el He, (gas noble más cercano), sólo
tiene dos; y hay también muchos elementos del tercer período (o superior) que pueden
albergar más de ocho electrones en su última capa al poseer orbitales "d" vacíos.
Existen tres tipos fundamentales de enlaces: iónico, covalente y metálico, y con ellos
se pueden formar cuatro tipos de sustancias: las iónicas, las moleculares, las covalentes y las
metálicas.
Es importante comentar que
para que un determinado enlace se
forme,
tiene
que
haber
necesariamente un desprendimiento
de energía, es decir, el compuesto o
molécula formada tiene que ser más
estable que los átomos de los que se
parte, pues de lo contrario no se
formará el enlace.
Cuando dos átomos se
encuentran infinitamente separados,
no hay interacción entre ellos, sin
embargo, a medida que se acercan
empiezan a aparecer fuerzas de
atracción entre el núcleo de uno y la
nube electrónica de otro y viceversa
con la consiguiente liberación de
energía. A una distancia determinada
(distancia de enlace), la energía
liberada pasa por un mínimo
(energía de enlace). Si la distancia de
enlace se hace más pequeña, empiezan a aparecer fuerzas de repulsión entre los dos núcleos y
las dos nubes electrónicas, tanto más
grandes cuanto más cerca estén, para
lo cual haría falta aportar energía, tal
y como se muestra en la figura (los
datos se refieren a la molécula de
hidrógeno). Si los átomos nada más
empezar a acercarse, generan fuerzas
de repulsión, tal y como muestra la
segunda figura, nunca formarán un
enlace, porque no existe una
distancia que estabilice el sistema.
Es lo que ocurre al acercar dos
átomos de He, por ejemplo.
93
4.2.- Las sustancias iónicas.
4.2.1.- Características del enlace iónico.
El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y no direccional entre
iones de signo opuesto producidos por transferencia de electrones entre átomos de elementos
de elevada diferencia de electronegatividad.
Como hemos indicado anteriormente, siempre que se forma un enlace, (del tipo que
sea), se produce una liberación de energía, es decir, que el nivel de energía de los átomos
unidos es menor que el de los átomos por separado.
En el caso de los compuestos iónicos se tiene que formar una red cristalina para que se
produzca esa liberación de energía como ahora veremos en un ejemplo. Vamos a analizar la
formación de NaCl a partir de los átomos libres de Na y Cl en estado gaseoso:
Na (g) + Cl2 (g)

Na+ (g) + Cl- (g)
( Na+Cl-)n (s)

El NaCl es un sólido en el que 6 iones Cl-- rodean a un ion Na+ y a su vez cada ion Cles rodeado por 6 iones Na+ formando una red tridimensional en la que la relación es 1:1, es
decir, un ion sodio por cada ion cloro.
Para explicar este fenómeno vamos a utilizar la representación electrónica o diagrama
de Lewis, según la cual, el símbolo de un átomo representa su núcleo y los electrones de las
capas internas, y rodeando a éste se colocan puntos y/o aspas que representan los electrones de
la capa de valencia. Los puntos se colocarán por pares si los e- están apareados y aislados si no
lo están.
2p6
3s1
Na

Z=11
1s2 2s2
Cl
94

Z=17
1s2 2s2
2p6
3s2
3p5
El enlace químico
el átomo de sodio tiene sólo un electrón en su última capa que "tenderá" a perder, quedándose
cargado positivamente y, por el contrario, al cloro le falta un electrón para completar su capa,
que lo captará del átomo de sodio, incorporándolo al orbital 3p, y así ambos tienen
configuración electrónica de gas noble:
Na

Na+ + 1e-
∆E = + 496 KJ/mol
Cl + 1e-

Cl-
∆E = - 348 KJ/mol
∆E = + 148 KJ/mol
Energía necesaria:
Aunque muchas veces se indique que los metales tienden a perder electrones, este
fenómeno es siempre energéticamente desfavorable al igual que la aceptación de electrones
por parte de los no metales, (salvo en el caso de algunos halógenos).
Desde el punto de vista energético este proceso es desfavorable ya que hay que aportar
148 KJ/mol, (aporte de energía necesario para que los átomos se ionizaran en estado gaseoso).
No obstante, la formación de la red cristalina libera gran cantidad de energía por la atracción
electrostática que ahora sufren los iones.
Imaginemos los iones Cl- y Na+ infinitamente separados en estado gas y que se van
acercando para formar el enlace. En un principio se libera energía por la atracción de los
iones, pero cuando éstos están muy cerca, empiezan a tener importancia las repulsiones entre
los electrones y entre los núcleos de los iones, por lo tanto existe una distancia interiónica para
la que la energía potencial electrostática pasa por un mínimo y, en consecuencia, se libera la
máxima energía.
Para los iones de Cloro y Sodio esta distancia es de 2'38 A°, (determinada por
difracción de rayos X). Por lo tanto, la energía liberada al acercarse dos iones será:
(
−19
q1 ⋅ q2
9 1,609 ⋅ 10
∆E = − K
= − 9 ⋅ 10 ⋅
r
2,38 ⋅ 10 −10
)
2
= − 9,705 ⋅ 10 −19 J = − 580,4 KJ / mol
Sin embargo la formación de la red cristalina libera una cantidad de energía mucho
mayor debido a que un ion Cl- es atraído por más de un ion Na+ y viceversa. En el caso de
NaCl, la energía liberada al pasar de iones gaseosos a la red cristalina, (energía reticular), es
de -790 KJ/mol (mayor que la calculada para dos iones aislados que era de – 580,4 KJ/mol).
En definitiva, la energía necesaria para la ionización (que es de 148 KJ/mol), se ve
compensada con la que se libera al formarse el cristal (-790 KJ/mol).
95
Todos aquellos elementos cuya energía de ionización se vea compensada
suficientemente por la energía reticular, tendrán tendencia a formar este tipo de enlace. Esto
ocurre únicamente cuando se combinan elementos muy electronegativos, (anfígenos y
halógenos), de alta afinidad electrónica con elementos poco electronegativos, (alcalinos,
alcalinotérreos), de bajo potencial de ionización.
Ahora bien, no existe un enlace iónico puro (del 100 %), lo que quiere decir, que no
hay una transferencia total de electrones del metal al no metal, habiendo siempre una parte de
compartición de éstos entre los dos átomos enlazados.
La mayoría de las sales que provienen de oxoácidos son también de naturaleza iónica;
el anión está formado por varios átomos y también forman redes cristalinas. Lo mismo le
ocurre al catión amonio.
Los sólidos iónicos pueden cristalizar en varios tipos de redes. El que lo haga en un
tipo u otro de red depende fundamentalmente del tamaño de los iones que la forman y de la
carga que posean. Aquí tienes otras estructuras cristalinas diferentes de compuestos iónicos:
4.2.2.- El ciclo de Born - Haber.
El cambio energético producido en la formación de un sólido iónico a partir de los
elementos que lo constituyen, puede calcularse a partir del llamado ciclo de Born – Haber
(que es un caso particular de la ley de Hess). Vamos a seguir con el mismo ejemplo del
apartado anterior, es decir, la formación del cloruro sódico (sólido) según la siguiente
reacción:
Na (s) + ½ Cl2 (g) 
NaCl (s)
La reacción anterior tiene lugar en varios pasos:
1.- El sodio metálico sólido, en primer lugar tendrá que separar sus átomos entre sí.
Para ello habrá que aportar la energía de sublimación del Sodio:
Na (s) + Esublimación
96

Na (g) ;
Esublimación = 109 KJ/mol
El enlace químico
2.- Al sodio gas, habrá que arrancarle un electrón para transformarlo en un ion
positivo. Para este proceso necesitaremos aportar la energía de ionización del Sodio:
Na (g) + Eionización

Na + (g) + 1 e- ;
Eionización = 496 KJ/mol
3.- El Cloro, no metal, en primer lugar tendrá que romper su molécula ya que es
diatómico. Para ello tendremos que aportar la mitad de su energía de disociación, ya que por
cada molécula que se rompe obtenemos dos átomos de Cloro, por lo tanto sólo habrá que
disociar medio mol de moléculas de Cloro para obtener 1 mol de átomos de Cloro.
½ Cl2 (g) + ½ Edisociación 
Cl (g) ;
½ Edisociación = 122 KJ/mol
4.- Posteriormente, tendremos que aportar un electrón a cada átomo de Cloro para
transformarlo en un ion negativo. Para ello tendremos que aportar la energía de la afinidad
electrónica. Dicha energía suele ser positiva (es decir, hay que aportarla), pero en el caso de
algunos halógenos puede llegar a ser negativa (energía desprendida):
Cl (g) + 1 e- 
Cl - (g) + Eafinidad ;
Eafinidad = -348 KJ/mol
5.- Vemos que la energía desprendida no supera a la suministrada; nos faltan 379
KJ/mol. ¿Cómo puede formarse, entonces, el compuesto iónico?. La respuesta está en la
energía reticular, que como ya hemos definido antes es la energía desprendida al pasar de los
iones en estado gaseoso a la formación de 1 mol de sólido cristalino. En efecto, los iones en
estado gaseoso se atraen con orden en la red y así, es evidente que la energía potencial
eléctrica se hace menor.
Na + (g) + Cl - (g)  NaCl (s) + Ereticular ;
= - 790 KJ/mol
La energía sobrante será la desprendida en la formación de 1 mol del compuesto
iónico:
ΔEf = Esublimación + Eionización + ½ Edisociación + Eafinidad + Ereticular = 109 + 496 +122-348 –790 =
ΔEf = - 411 KJ/mol
A continuación te mostramos un esquema de todo el proceso:
97
Este sería el diagrama energético del proceso:
4.2.3.- Propiedades de las sustancias iónicas.
No contienen átomos sino iones y puesto que las fuerzas electrostáticas son muy
fuertes, tendrán puntos de fusión y de ebullición muy altos.
En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones tienen posiciones fijas y
carecen de movilidad, pero, al fundirse o disolverse en agua, se desmorona la red cristalina
quedando los iones en libertad, por lo que estos compuestos fundidos o disueltos conducen la
electricidad.
Son sólidos muy duros porque las fuerzas electrostáticas que unen los iones son
grandes, pero también son frágiles, ya que, al haber un ordenamiento tan perfecto en la red,
pequeños desplazamientos de los iones hacen que las fuerzas que antes eran de atracción
pasen a ser de repulsión, por lo que el sólido se rompe:
98
El enlace químico
En general, los sólidos iónicos son solubles en disolventes polares y no en
apolares, ya que, las moléculas del disolvente se colocan alrededor de los iones
(orientando sus dipolos de forma adecuada), y éstos se separan de la red
cristalina.
Hay que tener en cuenta que, no todas las sustancias que en disolución dan iones son
sustancias iónicas; también lo hacen algunas sustancias covalentes polares como HCl o
H2SO4.
Podemos estudiar la variación de algunas de las propiedades que acabamos de
comentar en base a las fuerzas electrostáticas y no direccionales que unen a los iones en la red
cristalina. Dichas fuerzas vienen determinadas por la Ley de Coulomb:
→
F =K⋅
q1 ⋅ q2 →
u
r2
por lo tanto, a medida que los iones estén más cargados, y sus radios sean más pequeños, las
fuerzas electrostáticas que los unen serán más fuertes, por lo que, tendrán puntos de fusión y
ebullición más altos, serán más duros, serán menos solubles, etc. Con los siguientes datos
podrás apreciarlo con mayor facilidad:
Cristal
NaI
NaF
CaF2
Al2O3
Q1
1
1
2
3
Q2
1
1
1
2
r (Aº)
3’11
2’31
2’35
1’90
Punto de fusión
660
988
1360
2030
Dureza
2’8
3’2
4’0
9’0
Solubilidad (gr/l)
158’70
4’22
0’15
0’00
4.3.- Sustancias moleculares.
4.3.1.- Fundamentos del enlace covalente.
El enlace iónico se da entre átomos de electronegatividad muy diferente, en cambio, el
enlace covalente se da entre elementos de alta electronegatividad muy parecida.
En vez de una cesión de electrones, (como tiene lugar en el enlace iónico), se produce
una compartición de pares de e-, que se concentran entre los núcleos enlazándolos. El número
de pares de electrones compartidos será el necesario para que los dos átomos adquieran
configuración electrónica de gas noble. A diferencia del
enlace iónico, el enlace covalente es direccional y más
fuerte; y su formación también comporta una liberación de
energía. En la siguiente dirección puedes encontrar una
simulación del enlace covalente en la molécula de
Hidrógeno:
http://www.visionlearning.com/library/flash_viewer.php?oid=1348
99
4.3.2.- Clasificación de los enlaces covalentes.
i) atendiendo al número de electrones compartidos:
a) enlace covalente simple: Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir,
se comparte un par de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Hidrógeno
(H2):
Si los átomos están infinitamente separados, se considera que tienen energía cero, pero
a medida que se acercan existen fuerzas de atracción (entre el e- de un átomo y el p+ del otro),
y fuerzas de repulsión, (entre las dos nubes electrónicas). Al principio las fuerzas de atracción
son superiores a las de repulsión por lo que al acercarse se libera energía, pero llega un
momento en el que las repulsiones empiezan a tener importancia y cuesta cada vez más
acercarlos. Es decir, que la curva pasa por un mínimo y la distancia a la que se produce es la
distancia de enlace que para la molécula de H2 es de 0'74 A°.
La molécula de Hidrógeno presenta una energía menor a la de los átomos separados
(que es una condición indispensable para que exista enlace). En este caso los dos átomos de
Hidrógeno adquieren configuración electrónica de gas noble.
Otro ejemplo de este tipo de enlace sería la molécula de cloro:
los dos átomos de cloro tienen 8 electrones a su alrededor y por lo tanto configuración
electrónica de gas noble.
b) enlace covalente doble: Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir,
se comparten dos pares de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de
Oxígeno (O2):
c) enlace covalente triple: Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir,
se comparten tres pares de electrones entre dos átomos, por ejemplo, la molécula de Nitrógeno
(N2 ):
Es conveniente señalar que a medida que se compartan más pares de electrones, la
distancia entre los átomos unidos será menor y el enlace será más fuerte (hará falta más
energía para romperlo). Esto se puede comprobar con los datos de la siguiente tabla:
Molécula
F2 (F - F)
O2 (O = O)
N2 (N ≡ N)
100
Energía (Kcal/mol)
36
118
225
distancia (Aº)
1’42
1’21
1’10
El enlace químico
ii) atendiendo a cómo están compartidos los electrones:
a) enlace covalente puro o apolar: Los dos átomos que
comparten electrones son del mismo elemento o bien de elementos de la
misma electronegatividad para que los electrones enlazantes se compartan por
igual. Todos los ejemplos vistos hasta ahora son de este tipo.
b) enlace covalente polar: En un enlace covalente entre dos átomos iguales, los
electrones del enlace se hallan igualmente compartidos, y el caso del enlace iónico constituye
el otro extremo en el que los e- se transfieren totalmente.
Cuando dos átomos no son iguales, surgen situaciones intermedias en las que los dos
e- se encuentran compartidos entre los dos átomos pero no por
igual. Por ejemplo, en la molécula de HCl el átomo de cloro es más
electronegativo, lo que indica que tiene mayor tendencia a atraer la
nube electrónica hacia sí que el hidrógeno, con lo que la molécula
es eléctricamente asimétrica con más carga negativa concentrada en
el átomo de Cl y una cierta carga positiva en el átomo de H; se crea un momento dipolar.
Algunos ejemplos de este tipo de enlaces son:
- el cloruro de hidrógeno:
al ser el átomo de cloro más electronegativo, atraerá más hacia él los electrones del enlace y se
quedará cargado con una fracción de carga negativa.
- el agua:
la diferencia de electronegatividad entre el O y el H explica su elevada polaridad y ésto hace
que pueda utilizar como disolvente.
- el amoniaco:
la molécula de amoniaco posee tres enlaces simples polares.
101
c) enlace covalente coordinado o dativo: Es un enlace covalente en el que el
par de e que se comparte es aportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de
enlace se llaman complejos. Algunos compuestos con este tipo de enlace son:
-
- el ion amonio; por ejemplo en el cloruro amónico (NH4Cl):
es un compuesto iónico, forma redes tridimensionales, (NH4+ Cl-), donde el catión no es un
átomo sino una especie poliatómica en la que sus átomos están unidos por enlaces covalentes,
uno de ellos coordinado o dativo:
uno de los H ha perdido un e- y forma con el par de electrones que tiene el N un enlace
covalente coordinado.
- el ozono: En el enlace simple, es el átomo central el que aporta los dos electrones
del enlace:
aparecen dos estructuras para el Ozono que se denominan resonantes.
El fenómeno de resonancia surge ante la
imposibilidad de poder representar el estado electrónico de
una molécula o ion mediante una sola estructura. En estos
casos, ninguna de las dos (o más) estructuras resonantes
tienen existencia real, sino una hibridación de todas ellas. Por
ejemplo, en el caso del ozono, los dos enlaces que forma el
átomo central con los de los extremos, son exactamente
iguales a pesar de que, en la estructura de Lewis, uno de ellos
sea un enlace covalente doble y el otro un enlace covalente
coordinado. Este fenómeno de la resonancia es bastante
frecuente.
102
El enlace químico
4.3.3.- Estructuras electrónicas o diagramas de Lewis.
No debe confundirse un enlace polar con una molécula polar. Así, por ejemplo, el
enlace C-H es covalente polar, pero la molécula de metano (CH4) es apolar ya que dicha
molécula tiene una estructura tetraédrica que anula todos sus momentos dipolares.
Para conocer si una molécula es polar o no hay que conocer su estructura espacial.
El H2O es la molécula polar más característica. El ángulo que forman los dos enlaces
O-H es de 104'5º debido a la repulsión que ejercen sobre los electrones de los enlaces, dos
pares de electrones que posee el oxígeno:
En definitiva, una molécula con enlaces covalentes apolares, será necesariamente
apolar, pero una molécula con enlaces covalentes polares, será apolar si tiene simetría y polar
si carece de ella, es decir:
Para ver la estructura espacial de las moléculas y conocer, en definitiva su polaridad,
es muy cómodo utilizar las estructuras de Lewis. Aunque ya las hemos utilizado, vamos a
profundizar un poco más en ellas.
103
Para hallar la estructura de Lewis hay que tener en cuenta que:
- El Hidrógeno nunca puede tener más de dos e- a su alrededor.
- Los átomos del 2º periodo tienden a cumplir la regla del octeto. No pueden estar
rodeados de más de ocho e-.
- Los demás átomos siguen en general la regla del octeto, pero tienen orbitales “d”
vacíos y por lo tanto pueden alojar más de ocho e- a su alrededor.
Las estructuras de Lewis sirven tanto para representar átomos como iones o moléculas.
Para ello hay que seguir los siguientes pasos:
a) Se representan las estructuras de Lewis de los elementos de la sustancia a estudiar.
Se suman todos los electrones de valencia y se halla el número de enlaces que habrá en la
molécula con la siguiente fórmula:
por ejemplo, para el CO2:
nº de enlaces =
3 ⋅ 8 − (6 ⋅ 2 + 4 )
=4
2
b) Se forma el esqueleto de la molécula, formada por los símbolos de los elementos,
poniendo como átomo central el que menos electrones de valencia tenga (exceptuando al
hidrógeno) y si hay varios se elige el de mayor volumen (es decir, el de mayor Z).
siguiendo con el mismo ejemplo:
c) Se disponen los enlaces calculados en el apartado a) de todas las formas posibles,
con lo que se obtendrán hasta las estructuras resonantes si las hubiera. Después se completan
los octetos de los átomos con pares de electrones no enlazantes:
en el caso del dióxido de carbono hay tres posibilidades de colocar 4 enlaces entre los tres
átomos:
104
El enlace químico
d) Se buscan las cargas formales de cada uno de los átomos en las estructuras
obtenidas (analizando los electrones que hay alrededor de cada uno de los átomos); y la más
estable será la que menos carga formal obtenga.
datos experimentales indican que el dióxido de carbono es una estructura resonante de las tres
que hay representadas, teniendo mayor peso específico la del centro.
Veamos otro ejemplo representando la estructura de Lewis del ion nitrato (NO3-):
a) n º de enlaces =
4 ⋅ 8 − (6 ⋅ 3 + 5 + 1)
=4
2
b) esqueleto:
c) y d) (entre paréntesis figuran las cargas globales):
datos experimentales demuestran que el ion nitrato es resonante siendo las tres estructuras
equivalentes.
Como hemos indicado anteriormente, hay elementos que no cumplen la regla del
octeto.
Las causas pueden ser:
1.- Tener pocos electrones de valencia, no llegando a completar el octeto. Así le
ocurre al hidrógeno, alcalinos, alcalinotérreos, térreos y carbonoideos con valencia
+2.
2.- Tener muchos electrones de valencia, pudiendo ampliar el octeto al poseer
orbitales atómicos vacíos en la capa de valencia.
generalmente es el átomo central de la molécula el que deja de cumplir la regla del octeto.
Vamos a verlo con algunos ejemplos:
105
1a) Monóxido de carbono (CO): el carbono actúa con índice de oxidación +2.
1b) Monóxido de nitrógeno (NO): Hay un número impar de electrones en la molécula,
y el problema se resuelve con la resonancia, dejando el electrón impar en cada uno de los
átomos de la molécula:
1c) Tricloruro de aluminio (AlCl3): En los casos en los que no se cumple la regla del
octeto, la ecuación:
4 ⋅ 8 − (7 ⋅ 3 + 3)
nº de enlaces =
=4
2
no se puede utilizar, ya que ella implica que cada uno de los átomos se rodea de ocho
electrones. Luego, no podemos hacer uso de que en el tricloruro de aluminio hayan 4 enlaces,
de hecho, se estructura de Lewis es:
2a) Pentacloruro de fósforo (PCl5):
n º de enlaces =
6 ⋅ 8 − (7 ⋅ 5 + 5)
=4
2
como vemos, esta ecuación no se puede utilizar ya que en el compuesto al menos se necesitan
5 enlaces. Su estructura de Lewis se obtiene ampliando el octeto del fósforo, ya que, al
pertenecer al 3er período tiene orbitales atómicos vacíos ("3d") donde se pueden albergar
electrones:
no hay cargas formales ni resonancia.
106
El enlace químico
2b) Dióxido de azufre (SO2):
nº de enlaces =
3 ⋅ 8 − (6 ⋅ 2 + 6 )
=3
2
si nos fiamos del resultado de esa ecuación, 3 enlaces, la estructura de Lewis sería:
serían dos estructuras resonantes con cargas formales, pero al poderse ampliar el octeto en el
átomo de azufre, ya que pertenece al 3er periodo:
y datos experimentales demuestran la existencia de dobles enlaces. Siempre que sea posible
eliminar cargas formales ampliando el octeto, se debe hacer.
2c) Ácido sulfúrico (H2SO4): Su estructura de Lewis sería:
n º de enlaces =
5 ⋅ 8 + 2 ⋅ 2 − (6 ⋅ 4 + 6 + 2 ⋅ 1)
=6
2
para unir todos los átomos, pero, como el azufre pertenece al tercer período puede ampliar el
octeto, y sabiendo que al tratarse de un ácido, los hidrógenos deben estar unidos directamente
al oxígeno, se puede ver fácilmente que la estructura de Lewis del ácido sulfúrico será:
107
4.3.4.- Estructuras espaciales de moléculas.
Una vez realizada la estructura de Lewis de una molécula o ion en el plano, se puede
representar su estructura geométrica en el espacio con sólo considerar los pares de electrones
enlazantes y no enlazantes que tiene el átomo central de la molécula, teniendo en cuenta que
éstos tenderán a separarse el máximo unos de otros, en base a las repulsiones electrostáticas
que deben existir. Hay que tener en cuenta que el ángulo de separación entre ellos, también
depende del núcleo del átomo al que esté enlazado el átomo central. La tabla de la página 84
nos indica las formas geométricas más corrientes:
Si la molécula posee dobles o triples enlaces, en cuanto a su estructura geométrica, se
trata como si fuese un enlace simple.
Como se ha comentado con anterioridad, una molécula covalente será polar, en el caso
de que, teniendo enlaces covalentes polares, no posee una simetría, por lo que no se anularan
los momentos dipolares de cada uno de sus enlaces y la molécula global tendrá un momento
dipolar permanente. Por el contrario, si la molécula posee simetría, se anularán sus momentos
dipolares y será apolar. Por ejemplo:
a) Hidruro de berilio (BeH2):
a pesar de que los enlaces son polares, al ser una molécula lineal y simétrica, será apolar ya
que se anulan sus momentos dipolares.
Lo mismo le ocurre al metano (CH4) o al tricloruro de aluminio (AlCl3) cuyas
estructuras de Lewis ya hemos visto y tienen una estructura espacial tetraédrica y trigonal
respectivamente, siendo las dos simétricas y por lo tanto apolares. El elemento más
electronegativo es el que se carga negativamente en el dipolo.
108
El enlace químico
b) Amoniaco (NH3): Tiene una estructura espacial de pirámide trigonal que no es
simétrica debido al par de electrones antienlazantes que tiene el nitrógeno, y por lo tanto será
polar:
y el agua que también es una molécula polar; tiene una estructura tetraédrica angular que
tampoco es simétrica debido a los dos pares de electrones que tiene libres el oxígeno:
A continuación te presentamos una tabla con las estructuras geométricas de moléculas
más sencillas y un ejemplo de cada una de ellas. Para deducirlas debes tener en cuenta los
siguientes aspectos:
- El número total de pares de electrones que hay alrededor del átomo central te
ayudará a determinar la forma espacial de la molécula.
- Fíjate bien en los pares que son enlazantes y no enlazantes ya que es lo que te
permitirá deducir si la molécula es polar o apolar.
- Por otro lado, también hay que tener en cuenta si los átomos a los que se une el
átomo central son iguales o no, ya que la diferencia de electronegatividad entre ellos
también influirá en la simetría o no de la molécula.
- Recuerda que si existen dobles o triples enlaces, a la hora de establecer la estructura
espacial de la molécula contarán como si fuese un solo enlace, sólo que al haber
más electrones en una zona concreta, los ángulos con respecto a los enlaces
adyacentes serán mayores.
109
Pares de electrones del
átomo central
2
Pares
enlazantes
Pares no
enlazantes
2
0
lineal
3
Ejemplo
lineal
BeH2
Triangular plana
BCl3
Angular trigonal
SnCl2
Tetraédrica
CH4
Pirámide trigonal
NH3
Angular tetraédrica
H2O
Bipirámide trigonal
PCl5
Tetraedro irregular
TeCl4
Forma de T
ClF3
Octoédrica
SF6
Pirámide de base cuadrada
IF5
Cuadrangular plana
XeF4
0
3
2
1
4
0
Triangular plana
3
Forma geométrica
1
4
2
2
Tetraédrica
5
4
0
1
5
3
2
6
0
Bipirámide trigonal
5
6
4
Octoédrica
110
1
2
El enlace químico
4.3.5.- Teoría del enlace de valencia (TEV).
La mecánica cuántica proporciona una explicación más completa del enlace covalente
de lo que lo hace la teoría de Lewis de la compartición de electrones, justificando el papel del
par de electrones en la constitución de los enlaces y, al mismo tiempo, describiendo la
geometría de las moléculas formadas.
Consideremos la formación de una molécula de hidrógeno (H2). Cuando los dos
átomos de Hidrógeno se aproximan, sus núcleos atraen cada vez más a las nubes electrónicas
del otro átomo. Llega un momento en que las nubes se solapan parcialmente, con lo que la
densidad electrónica entre los núcleos se ve incrementada. Es esta densidad electrónica
elevada la que mantiene unidos, por atracción electrostática, los dos núcleos, quedando así
constituida la molécula.
La formación del enlace H – H, puede expresarse, por tanto, diciendo que se solapan
los orbitales 1s de los dos átomos. El solapamiento supone que ambos orbitales comparten
una región común del espacio entre los dos núcleos, donde podríamos decir que la
probabilidad de encontrar al electrón es máxima.
Desde el punto de vista energético, cuando los
átomos están muy separados, no hay interacción (E=0). Al
aproximarse, comienza el solapamiento de los orbitales 1s
y la fuerza de atracción entre los átomos se incrementa,
con lo que la energía potencial del sistema disminuye y
llega a alcanzar un mínimo. En este momento, el
solapamiento es el óptimo y la distancia entre los núcleos
es precisamente la longitud del enlace H – H de la
molécula H2. Si a partir de este momento, seguimos
acercando los átomos, la energía potencial aumenta debido
a la repulsión ejercida por los dos núcleos de los dos
átomos.
Una idea que conviene subrayar es que, para que el
proceso sea favorable, los orbitales atómicos que se
solapan espacialmente deben poseer electrones desapareados con espines opuestos (para no
incumplir el principio de exclusión de Pauli). Esto también explicaría la razón por la que los
gases nobles no se unen ni siquiera consigo mismos, ya que no tienen electrones
desapareados.
111
Así pues, la covalencia de un elemento o, el número de enlaces covalentes que podrá
formar es igual al número de electrones que posee desapareados. Por ejemplo el flúor tiene
una covalencia de 1, el oxígeno de 2.
Algunos elementos tienen más de una covalencia ya que al tener orbitales vacíos
pueden desaparear electrones, por ejemplo, el cloro tiene una covalencia de 1, 3, 5 ó 7 porque
posee los orbitales “3d” vacíos.
En la teoría de los enlaces de valencia (TEV), los orbitales moleculares se forman por
solapamiento de los orbitales atómicos. Para un mejor solapamiento de los orbitales atómicos
de partida, estos deben tener tamaño y energías parecidas, así como estructuras espaciales
adecuadas. La simetría de los orbitales moleculares formados, depende de los orbitales
atómicos que participan en el enlace y de la forma en que se solapan. No vamos a profundizar
mucho en el tema, pero comentaremos que existen dos posibilidades:
a) Orbitales moleculares sigma (σ): Los orbitales atómicos se solapan frontalmente y
se produce un único solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Tiene un eje de
simetría con respecto a la línea que une los dos núcleos. Una rotación con respecto a dicho eje
no produce ningún cambio. La máxima probabilidad de encontrar a los electrones en este tipo
de orbitales, se concentra entre los dos núcleos fundamentalmente. A continuación te
presentamos algunos ejemplos:
112
El enlace químico
b) Orbitales moleculares pi (π): Los orbitales atómicos se solapan lateralmente y se
produce dos o más solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Existe un plano nodal
de simetría que incluye a los núcleos y la máxima probabilidad de encontrar a los electrones
en el orbital molecular formado no se concentra entre los núcleos:
Un orbital molecular es tanto más estable cuanto mayor es el grado de solapamiento
entre los orbitales atómicos que lo forman. Los orbitales moleculares σ son más estables que
los Π porque el grado de solapamiento de los orbitales “s” es mayor que el de los “p”.
4.3.6.- La teoría de los orbitales moleculares (TOM).
Dentro del marco de la Mecánica cuántica, existe otra teoría que también trata de
explicar el enlace covalente. Esta es la teoría de los orbitales moleculares (TOM).
La TOM es una teoría más completa, pero también más difícil de manejar y entender.
Estudia la molécula como un conjunto de núcleos y electrones para los cuales hay que resolver
la ecuación de Schördinger. De esta manera, se obtienen los orbitales del ámbito de toda la
molécula que nos indican, al igual que los orbitales atómicos, la zona del espacio que encierra
entre un 90 y un 99% de la probabilidad de encontrar a los electrones de la molécula.
Los orbitales moleculares se forman por combinación de orbitales atómicos. Si esta
combinación da lugar a un orbital molecular de menor energía que los dos orbitales atómicos
de partida se llama enlazante, y si es de mayor energía antienlazante. En general, los e- sólo se
disponen en orbitales moleculares antienlazantes cuando la molécula se encuentra en estado
excitado, al haber absorbido energía.
4.3.7.- Hibridación de orbitales.
En algunas moléculas se presenta el problema de explicar cómo a partir de orbitales
atómicos diferentes se pueden formar enlaces idénticos. Hay que suponer que durante la
reacción se produce un proceso de hibridación o recombinación de orbitales atómicos puros,
resultando unos nuevos orbitales atómicos híbridos. Dichos orbitales se caracterizan por:
1) Se produce el mismo número de orbitales híbridos que orbitales atómicos de
partida.
2) Son todos iguales, energéticamente y formalmente. Sólo se diferencian en su
orientación espacial.
3) Para que pueda existir hibridación, la energía de los orbitales atómicos de partida
debe ser muy similar.
4) Los ángulos entre ellos son iguales.
113
Vamos a ver algunos ejemplos:
a) Hidruro de berilio (BeH2); hibridación sp:
El Berilio tiene de número atómico Z = 4 y su estructura electrónica es:
con lo que al no tener electrones desapareados, no podría formar enlaces covalentes. Sin
embargo, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración:
ya que al tener los orbitales atómicos 2s y 2p energías muy parecidas, resulta fácil que un
electrón de los situados en el orbital 2s pase a ocupar un orbital 2p vacío evitando así la
repulsión que podría existir al haber dos electrones en el mismo orbital 2s. De esta manera, al
tener dos electrones desapareados podría formar dos enlaces covalentes.
Al unirse con el hidrógeno, se puede pensar que el estar los dos electrones en orbitales
atómicos distintos (en energía, forma, tamaño y orientación), los enlaces sean distintos, pero
experimentalmente se comprueba que los dos enlaces son idénticos. Esto se explica diciendo
que ha habido una homogeneización de un orbital s y otro p (hibridación sp). Se forman dos
orbitales híbridos sp:
La molécula de hidruro de berilio es lineal.
b) Borano (BH3); hibridación sp2 :
El Boro tiene de número atómico Z = 5 y su estructura electrónica es:
114
El enlace químico
al tener un electrón desapareado, sólo podría formar un enlace. Sin embargo, por la misma
razón que en el caso anterior, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración:
Así, al tener tres electrones desapareados puede formar tres enlaces covalentes. Pero,
al igual que antes los tres enlaces son iguales a pesar de que los orbitales atómicos en los que
están los electrones a compartir son distintos. En este caso se produce una homogeneización
de un orbital s y dos p (hibridación sp2). Se producen tres orbitales híbridos sp2:
La molécula de trihidruro de boro o borano es trigonal, cada enlace está separado del
otro formando un ángulo de 120 º:
c) Metano (CH4); hibridación sp3 :
El Carbono tiene de número atómico Z = 6 y su estructura electrónica es:
tiene dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces. Así es su configuración cuando
actúa con valencia 2. Pero la mayoría de los compuestos del carbono tienen lugar cuando éste
actúa con valencia 4, adquiriendo la siguiente configuración:
115
Así, al tener cuatro electrones desapareados puede formar cuatro enlaces covalentes.
Experimentalmente, también se ha comprobado que los cuatro enlaces son iguales,
produciéndose una homogeneización de un orbital s y tres p (hibridación sp3). Se producen
cuatro orbitales híbridos sp3:
La molécula de tretrahidruro de carbono o metano es tretragonal.
d) Hexafluoruro de azufre (SF6); hibridación sp3d2 :
El Azufre tiene de número atómico Z = 16 y su estructura electrónica es:
tiene dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces. Así es su configuración cuando
actúa con valencia 2. Pero, al tener los orbitales 3d una energía similar a la de los 3s y 3p, con
un poco más de energía, desaparea todos sus electrones adquiriendo la configuración:
Los seis enlaces que puede formar son iguales, produciéndose una homogeneización
de un orbital s, tres p y dos d, es decir, se forman seis orbitales híbridos sp3d2:
116
El enlace químico
La molécula de hexafluoruro de azufre tiene una estructura espacial octoédrica.
4.3.8.- Enlaces intermoleculares.
Entre las moléculas con enlaces covalentes se establecen fuerzas de atracción eléctrica,
cuya intensidad depende de la naturaleza de las mismas.
Vamos a diferenciar entre atracciones de tres tipos:
a) Fuerzas de atracción entre dipolos.
b) Enlaces por puente de hidrógeno.
a) Fuerzas de atracción entre dipolos: Fueron postuladas por Van der Waals en 1873,
y a pesar de que son mil veces menores que un enlace covalente, sin ellas no se podría
explicar la licuación de determinados gases formados por moléculas no polares.
Son fuerzas débiles de atracción entre dipolos que pueden ser inducidos (Fuerzas de
London) o permanentes (Fuerzas de Van der Waals).
a1) Fuerzas de London: se producen entre sustancias no polares como el N2, O2, etc. e
incluso entre átomos: He, Ne, etc. Si bajamos mucho la temperatura, los
electrones de dichas sustancias pierden energía cinética, y entonces, es posible,
que en un instante determinado exista más densidad de carga electrónica en un
extremo de la molécula que en otro, creándose un dipolo inducido. Si ésto ocurre
en moléculas (o átomos) contiguos, puede hacer que se atraigan formando uniones
entre ellas, pudiéndose llegar a la licuación de dichos gases. A medida que el
átomo o la molécula sea más grande, este dipolo inducido será más fácil de crear.
a2) Fuerzas de Van der Waals: si las moléculas ya son polares, los dipolos se orientan
para atraerse con el polo de signo contrario de la molécula vecina, existiendo
fuerzas de atracción entre ellas. Aunque estas fuerzas siguen siendo débiles, son
mayores que las de London, en las que el dipolo tiene que ser inducido.
117
b) enlaces por puente de hidrógeno: Para que se produzca un enlace de este tipo,
deben cumplirse dos condiciones:
1.- El hidrógeno se une a un elemento muy electronegativo (F, Cl, O o N), con
lo que, al ser la diferencia de electronegatividad elevada, se forma un
enlace covalente muy polar, donde el hidrógeno es el que se carga
positivamente.
2.- El elemento al que se une el hidrógeno debe tener pares de electrones que
no formen parte del enlace covalente polar con el hidrógeno.
3.- La molécula debe ser polar, es decir, debe carecer de simetría que anule los
dipolos creados.
Entonces se produce una doble atracción de tipo electrostático entre:
1.- dipolos de moléculas contiguas, es decir, el polo positivo de una molécula
con el negativo de otra.
2.- el polo positivo del dipolo de una molécula con los pares de electrones no
enlazantes del elemento al que se une el hidrógeno, de otra molécula.
Este es el llamado enlace por puente de hidrógeno que es mucho más fuerte que las
fuerzas de Van der Waals.
Hay que señalar también que los enlaces por puente de hidrógeno se pueden dar entre
moléculas diferentes (intermoleculares) o dentro de una misma molécula si su geometría es la
adecuada (intramoleculares).
Es importante que se entienda que tanto las fuerzas de Van der Waals como los
enlaces por puente de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes, y de
hecho, cuando calentamos una sustancia covalente, se rompen de forma relativamente fácil los
enlaces intermoleculares pero nunca los enlaces covalentes que unen a los distintos átomos de
la molécula. Por ejemplo, cuando hervimos agua, no obtenemos hidrógeno y oxígeno sino
vapor de agua, es decir, se han roto los enlaces por puente de hidrógeno pero no los enlaces
covalentes que unen a los átomos de hidrógeno con el de oxígeno.
118
El enlace químico
4.3.9.- Propiedades de las sustancias moleculares.
A temperaturas bajas, todos estos compuestos se encuentran en estado sólido
formando redes cristalinas muy débiles. La formación de estas redes se explica por las débiles
fuerzas de Van der Waals que se originan por atracción electrostática entre dipolos, ya sean
permanentes o inducidos. Los de las moléculas apolares son sólidos blandos (como por
ejemplo los de yodo), mientras que los de las sustancias polares son algo más duros ya que las
fuerzas que unen las moléculas son algo más grandes, por ejemplo en el hielo.
En general tienen puntos de fusión y ebullición muy bajos, y van aumentando en
función de la mayor polaridad de las moléculas o del mayor peso molecular, ya que, de esta
manera, al ser más fácil crear el dipolo, las uniones serán más fuertes, por ejemplo:
Sustancia
H2 O
CH4
CH3 - CH3
CH3 - CH2 - CH3
CH3 - CH2 - OH
Punto de ebullición
(ºC)
100
- 164
- 89
- 42
78’5
Peso molecular
(umas)
18
16
30
44
46
Momento bipolar
(D)
1’85
0
0
0’084
1,69
Las sustancias apolares no son conductoras de la corriente eléctrica ya que no poseen
partículas cargadas que puedan quedar libres; sin embargo, las polares, al tener dipolos
permanentes, pueden conducir, aunque poco, la electricidad.
Dichas sustancias suelen presentarse a temperatura ambiente y presión atmosférica
como gases, aunque a medida que las fuerzas intermoleculares aumentan, pueden llegar a ser
líquidos e incluso sólidos.
Cabe resaltar, también, que los líquidos covalentes polares, como el agua, tienden a ser
muy buenos disolventes de las sustancias iónicas, pero la tendencia de las sustancias
moleculares es a disolverse en disolventes apolares.
4.4.- Las sustancias covalentes (macromoléculas).
4.4.1.- Enlaces de las sustancias covalentes.
Las sustancias covalentes son gigantescas agrupaciones de átomos unidos por enlaces
covalentes formando sólidos con redes tridimensionales. Dichos átomos deben tener una
electronegatividad elevada, junto con la capacidad de tener tres o cuatro electrones enlazantes
para formar fuertes enlaces covalentes. Se puede considerar a todo el sólido como una gran
molécula.
Ejemplos de estas sustancias son el carbono diamante, el cuarzo (dióxido de silicio), el
carburo de Silicio, etc.
119
4.4.2.- Propiedades de las sustancias covalentes.
Como los átomos están unidos por fuertes enlaces covalentes muy estables, no es de
extrañar que, estos sólidos sean extremadamente duros, tengan puntos de fusión muy altos y
sean virtualmente insolubles; sólo se disuelvan en compuestos que reaccionen químicamente
con ellos. Tienen escasa conductividad eléctrica debido a la gran localización de los electrones
en las regiones donde se encuentran los enlaces covalentes que hacen que sean incapaces de
moverse libremente por la acción de un campo eléctrico externo.
4.4.3.- Estructuras de algunas sustancias covalentes.
a) Cuarzo: El cuarzo es una estructura particular de cristalizar el dióxido de silicio.
Cada átomo de Si se encuentra enlazado con 4 de O y a su vez cada O está unido a dos Si
mediante enlaces covalentes polares, formando una red de gran número de átomos, (SiO2).
b) Carbono diamante y carbono grafito: En el carbono diamante, los átomos de
carbono se unen para formar un retículo cristalino de dimensiones infinitas, en la que cada
uno de ellos se une a otros cuatro mediante enlaces covalentes puros formando estructuras
tetraédricas. Esto explica su elevada dureza, su baja reactividad, su nula conductividad
eléctrica y su casi infusibilidad.
120
El enlace químico
Por otra parte, el carbono grafito, es otra estructura cristalina del carbono. Mientras
que el carbono diamante es una red tridimensional, el grafito es un sólido con redes en forma
de capa. Contiene agrupaciones de átomos de carbono unidos por enlaces covalentes puros, de
dimensiones infinitas, pero en dos direcciones. De los cuatro electrones que tiene cada uno de
los átomos de carbono, tres se utilizan para unirlo con un enlace covalente puro a otros tres en
un mismo plano formando estructuras hexagonales de seis átomos, y el cuarto electrón está
deslocalizado entre los planos tratando de unirlos. En virtud de esta estructura, el carbono
grafito es conductor de la electricidad y del calor, carece de la dureza del diamante y se exfolia
fácilmente, es decir, se puede laminar.
121
4.5.- Las sustancias metálicas.
4.5.1.- El enlace metálico.
La gran mayoría de los elementos conocidos son metálicos. Todos ellos son
conductores del calor y de la electricidad. Se caracterizan por:
a) Tener pocos electrones en su última capa.
b) Bajo potencial de ionización.
Los compuestos formados entre los metales se llaman aleaciones y no obedecen,
generalmente a las reglas de la estequiometría; así, el cobre disuelve al cinc en cantidades que
pueden variar desde la traza hasta el 38'4%. Cualquier aleación de estos dos elementos entre
esos dos porcentajes recibe el nombre de latón, y como no posee una composición definida se
le clasifica como una simple disolución, aunque sus iones estén unidos por fuertes enlaces
metálicos.
Todavía hoy no se conoce un modelo que explique de forma convincente como se
unen los átomos de los metales. Estudios de rayos X confirman que en la red cristalina existen
iones. Sin embargo debe descartarse el modelo de enlace iónico porque ello supondría la
transferencia de electrones lo cual no es lógico en átomos iguales. Por otra parte el enlace
covalente también queda descartado ya que en este caso los e- estarían localizados y los
metales no conducirían la electricidad lo que no es cierto.
Para explicar los hechos existen dos teorías: el modelo del gas de electrones y la teoría
de bandas que a continuación pasamos a detallar.
4.5.2.- El modelo del gas de electrones.
Es el modelo más sencillo basado en la intuición más que en conocimientos científicos
rigurosos y está sustentado en las siguientes hipótesis:
- Los átomos metálicos pierden sus electrones de la capa de valencia quedándose
cargados positivamente.
- Los cationes forman una red tridimensional ordenada y compacta cuya estructura
depende en gran medida del tamaño de los cationes del metal.
- Los electrones de valencia liberados ya no pertenecen a cada ión sino a toda la red
cristalina, rodeando a los cationes como si fuesen un gas de electrones,
neutralizando la carga positiva.
- El gas de electrones se mueve libremente dentro de la red cristalina de cationes y no
puede escapar de ella debido a la atracción electrostática con los cationes.
es decir, el modelo sugiere que los electrones de valencia
están totalmente libres y deslocalizados, formando una nube
electrónica que interacciona simultáneamente con muchos
cationes. Esto explicaría la presencia de iones y la
conductividad eléctrica de los metales. Por lo tanto, al hablar
de un metal como el Fe, habría que hablar de una gran
macromolécula Fen.
122
El enlace químico
4.5.3.- La teoría de bandas.
La teoría de bandas está basada en la mecánica cuántica y procede de la teoría de los
orbitales moleculares (TOM). En esta teoría, se considera el enlace metálico como un caso
extremo del enlace covalente, en el que los electrones de valencia son compartidos de forma
conjunta y simultánea por todos los cationes. Desaparecen los orbitales atómicos y se forman
orbitales moleculares con energías muy parecidas, tan próximas entre ellas que todos en
conjunto ocupan lo que se franja de denomina una “banda de energía”.
Aunque los electrones van llenando los orbitales moleculares en orden creciente de
energía, estas son tan próximas que pueden ocupar cualquier posición dentro de la banda.
La banda ocupada por los orbitales moleculares con los electrones de valencia se llama
banda de valencia, mientras que la banda formada por los orbitales moleculares vacíos se
llama banda de conducción. A veces, ambas bandas se solapan energéticamente hablando.
Este modelo explica bastante bien el comportamiento eléctrico no solo de las
sustancias conductoras sino también de las semiconductoras y las aislantes.
En los metales, sustancias conductoras, la banda de valencia se solapa energéticamente
con la banda de conducción que está vacía, disponiendo de orbitales moleculares vacíos que
pueden ocupar con un mínimo aporte de energía, es decir, que los electrones están casi libres
pudiendo conducir la corriente
eléctrica.
En los semiconductores y en
los aislantes, la banda de valencia
no se solapa con la de conducción.
Hay una zona intermedia llamada
banda
prohibida.
En
los
semiconductores, como el Silicio o
el Germanio, la anchura de la banda
prohibida no es muy grande y los
electrones con suficiente energía
cinética pueden pasar a la banda de
conducción, por esa razón, los
semiconductores conducen la electricidad mejor en caliente. Sin embargo, en los aislantes, la
banda prohibida es tan ancha que ningún electrón puede saltarla. La banda de conducción está
siempre vacía.
4.5.4.- Propiedades de las sustancias metálicas.
Las propiedades de las sustancias metálicas difieren mucho de unas a otras, pero
vamos a hablar en general de todas ellas:
a) Densidad: El empaquetamiento compacto de los iones en la red cristalina metálica
hace que las densidades de los metales sean altas en general, aunque hay mucha diversidad y
excepciones, por ejemplo, los metales alcalinos y el plomo son muy blandos, mientras que el
osmio y el platino son muy duros. Todos son sólidos excepto el Mercurio, el Cesio y el
Francio que son líquidos.
123
b) Puntos de fusión y ebullición: En general el enlace metálico mantiene los iones
fuertemente unidos dado que la mayoría poseen puntos de fusión y de ebullición muy altos,
aunque hay grandes variaciones, desde el cesio, (29ºC), hasta el platino que es casi infusible.
Los puntos de fusión y ebullición dependen en gran medida de dos factores:
i) del tamaño: A medida que el tamaño del ion es mayor, el punto de ebullición
disminuye.
ii) del número de electrones cedidos por cada átomo: A medida que el número de
electrones cedidos por cada átomo sea mayor, el punto de fusión será más alto.
Aquí te damos unos datos para que lo compruebes tú mismo:
Número de electrones enlazantes
elemento: Punto de fusión (ºC)
1
K : 54
Rb : 39
Cs : 29
2
Ca : 851
Sr : 771
Ba : 717
3
Sc : 1397
Y : 1277
La : 887
c) Conductividad eléctrica y térmica: Son buenos conductores eléctricos, ya que los
electrones de la nube electrónica se pueden mover con total libertad. Por la misma razón, si
los metales se calientan, los electrones adquieren mayor energía cinética que se va trasladando
por todo el metal.
d) Propiedades mecánicas: Son dúctiles (se pueden hacer hilos por estiramiento) y
maleables (se pueden laminar) debido a la naturaleza de las fuerzas que mantienen unido al
sólido, es decir, que siempre que la separación entre los cationes no sea muy grande, la nube
electrónica los mantendrá unidos).
e) Brillo: Debido a la movilidad de electrones, son capaces de absorber y después
remitir prácticamente todas las longitudes de onda de la luz visible, por eso en general tienen
un color negruzco y opaco; el cobre y el oro no remiten una parte de la radiación azul que
reciben y por eso tienen un color amarillento.
124
El enlace químico
4.6.- Cuadro resumen de las propiedades de las sustancias.
Propiedad
Dureza
Estado a
temperatura
ambiente
Puntos de fusión
Puntos de
ebullición
Solubilidad en
agua
Solubilidad en
disolventes
apolares
Conductividad
eléctrica
Ejemplos
Sustancias
iónicas
Sustancias
moleculares
Sustancias
macromoleculares
Sustancias
metálicas
Duras pero frágiles
Blandas
Muy duras
Duras y blandas
(gran variedad)
Sólidas
Gases, líquidas y
sólidas
Sólidas
Sólidas menos el Hg
(líquido)
Muy altos
Variados pero altos
Muy altos
Muy altos
Insolubles
Insolubles en
general
Solubles en
general
Insolubles
Insolubles
No
No
Si
F2
CO2
CH4
Diamante (Cn)
Cuarzo (SiO2)
Carburo de Silicio
Aln
Fen
Crn
Altos
Líquidos en gran
rango de
temperaturas
Solubles en general
Insolubles
Si disueltos o
fundidos; no en
estado sólido
NaCL
HgO
MgCO3
Variados sin llegar
a ser altos
Líquidos en
pequeños rangos
de temperatura
Insolubles en
general
191.- Interpretar de forma cualitativa la siguiente tabla:
Compuesto
NaF
Temperatura de fusión (ºC)
1000
NaCl
800
NaBr
750
NaI
670
y predecir cuál de los dos compuestos NaF o CaO tendrá mayor temperatura de fusión,
teniendo en cuenta que tienen la misma estructura cristalina y sus iones tienen radios
similares.
192.- Cuatro elementos diferentes A, B, C y D, tienen de números atómicos 6, 9, 13 y 19
respectivamente. Averigua:
a) el número de electrones de la capa de valencia.
b) su clasificación en metales y no metales.
c) Las fórmulas de los compuestos que formará B con cada uno de los restantes
elementos y ordenarlos desde el más iónico hasta el más covalente.
193.- ¿Qué quiere decir que una molécula es polar? ¿Qué molécula será más polar el CH4 o
el NH3? ¿y entre el NH3 y el NF3?
125
194.- Dar una explicación entre los siguientes hechos:
a) el cloruro sódico tiene un punto de fusión de 800 ºC, en cambio, el cloro es un gas a
temperatura ambiente. b) el diamante no conduce la corriente eléctrica mientras que el
níquel si lo hace. ¿Y el grafito? c) el flúor es una molécula covalente mientras que el
fluoruro de cesio es iónico.
195.- Indicar qué fuerzas atractivas han de ser vencidas para que se verifiquen los siguientes
procesos:
a) Disolución de nitrato sódico en agua; b) Fusión de un cristal de hielo; c) Ebullición de
hidrógeno líquido y d) Fusión de una aleación de plomo-estaño (soldadura).
196.- Justificar la geometría de las siguientes moléculas, así como su longitud de enlace y su
energía de enlace:
Molécula Ángulo de enlace
Longitud de enlace Energía de enlace
109'5°
1'54 Aº
346'94 KJ/mol
C2H6
C2H4
120°
1'34 Aº
610'28 KJ/mol
180°
1'20 Aº
836'02 KJ/mol
C2H2
197.- Las gráficas siguientes proporcionan los valores de temperaturas de ebullición de
algunos compuestos. Tratar de explicar las variaciones que presentan así como las
anomalías:
198.- Teniendo en cuenta la estructura electrónica, ¿cuál es el motivo de que los halógenos
tengan predominantemente valencias impares?
199.- Indicar en qué sustancias de las mencionadas abajo existen enlaces por puente de
hidrógeno, para lo que es recomendable dibujar su estructura espacial:
Mr (umas) T. Ebullición
Compuesto Mr (umas) T. Ebullición Compuesto
16
- 161’4
CH3 - CH3
30
- 88’0
CH4
17
- 33’1
CH3 - NH2
31
- 6’7
NH3
18
100,0
CH3 - OH
32
65’0
H2 O
200.- Clasificar como covalente puro, covalente polar o iónico el enlace que presentará la
unión de los siguientes pares de elementos, explicándolo:
a) Li-O
b) Br-I
c) Mg-H
d) O-O
e) Rb-F
201.- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos: NF3 ; SO2 ; SF4
a) determinar su estructura espacial.
b) indicar para todas las moléculas si existen enlaces polarizados, en cuyo caso,
establecer qué átomo se cargará positivamente y cuál negativamente.
c) establecer cuáles de las moléculas son polares.
126
El enlace químico
202.- Clasificar como iónico, covalente molecular, covalente macromolecular o metálico:
a) Un sólido que funde por debajo de los 100 °C dando un líquido no conductor de la
electricidad.
b) Un sólido que conduce la corriente eléctrica.
c) Un sólido que no es conductor, pero sí lo es cuando funde.
d) Un sólido aislante que no se disuelve en agua y funde a 2000°
e) Un sólido aislante que se disuelve en agua dando una disolución conductora de la
electricidad.
203.- Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:
;
CO
;
NO2- ;
BrF3
SiCl4
204.- Escribir las estructuras de Lewis para el metano y el amoníaco. ¿Cuáles son las fuerzas
intermoleculares que mantienen unidas a sus moléculas en estado sólido? ¿cuál de las
dos sustancias tendrá un punto de fusión más elevado?. Justifica las respuestas.
205.- Trata de identificar las siguientes temperaturas de ebullición a qué gas noble Ne, Ar o
Kr pertenecen. Justifica la respuesta.
-152'30 °C,
-246'05 °C,
-185'71 °C
206.- Asigna correctamente a cada sustancia su punto de ebullición:
Compuesto
CaO KF CsI
Punto de ebullición (°C)
1280 1505 2850
207.- Indicar el tipo de enlace interatómico e intermolecular de las siguientes sustancias:
a) NaCl (s),
b) NaCl (ac), c) NaCl (g) d) H2 (s),
e) H2 (g)
g) NH4OH (ac)
f) NH3 (g)
208.- Explica el hecho de que el H2O, HF y NH3 tengan puntos de ebullición superiores que
el resto de los compuestos de hidrógeno con los elementos de la misma familia.
209.- ¿Por qué los restantes elementos de la familia del oxígeno, nitrógeno o flúor no forman
también enlace de hidrógeno, si su configuración electrónica externa es la misma que la
de estos elementos?.
210.- Justificar, en base a la configuración electrónica del átomo central, la existencia de estas
moléculas: CO2 , PF3, SO2
211.- Las neveras emplean para refrigerar gas freón, CF2Cl2, un gas que ataca el ozono de la
estratosfera. En las cámaras de gas se emplea uno tóxico, HCN. Dibuja los diagramas
de Lewis de sus moléculas.
127
212.- Explica el hecho de que siendo el fósforo y silicio elementos próximos en la tabla
periódica la molécula PF3 sea polar mientras que SiF4 no lo sea.
213- Dada la tabla adjunta, ordena según su polaridad, los siguientes enlaces: H--F, Cl--Cl,
H--S, H--N, H--Cl, Cl--F, C--O, H--O, H--C.
Elemento
F
O
Cl
N
C
S
H
Electronegatividad
4,0
3,5
3,0
3,0
2,5
2,5
2,1
214.- Explica la forma geométrica de la molécula de H2O y justifica por qué el ángulo de
enlace es menor de 109o.
215.- Justifique la polaridad o no polaridad de las moléculas de: CCl4 , SiH4 , BF3 ,BeI2 .
216.- Dados los compuestos siguientes: NaCl, NaI, KCl, LiF, ordenarlos según un orden
creciente de distancia interiónica.
217.- Dados los compuestos siguientes: OF2 ; BF3 ; NF3, dibuja sus diagramas de Lewis,
pronostica su tipo de enlace, la polaridad de los mismos y su geometría .
218.- Dibujar la estructura de Lewis y describir la forma geométrica de las siguientes
moléculas: CO2, H2, NH3, HCHO (metanal), SO2. ¿Serán moléculas polares?.
219.- Indica la diferencia entre las propiedades físicas del cobre, del dióxido de carbono y del
fluoruro de cesio a partir del tipo de enlace de cada uno.
220.- Dados los elementos A y B de números atómicos 9 y 19 respectivamente, indica: a)
Tipo de enlace que formarían: A-A, B-B y A-B. b) ¿Sería el compuesto A-B soluble
en agua? ¿Por qué?.
221.- Explica muy brevemente por qué el agua disuelve a los compuestos iónicos mientras
que el CCl4 no lo hace.
222.- La molécula de agua es polar, mientras que la de CO2 no lo es. Explica estos hechos a
partir de las geometrías moleculares.
223.- Representar según Lewis la estructura del ión nitrato indicando también su geometría.
224.- Escriba la configuración de Lewis de la molécula de metano, e indique geometría,
ángulos de enlace y si la molécula es polar.
225.- Indicar cuál es el número de coordinación del ión sodio en el cloruro sódico. ¿Qué
estructura presenta el cloruro sódico?.
226.- El aspecto más sobresaliente del enlace en los compuestos del carbono es que el
carbono puede formar cuatro enlaces con los átomos vecinos. Justifique este hecho.
128
El enlace químico
227.- Dibujad las estructuras de Lewis y determinad la geometría molecular de las siguientes
moléculas: cloruro de hidrógeno, agua, trifluoruro de boro, acetileno, amoníaco,
tetracloruro de carbono.
228.- Dibujad las estructuras de Lewis de las siguientes especies: ión óxido, bromuro de
hidrógeno, anión sulfato.
229.- Representad la estructura de Lewis para las siguientes moléculas:
a) CF4, b) PCl5, c) PCl3, d) Br2. ¿Qué geometría asignaríais a las moléculas CF4 y
PCl3?.
230.- Clasificad las siguientes sustancias según su enlace sea iónico o covalente: agua,
cloruro sódico, acetileno, cloro, fluoruro de cesio, óxido de magnesio, óxido de calcio y
cloruro cálcico.
231.- Indicad la geometría de las moléculas: BeH2, BCl3 y CBr4.
232.- Clasificad las siguientes especies químicas como sólidos, líquidos o gases a temperatura
ambiente: HCl, CH3COOH, CO2, NH3, Cl2, NaOH, I2, Fe, CaCO3, KCl, NiCl2, NaI,
CH4.
233.- Dad ejemplos de cinco elementos que sean gases, cinco que sean sólidos y uno que sea
líquido a temperatura ambiente.
234.- Indicad la configuración electrónica del átomo de boro en su estado fundamental y
razonad cuál sería la geometría de la molécula BF3.
235.- ¿Qué número máximo de enlaces podrían formar los elementos C , B, As y Be con el
flúor, si todos los electrones de valencia de estos átomos participaran en la formación
de enlaces?
236.- Clasificar como covalente polar, apolar o iónico el enlace químico que se formará entre
los siguientes pares de elementos, explicándolo:
a) Li y O;
b) Br y I;
c) O y O;
d) Rb y F.
237.- Escribir las estructuras de Lewis para el CH4 y el NH3. ¿Qué tipos de fuerzas
intermoleculares mantienen unidas a las moléculas de ambos compuestos en estado
sólido?. ¿Cuál de las dos sustancias tendrá punto de fusión más elevado?. ¿Por qué?.
238.- Indicar el tipo de enlace, interatómico e intermolecular, de las siguientes sustancias:
NaCl(s); C(diamante); H2 (s); H2(g); NH3 (g).
239.- La metilamina, CH3NH2, es el primer término de la serie de las aminas primarias.
Representar esta molécula mediante un diagrama de Lewis. Indicar el número de pares
de electrones enlazantes y no enlazantes.
129
240.- Ordenar y justificar las siguientes sustancias según sus puntos de fusión crecientes:
NaCl, He, Br2, Fe.
241.- Decir qué tipo de sustancia (molecular, etc. ) es cada una de las siguientes:
a) sulfuro de hidrógeno, b) diamante, c) aluminio, y d) nitrato potásico.
242.- Ordenar los siguientes enlaces según su polaridad creciente, e indicar si alguno de ellos
es iónico:
a) Be--Cl, b) C--I, c) Ba--F, d) Al--Br, e) S--O, f) C--O.
Teniendo en cuenta las electronegatividades:
Elemento
Be
C
O
F
Al
S
Cl
Br
I
Ba
Electronegatividad
1,5 2,5 3,5 4,0 1,5 2,5 3,0
2,8 2,5
0,9
243.- Decir qué tipo de atracción o de enlace químico ha de romperse para:
a) fundir cloruro sódico, b) sublimar naftalina (naftaleno, C10 H8), c) disolver bromo en
agua, d) disolver bromo en tetracloruro de carbono, e) fundir oro, f) vaporizar agua, g)
vaporizar C (diamante)
244.- Entre las siguientes sustancias: 1) sodio, 2) silicio, 3) metano, 4) cloruro potásico y 5)
agua, escoger las más representativas de:
a) Una sustancia ligada por fuerzas de Van der Waals, que funde muy por debajo de la
temperatura ambiente.
b) Una sustancia de alta conductividad eléctrica, que funde alrededor de los 200 ºC.
c) Un sólido covalente de muy alto punto de fusión.
d) Una sustancia no conductora que se transforma en conductora al fundir.
e) Una sustancia con enlaces de hidrógeno.
245.- Indicar el número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes en el entorno del
átomo central de la siguientes moléculas: H2O, PBr3, BCl3, CO2. Indica la geometría de
las moléculas.
246.- Representar el ión OH- mediante un diagrama de puntos. Hacer un recuento de
electrones para comprobar que tiene una carga negativa.
247.- De los siguientes compuestos: NCl5 y PCl5, uno de ellos no existe. ¿Cuál es y por qué?.
248.- Deducir la geometría de la molécula de H2O, ángulo de enlace, naturaleza de los
enlaces que se forman, polaridad de la molécula y fuerzas intermoleculares que puede
presentar.
249.- Representar las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas, indicando la
geometría molecular y si es polar o apolar para las siguientes moleculas: SO2, CS2 y
HCN.
250.- Deducir la geometría y la polaridad de las siguientes moléculas: HCN, AsCl3 y SiH4.
130
El enlace químico
251.- Clasificar cada uno de los sólidos siguientes según la naturaleza del enlace:
a) amalgama de dentista (70% de Mercurio y 30% de Cobre); b) bolas de naftalina
(naftaleno, C10H8); c) C (diamante); d) cloruro de rubidio, RbCl.
Asignar a cada uno de ellos la propiedad siguiente que les cuadre más: 1) Muy duro. 2)
Blando como la cera. 3) Punto de fusión por encima de los 2000 K. 4) Conductividad
eléctrica elevada. 5) Maleable. 6) Con brillo metálico. 7) Cristal que se quiebra
fácilmente al golpearlo. 8) Soluble en agua dando una disolución conductora. 9)
Aislante que se convierte en conductor eléctrico al fundirse. 10) Con olor fácilmente
detectable.
252.- a) Escribid las estructuras de Lewis del tricloruro de fósforo y el trifluoruro de boro.
b) Proponed una estructura para cada uno de ellos.
c) Justificad el diferente comportamiento polar de ambas especies.
253.- Ordenar según la polaridad creciente los enlaces de las siguientes moléculas: a) HI, HF,
HBr, HCl; b) CH4, BH3, H2O, HF.
254.- Cuando reacciona cloro (gas) con sodio (sólido) se forma cloruro de sodio (sólido).
Estas tres sustancias se caracterizan por poseer cada una un tipo de enlace diferente.
Explique brevemente las características del enlace en cada una de ellas.
255.- Concepto de polaridad del enlace covalente. Explique cuál sería el orden de mayor a
menor polaridad de los enlaces N-N, N-F y N-O.
256.- Entre las siguientes sustancias: i) Li, ii) diamante, iii) bromuro de cesio y iv) agua:
a) ¿Cuál de ellas está formada por moléculas unidas por enlaces de hidrógeno?.
b) ¿Cuál de ellas es conductora?.
c) ¿Cuál de ellas presenta mayor punto de fusión?.
d) ¿Cuál de ellas es un aislante pero conduce la corriente eléctrica al disolverla en
agua?.
Razone las respuestas.
257.- Dadas las siguientes sustancias: a) Bromuro de cesio; b) Dióxido de nitrógeno; c)
Yoduro cálcico; d) Sodio metálico. Indicar el tipo de enlace químico que predomina en
cada una de ellas.
+
258.- Justifique la geometría molecular de las siguientes especies: AsCl3, CO2, H3O , BF3.
259.- El elemento de número atómico 38 se combina con el elemento de número atómico 16.
a) Indicar la configuración electrónica de los átomos de estos elementos en estado
fundamental y señalar a qué grupo de la tabla periódica pertenece cada uno de ellos.
b) Indicar el tipo de enlace y algunas propiedades del compuesto que resulta.
260- Dadas las siguientes sustancias: H2, NaF, H2O, C(diamante) y CaSO4: Indique los tipos
de enlace que presentan. y el estado de agregación, a 25 ºC y presión atmosférica, que
cabría esperar en cada caso.
131
261.- Dadas las siguientes moléculas: diclorometano, tetracloruro de carbono, trifluoruro de
boro y amoniaco; a) Justificar su geometría molecualr. b) Indicar que moléculas
presentan momento dipolar.
262.- Represente las estructura de Lewis, indicando geometría molecular y polaridad de las
moléculas: NH3, F2O, SnBr2. Razone las respuestas.
+
263.- Escriba las estructuras electrónicas de Lewis de las siguientes especies: F-, NH4 , etano,
eteno y etino.
264.- Sean X e Y elementos del sistema periódico, de configuraciones electrónicas:
1s22s22p63s2 y 1s22s22p5, respectivamente. a) ¿Cuál será la fórmula más probable del
compuesto formado entre X e Y?. b) ¿Qué tipo de enlace existirá entre X e Y?.
Razónelo.
265.- ¿Cuál es la configuración electrónica del ión Ca+2 y qué tipo de enlace presentan el
calcio elemental y el sulfato cálcico?.
266.- Dados las siguientes sustancias: agua, hierro, cloruro potásico y amoniaco, indicar cual
es el tipo de enlace químico que presentan.
267.- Indicar si las siguientes moléculas tendrán o no enlaces múltiples: HCN, CS2, CO2 y
BH3. ¿Cuál es su geometría?.
268.- Dados los siguientes compuestos NO, H2S y K2SO4, se pide razonar para cada uno de
ellos:
a) ¿En qué tipo de compuesto lo clasificarías?
b) Estado de agregación previsible a temperatura ordinaria.
269.- A 272 K el magnesio, el agua y el diamante son sólidos pero la naturaleza de sus
retículos es muy distinta. Explicar los tipos de sólidos que forman y deducir algunas
propiedades directamente relacionadas con su estructura.
270.- Dar una explicación a los siguientes hechos:
a) El cloruro de sodio tiene un punto de fusión de 800 ºC, en cambio el cloro es un gas a
temperatura ambiente.
b) El diamante no conduce la corriente eléctrica, mientras que el níquel si lo hace, ¿y el
grafito?
c) El flúor es una sustancia molecular, mientras que el fluoruro de cesio es iónico.
271.- Clasifique como: metálico, covalente, iónico o molecular.
a) Un sólido que conduce la corriente eléctrica.
b) Un sólido que no es conductor, pero sí lo es cuando se funde .
c) Un sólido aislante que no se disuelve en agua y que funde a 2000 ºC.
d) Un sólido aislante que se disuelve en agua dando una disolución conductora de la
electricidad.
132
El enlace químico
272.- Naturaleza de las fuerzas de Van der Waals. Seguidamente se dan los siguientes puntos
de ebullición que corresponden a los gases nobles: Ne, Ar y Kr: : -152,3 ºC, - 246,048
ºC y -185,7 ºC. Diga a qué gas noble corresponde cada punto de ebullición, explicando
su respuesta.
273.- Diga qué tipo de sólido (molecular, covalente, iónico o metálico) forma cada una de las
siguientes sustancias, explicándolo: (i) agua, (ii) silicio, (iii) magnesio, (iv) sal común.
Para cada uno de ellos, determine las siguientes propiedades físicas: a) punto de fusión
(alto, medio, bajo); b) conductividad eléctrica (conductor, aislante).
274.- Dadas las siguientes sustancias: litio, etano, fluoruro de sodio y sílice (dióxido de
silicio), clasificarlas atendiendo al tipo de enlace que presenta: a) Según su dureza. b)
La que mejor conduce en estado sólido. c) La que presenta las fuerzas intermoleculares
más débiles. d) La más soluble en disolventes polares.
275.- Realiza un trabajo monográfico donde se reflejen:
- tipo de enlaces que mantienen unidos a los átomos o iones.
- estructura de la red cristalina.
- justificación de las propiedades físicas, químicas y mecánicas en base a los dos
puntos anteriores.
de los siguientes compuestos:
a) cloruro sódico.
b) cloruro de cesio.
c) Blenda (sulfuro de cinc).
d) Cuarzo (dióxido de silicio).
e) Carbono grafito.
f) Carbono diamante.
g) Azufre en sus distintas formas de cristalización.
133
134
Energía de las reacciones químicas.
5.- ENERGÍA DE LAS
REACCIONES QUÍMICAS.
.................................................................................
5.2.- Nomenclatura termodinámica.
136
....................................................
136
5.2.1.- Capacidad calorífica molar.
..............................................................
5.2.2.- Trabajo en expansión de un sistema. ..................................................
137
138
5.3.- Primer principio de la termodinámica.
5.4.- Calor de reacción.
.......................................
138
..........................................................................
140
5.5.- Distintos tipos de entalpías.
..........................................................
142
5.5.1.- Entalpías de formación.
5.5.2.- Entalpías de combustión.
5.5.3.- Entalpías de disolución.
....................................................................
...................................................................
....................................................................
142
143
143
...................................................................................
144
5.7.- Energías de enlace. ……………………………………………….
146
5.8.- Segundo principio de la termodinámica.
5.6.- Ley de Hess.
....................................
147
5.8.1.- Concepto de entropía. ............................................................................
5.8.2.- Segundo principio de la Termodinámica. ............................................
148
149
5.9.- Espontaneidad de los procesos químicos. Función de Gibbs. .....
150
5.9.1.- Cálculo de la variación de la función de Gibbs.
..................................
151
.............................................................
152
135
En toda reacción química se produce siempre una absorción o desprendimiento de
energía. Sin embargo, esto no es del todo correcto, ya que la energía ni se crea ni se destruye,
sólo se transforma, por lo tanto lo que ocurre en una reacción química es la conversión de la
energía química (la asociada a la formación y ruptura de enlaces químicos) en otros tipos de
energía y viceversa.
Existe además una relación entre el aporte o desprendimiento de energía en una
reacción química y la tendencia a que esta se produzca de forma espontánea que también
estudiaremos a lo largo de este tema.
5.2.- Nomenclatura termodinámica.
La termodinámica es la parte de la física que estudia la relación entre el calor y el
trabajo. Dicha ciencia entiende por un sistema termodinámico a aquella parte del universo
separada del exterior por superficies reales o imaginarias. Hay varios tipos de sistemas:
a) Aislados: No intercambian ni materia ni energía.
b) Cerrados: Intercambian energía pero no materia.
c) Abiertos: Intercambian materia y energía con los alrededores.
136
Todas las energías de un sistema,
(mecánica, calorífica, eléctrica, etc.), pueden
transformarse entre sí. Las que más nos interesan a
nosotros son la mecánica y la calorífica. El trabajo
y el calor pueden transformarse entre sí, son la
misma cosa: energía. Dado que los sistemas
pueden recibir o ceder tanto energía como trabajo,
hay que establecer un criterio termodinámico de
signos, que es el que está representado en la figura
de la derecha.
El trabajo se mide en Julios y el calor en
Calorías (cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 gr de agua desde 14'5 ºC
a 15'5 ºC). La equivalencia entre ambas es:
1 J = 0'24 cal
1 cal = 4'18 J
Vamos a definir a continuación una serie de variables termodinámicas necesarias para
el desarrollo de este tema:
5.2.1.- Capacidad calorífica molar.
La capacidad calorífica de un cuerpo de masa m, es la cantidad de calor necesaria
para elevar su temperatura un grado centígrado.
Son de especial interés:
- Cp =
- Cv =
dQ p
para procesos a presión constante
dT
dQv
dT
para procesos a volumen constante
Más que capacidades caloríficas se acostumbra utilizar calores específicos,
(capacidades caloríficas por mol o por gramo), cp o cv:
Cp = n⋅cp
y
C v = n ⋅ cv
De las expresiones anteriores:
T
T
Q p = ∫ 2 C p ⋅dT = n ⋅ ∫ 2 c p ⋅dT
T1
T1
T
T
Qv = ∫ 2 Cv⋅dT = n ⋅ ∫ 2 cv⋅dT
T1
T1
137
5.2.2.- Trabajo en expansión de un sistema.
Supongamos una sustancia gaseosa encerrada en un cilindro de sección S provisto de
un émbolo que se ajusta herméticamente y se puede desplazar sin rozamiento. Si se ejerce
sobre él una presión exterior, (P), la fuerza que actúa sobre el émbolo será:
F = P⋅S
Supongamos
desplaza un dy:
que
el
émbolo
se
dW = F ⋅ dy = P ⋅ S ⋅ dy
dW = P ⋅ dV
Si se trata de un proceso finito donde
el émbolo se desplaza desde un estado 1 hasta
un estado 2, el trabajo realizado sería:
V1
W =∫
V2
P ⋅ dV
5.3.- Primer principio de la termodinámica.
Supongamos un sistema cerrado que evoluciona desde un estado 1 hasta el 2 y que
durante el proceso recibe una cantidad de calor Q y realiza un trabajo W.
El primer principio de la Termodinámica dice:
"La cantidad de energía intercambiada permanece constante cualquiera que sea la
transformación realizada, siendo igual a la variación total de energía del sistema".
∆U = Q − W
donde ∆U es la llamada variación de la energía interna, Q el calor y W el trabajo
intercambiados por el sistema con el entorno. Observa que el signo negativo del trabajo
proviene del criterio termodinámico de signos antes mencionado.
La energía interna de un sistema es la suma de las energías que poseen las partículas
microscópicas de las que está constituido, es decir, todas las energías cinéticas y potenciales,
asociadas a sus partículas constituyentes. Por lo tanto, en la energía interna influyen energías
tales como la energía térmica, la energía química, la energía de los electrones internos de cada
uno de los átomos y la energía nuclear. En los procesos físicos y químicos más habituales,
estas dos últimas no suelen intervenir, por lo que al no alterarse, la variación de la energía
interna coincidirá con la variación conjunta de las energías térmica y química.
138
No se puede conocer el valor absoluto de la energía interna de un sistema, sólo sus
variaciones en un proceso determinado.
La energía interna, U, es una función de estado, es decir, su valor sólo depende de los
estados inicial y final del sistema y no del camino seguido para pasar de uno a otro. Por el
contrario, el calor y el trabajo no son función de estado, su valor numérico depende tanto de
las condiciones iniciales y finales como de los estados intermedios alcanzados para pasar de
un estado a otro.
La variación de la energía interna, para un cambio infinitesimal se determina como:
dU = dQ - dW
Vamos a aplicar esta ecuación a algunos casos concretos:
a) Si el sistema realiza transformaciones cíclicas, (es decir, el sistema evoluciona hacia
el mismo estado inicial):
∆U = U2 - U1 = U1 - U1 = 0
con lo que:
0 = dQ - dW
ó:
dQ = dW
b) Si se trata de transformaciones a volumen constante, entonces:
V1
W =∫
V2
P ⋅ dV = 0
luego:
∆U = Qv - W
∆U = Qv
139
c) Si se trata de transformaciones a presión constante donde el sistema evoluciona
desde un estado1 definido por las variables P ,V1 ,T1 , hasta un estado2 definido por P ,V2 ,T2:
W =∫
V2
V1
P ⋅ dV = P ⋅ ∫
V2
V1
dV = P ⋅ (V2 − V1 )
y por lo tanto, la variación de energía interna quedará:
∆U = U2 - U1 = Qp - W = Qp - P.(V2 - V1 )
si despejamos el valor de Qp:
Qp = (U2 + P.V2 ) - (U1 + P.V1 )
A la función (U+P.V) se le llama entalpía y se representa por la letra H
Qp = H2 - H1 = ∆H
La energía intercambiada en forma de calor en un proceso a presión constante es igual
a la variación de la entalpía en el transcurso de la transformación, y sólo depende del estado
final e inicial (se trata de una función de estado).
Muchos procesos físicos y químicos tienen lugar bajo estas condiciones (a presión
constante) por lo que calor y variación de entalpía resultan términos equivalentes.
Si la presión no permanece constante, entonces:
∆H = (U2 + P2.V2) - (U1 + P1.V1)
5.4.- Calor de reacción.
En un sistema termodinámico cerrado en el que tenga lugar una reacción:
aA + bB

cC + dD
se produce una rotura de enlaces y formación de otros, por lo que habrá una variación de la
energía interna del sistema.
Se denomina calor de reacción a la cantidad de energía calorífica que el sistema ha de
ceder o absorber para que la temperatura permanezca constante durante todo el proceso de la
reacción química.
Si el medio exterior recibe energía la reacción se denomina exotérmica y si el sistema
absorbe energía se llama endotérmica. En las reacciones exotérmicas, se necesita menos calor
para romper los enlaces del que se desprender al formar los nuevos, y en las reacciones
endotérmicas, ocurre al contrario, se necesita más calor para romper los enlaces del que se
desprende al formar los nuevos.
140
De acuerdo con el criterio termodinámico de signos, para una reacción exotérmica, el
calor de reacción será negativo y para una endotérmica será positivo.
Si la reacción es a volumen constante:
∆U = Qv
reacciones de este tipo pueden ser:
a) Reacciones que se producen en un recipiente cerrado.
b) Reacciones entre sólidos o líquidos sin desprendimiento de gases.
c) Reacciones entre gases en las que el número de moles permanece constante.
Si la reacción se realiza a presión constante, el calor de reacción Qp es igual a la
variación de la entalpía:
Qp = ∆H
Ahora bien, para poder comparar los calores de reacciones distintas es preciso conocer
bajo qué condiciones se están llevando a cabo y el estado físico de los distintos componentes
de la reacción (gas, líquido o sólido). Para ello se define un estado estándar o condiciones
estándar que corresponde a la forma física más estable de cualquier cuerpo puro a la presión
de 1 atm y 25ºC, (a diferencia de las condiciones normales que tienen lugar a presión 1
atmósfera y temperatura 0º C).
Las entalpías determinadas en condiciones estándar se denominan entalpías estándar y
se representan de la siguiente manera: Hº.
141
5.5.- Distintos tipos de entalpías.
5.5.1.- Entalpías de formación.
Es, por definición, la variación de entalpía que acompaña a la formación de un mol de
compuesto a partir de los elementos que la componen a una presión y temperatura
determinadas. Por ejemplo:
2 C + 3 H2 + 1/2 O2 
∆Hf
CH3 - CH2OH
si las condiciones son las estándar será ∆H°f.
Por convenio, la entalpía de formación de un elemento químico y la del H+(ac) es nula,
lo que se debe a la imposibilidad de medir tal calor experimentalmente. Ahora bien, si un
elemento químico posee varios estados alotrópicos, sólo tiene entalpía de formación nula el
más estable de todos ellas, por ejemplo:
∆Hf° (S rómbico) = 0 KJ/mol
∆Hf° (S monoclínico) = 0'34 KJ/mol
en este caso la reacción de formación del azufre monoclínico sería:
S (rómbico)

S (monoclínico)
∆Hfº = 0'34 KJ/mol
En la siguiente tabla se dan las entalpías de formación en condiciones standard de
algunas sustancias:
Compuesto ∆Hfº (KJ/mol)
Na (s)
0
NaF (s)
- 571
NaCl (s)
- 411
NaBr (s)
- 359
NaI (s)
- 286
I2 (s)
0
F2 (g)
0
Cl2 (g)
0
Br2 (l)
0
IF (g)
- 94
ICl (g)
+ 17’5
H2 (g)
0
Compuesto
N2 (g)
NH3 (l)
NH3 (g)
P (s)
PH3 (g)
AsH3 (g)
H2O (l)
H2S (g)
Se (s)
H2Se (g)
Te (s)
O2 (g)
∆Hfº (KJ/mol)
0
+ 292
- 46’1
0
+ 9’25
+ 41’0
- 286
- 20’2
0
+ 85’6
0
0
Compuesto
∆Hfº (KJ/mol)
C (grafito)
0
C (diamante)
+ 1’9
CO (g)
- 115
CO2 (g)
- 393
NO (g)
+ 90’1
NO2 (g)
+ 33’7
N2O4 (g)
+ 9’65
S (rómbico)
0
S (monoclínico)
+ 0’34
SO2 (g)
- 296
CH4 (g)
-74´9
CaSO4 (s)
- 1430
El valor de la entalpía de formación estándar de un compuesto indica la estabilidad del
mismo, ya que a mayor calor desprendido en su formación (∆Hfº < 0) mayor será su
estabilidad, ya que se necesitará más calor para su descomposición.
142
5.5.2.- Entalpías de combustión.
Es la variación de entalpía que se produce en la combustión de un mol de una
sustancia:
compuesto + O2  CO2 + H2O
por ejemplo:
C6 H6 + 15/2 O2

6 CO2 + 3 H2O
si el combustible (compuesto que se quema) posee C, se forma CO2 (g); H se forma H2O (l),
N se forma N2 (g); Cl, se forma Cl2 y S, se forma SO2 (g). Si además contiene cualquier otro
elemento, se formará como producto de la reacción el óxido más estable correspondiente de
dicho elemento. A continuación te presentamos una tabla con distintas entalpías de
combustión de compuestos orgánicos:
Nombre
Fórmula
∆Hcº (KJ/mol)
Metano
Etano
Propano
Etileno
Benceno
Metanol
Etanol
Eter etílico
Ácido acético
Glucosa
Sacarosa
CH4 (g)
C2H6 (g)
C3H8 (g)
C2H4 (g)
C6H6 (l)
CH3OH (l)
C2H5OH (l)
(C2H5)2O (l)
CH3COOH (l)
C6H12O6 (s)
C12H22O11 (s)
- 889’5
- 1558’3
- 2217’9
- 1409’5
- 3264’6
- 725´6
- 1365’6
- 1453’8
- 875’3
- 2813’3
- 5638’4
Observa que todas las entalpías de combustión son negativas, ya que en cualquier
reacción de combustión, siempre se produce un desprendimiento de energía calorífica.
5.5.3.- Entalpías de disolución.
Es el calor desprendido o absorbido en la disolución de un mol de cualquier sustancia
(sólida, líquida o gaseosa) en agua. Por ejemplo:
I2 (g) 
I2(ac)
Aquí tienes algunos datos de entalpías de disolución:
Sustancia
∆Hdº (KJ/mol)
Sustancia
∆Hdº (KJ/mol)
HCl (g)
H2SO4 (l)
SO2 (g)
NaCl (s)
HBr (g)
HNO3 (l)
- 73’0
- 74’2
- 35’5
+ 5´4
- 82’9
- 30´9
SO3 (g)
NaNO3 (s)
HI (g)
NH3 (g)
NaOH (s)
Na2SO4 (s)
- 156’0
+ 21´0
- 80’4
- 35’4
- 43’1
- 2´4
143
5.6.- Ley de Hess.
El paso de los reactivos a los productos finales puede
hacerse directamente o a través de una serie de estados
intermedios, y se cumple que: "la variación de la entalpía en la
reacción directa es la suma de las entalpías de cada una de las
reacciones intermedias", ya que al ser la entalpía una función de
estado, no depende del camino seguido sino de las condiciones
iniciales y finales.
Esto es lo que se conoce como la ley de Hess, formulada
en 1840, y a través de ella podemos calcular variaciones de
entalpía de una reacción con tal de que pueda obtenerse como
suma algebraica de dos o más reacciones cuyos valores de
variación de entalpía son conocidos.
Por lo tanto, para la Termodinámica, hay tres premisas que se deben cumplir siempre:
Primera: El valor de la variación de entalpía (∆H) para una reacción que se realiza a
una Temperatura y a una Presión determinadas, es siempre el mismo, independientemente de
la que reacción transcurra en uno o varios pasos.
Segunda: El valor de la variación de la entalpía (∆H) es directamente proporcional a
la cantidad de reactivo utilizado o de producto obtenido.
Tercera: Los valores de la variación de entalpía (∆H) para dos reacciones inversas,
son iguales en magnitud pero de signo contrario.
144
Vamos a verlo con un ejemplo sencillo:
Calcula la variación de entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno (C2H4) a
(C2H6) etano a partir de las variaciones de entalpía de combustión del eteno (-1411 KJ/mol) y
del etano (-1560 KJ/mol) y de la formación del agua (-286 KJ/mol).
Paso 1: Escribir ajustada la reacción problema:
C2H4 + H2  C2H6
Reacción problema
ΔH = ?
Paso 2: Escribir ajustadas todas las reacciones de los datos del problema con su
correspondiente variación de entalpía:
Datos:
a) C 2 H 4
+
3 O2
→ 2 CO 2
+ 2 H 2O
b) C 2 H 6
+
7
O2
2
→ 2 CO 2
+ 3 H 2O
c)
+
1
O2
2
→
H2
∆H = − 1411 KJ mol
∆H = − 1560 KJ mol
∆H = − 285 KJ mol
H 2O
Paso 3: Obtener la reacción problema como combinación (por suma algebraica) de las
reacciones que nos da como datos el problema:
Operaciones:
a)
C2H4
− b) 2 CO 2
c)
+
→ 2 CO 2
+ 3 H 2O → C 2 H 6
+
H2
3 O2
1
O2
2
→
+ 2 H 2O
+
7
O2
2
H 2O
∆H = − 1411 KJ mol
∆H = 1560 KJ mol
∆H = − 285 KJ mol
Paso 4: Sumar y obtener la reacción problema con su variación de entalpía que será la
suma de las variaciones de entalpía de las reacciones de datos tal y como las hemos utilizado
para obtenerla:
Resultado:
C2H4
+
H2
→ C2H6
∆H = − 136 KJ mol
que es la variación de entalpía de la reacción problema.
145
5.7.- Energías de enlace.
Una reacción química consiste en un nuevo reagrupamiento de los átomos de los
reactivos para formar los productos. Esto supone la ruptura de ciertos enlaces y la formación
de otros nuevos. Si se conocen las energías necesarias para romper dichos enlaces, se podría
calcular la entalpía de la reacción.
Cuanto más alta sea la energía de enlace, querrá decir que más costará romperlo, por lo
que el enlace será más fuerte y más estable.
Como en la mayoría de las ocasiones se suele trabajar a presión constante, la variación
de las energías de enlace coincidirá con la variación de entalpía de la reacción.
En la siguiente tabla te damos las entalpías o energías de enlace más corrientes:
Enlace
Energía
(KJ/mol)
Enlace
Energía
(KJ/mol)
H–H
C–H
N–H
O–H
C–C
C–N
C–O
N-N
436
415
390
460
347
285
352
159
C=C
C=N
C=O
N=N
O=O
C≡C
C≡N
N≡N
610
615
730
418
494
830
887
946
como puedes observar, todas las energías de enlace son positivas, ya que siempre hay que
aportar energía para romper cualquier enlace. Por otro lado, las energías de formación de un
enlace será la misma pero con el signo negativo, ya que en este caso la energía será liberada.
A partir de estas energías medias de enlace pueden calcularse aproximadamente las
entalpías de reacción entre sustancias gaseosas de la siguiente manera:
vamos a verlo con un ejemplo:
146
Calcula la entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno para formar etano según
la siguiente reacción:
H2C = CH2 + H2 
H3C – CH3
Paso 1: Analizar los enlaces que se rompen y los enlaces que se forman en la reacción
problema.
En nuestro caso:
-
se rompe un enlace C = C y otro H – H
se forma un enlace C – C y dos C - H
Paso 2: Buscar en los datos del problema (en nuestro caso los sacaremos de la tabla de
la página anterior) las energías de los enlaces que se rompen y se forman en la reacción.
-
energía de enlace C = C
energía de enlace H – H
energía de enlace C – C
energía de enlace C – H
= 610 KJ/mol
= 436 KJ/mol
= 347 KJ/mol
= 415 KJ/mol
Paso 3: Restar las energías medias de enlace de los enlaces rotos menos las energías
medias de enlace de los enlaces formados y con eso tendremos la entalpía que nos pide el
problema:
∆H = (610 + 436 ) − (347 + 2 ⋅ 415) = − 131 KJ / mol
5.8.- Segundo principio de la termodinámica.
En un sistema cerrado en el que transcurre una reacción, llega un momento en que las
propiedades del sistema, (presión, temperatura, volumen, etc.), dejan de variar y permanecen
constantes, se dice entonces que se ha alcanzado el equilibrio. No hay cambios
macroscópicos, pero es un equilibrio dinámico, (con la misma velocidad con que se forman
los productos, desaparecen para volver a dar los reactivos).
La variación de entalpía de una reacción, (∆H), nos dirá si esa reacción es endotérmica
o exotérmica, pero no nos dirá si la reacción tendrá lugar de forma espontánea desde los
reactivos hasta la formación de productos.
Todos los procesos tienen una dirección espontánea de preferencia que no puede ser
explicada por el primer principio de la termodinámica. Es pues importante establecer los
criterios que permitan prever si una reacción química puede llevarse a cabo de forma
espontánea y en caso afirmativo, determinar las proporciones de los productos de la reacción
cuando se alcance el equilibrio. Para ello tendremos que definir una nueva función, la
entropía y enunciar el segundo principio de la Termodinámica.
147
5.8.1.- Concepto de entropía.
El segundo principio de la Termodinámica se ocupa de la espontaneidad de los
procesos, ya sean físicos y/o químicos. Para ello, se introduce una nueva función de estado
que denominaremos Entropía y que representaremos por la letra “S”. La entropía se define
como:
dQrev
dS =
T
donde Q es el calor intercambiado por el sistema para que el proceso se realice a la
temperatura T constante. Las unidades serán Julios/ Kelvin (J/K) o calorías/K (cal/K).
Si la transformación es reversible y el sistema pasa de un estado 1 a un estado 2, la
variación de entropía correspondiente será:
1 dQrev
∆S = S 2 − S1 = ∫
2
T
Si el proceso se realiza a temperatura constante:
∆S =
∆Qrev
T
siendo ∆Q la cantidad de energía calorífica intercambiada.
Dado que a temperatura constante, (proceso isotermo), la variación de energía interna
es nula:
Qrev = Wrev
∆U = 0 = Qrev - Wrev
donde, sustituyendo la presión su expresión dada por la ecuación de los gases perfectos:
Wrev = ∫
V2
V1
V2 dV
V
= n ⋅ R ⋅ T ⋅ ln 2
V1 V
V1
P ⋅ dV = n ⋅ R ⋅ T ⋅ ∫
por lo tanto:
1 dQrev
1 dWrev
V
V
n ⋅ R ⋅T
=
=
⋅ ln 2 = n ⋅ R ⋅ ln 2
2
T
T
T
V1
V1
∆S = S 2 − S1 = ∫
2
148
∫
Prescindiendo de consideraciones matemáticas, y a escala microscópica, la entropía se
interpreta como una medida del grado de desorden molecular del sistema, es decir, cuanto
mayor sea el orden interno del sistema, menor será su entropía; si el desorden aumenta, la
entropía aumenta y viceversa. Por ejemplo:
a) Cambios de estado: Para una misma sustancia siempre se cumplirá que:
S (sólido) < S (líquido) < S (gas)
ya que las partículas del gas siempre estarán más desordenadas que las del sólido.
b) Disolución de un sólido en un líquido: como al disolverse el sólido se rompe su
estructura cristalina, el desorden aumenta y por tanto, la entropía de la disolución será
mayor que la suma de las entropías de sus componentes:
S (disolución) > S (soluto) + S (disolvente)
c) Mezcla de gases: La entropía de la mezcla es mayor que la suma de las entropías de
los gases por separado:
S (mezcla de gases) > S (gas 1) + S (gas 2) + ...
d) Aumento de la temperatura: Al aumentar la temperatura, aumenta la energía
cinética de sus partículas por lo que aumentará el desorden, es decir:
S (sustancia a T alta) > S (sustancia a T más baja)
e) Reacciones químicas en las que aumenta el número de moles: Si, dados los
coeficientes estequiométricos de una reacción química, se observa que el número de
moles de los productos aumenta con respecto al de los reactivos, la entropía
aumentará, por ejemplo, en la reacción genérica:
A (g) + B (g)  2 C(g) + D (g)
vemos que dos moles totales de reactivos (1 de A y 1 de B) se transforman en tres
moles totales (2 de C y 1 de D), por lo que
S (productos) > S (reactivos)
5.8.2.- Segundo principio de la Termodinámica.
El segundo principio de la termodinámica afirma que la entropía, o sea, el desorden, de
un sistema aislado nunca puede decrecer. Por tanto, cuando un sistema aislado alcanza una
configuración de máxima entropía, ya no puede experimentar cambios: ha alcanzado el
equilibrio.
∆Ssistema aislado ≥ 0
Conviene destacar que el segundo principio de la termodinámica no se opone a que la
entropía de un sistema disminuya, para ello, basta con disminuir la temperatura de dicho
sistema (lo que por ejemplo ocurre en la congelación del agua), pero entonces, el entorno
aumentará de entropía. Lo que exige el segundo principio de la Termodinámica es que la
variación total de entropía sea positiva.
149
5.9.- Espontaneidad de los procesos químicos. Función de Gibbs.
Ni la entalpía (H) ni la entropía (S) nos dicen directamente si un proceso es espontáneo
o no lo es. La función de Gibbs, (o energía libre), sí que nos da la medida de la espontaneidad
del proceso. La función de Gibbs es una función de estado, es decir, sólo depende del estado
final e inicial del sistema y no del camino seguido para pasar de uno a otro, y se define como:
G = H - T.S
La función de Gibbs también tiene unidades de energía y como en casos anteriores, no
podemos determinar su valor absoluto y nos tenemos que conformar con calcular sus
variaciones. En un proceso determinado a presión y temperatura constantes (condiciones
habituales de trabajo en química), se cumplirá que:
Vamos a estudiar las distintas posibilidades de ∆G:
a) Si ∆G < 0
b) Si ∆G = 0
c) Si ∆G > 0



proceso espontáneo.
alcanza el equilibrio.
proceso no espontáneo; espontáneo el inverso.
Todo sistema va a tender a evolucionar hacia el equilibrio. Teniendo en cuenta que la
temperatura debe estar en la escala absoluta (Kelvin) y que por lo tanto no puede ser negativa,
se pueden distinguir 4 casos diferentes:
∆G = ∆H - T. ∆S
Caso
1
2
3
4
150
∆H
<0
<0
>0
>0
∆S
>0
<0
>0
<0
Tipo de reacción
exotérmica
exotérmica
endotérmica
endotérmica
∆G
+ /+/+
Situación
espontánea a cualquier temperatura
espontánea a temperaturas bajas
espontánea a temperaturas altas
nunca será espontánea
Vamos a estudiar el paso del agua líquida a agua vapor a presión una atmósfera:
Para dicho proceso a T constante:
∆H = 9710 cal
∆S = 26 cal/K
Vamos a calcular ∆G a tres temperaturas:
a) T = 500 K (227 ºC)
∆G = 9710 - 500.26 = - 3290 cal
a 227 °C el agua líquida pasará a vapor de agua en un proceso que será espontáneo.
b) T = 300 K (27ºC)
∆G = 9710 - 300.26 = 1910 cal
el proceso espontáneo es el inverso, es decir, a 27 °C, el vapor de agua pasaría a agua líquida
de forma espontánea.
c) T = 373 K (100ºC)
∆G = 9710 - 373.26 ≈ 0
el proceso está en equilibrio.
5.9.1.- Cálculo de la variación de la función de Gibbs.
El proceso de cálculo de ∆G es el mismo que para calcular la entalpía ∆H.
Hay que definir de igual manera un estado estándar para poder comparar las funciones
de Gibbs para distintas reacciones.
151
276.- Determinar la entalpía de formación del ácido acético a partir de las siguientes datos:
a) C(s) + O2 (g)

CO2 (g)
∆H = -91'1 Kcal/mol
b) H2 (g) + 1/2 O2 (g)

H2O (l)
∆H = -208 Kcal/mol
c) CH3COOH (l) + 2 O2 (g)  2 CO2 (g) + 2 H2O(l)
277.- Hallar el calor de formación del n-butano (C4H10) sabiendo que su calor de combustión
es de -687'98 Kcal/mol, que el calor de formación del CO2 es de -94'05 Kcal/mol y que
el calor de formación del agua es de -68'32 Kcal/mol.
278.- Calcular la entalpía de la reacción de disociación del PCl5 en PCl3 y Cl2 sabiendo que:
∆Hf (PCl5) = -95'35 Kcal/mol; y ∆Hf(PCl3) = -73'22 Kcal/mol
279.- Determinar el calor de formación del monóxido de carbono conociendo las entalpías a
25ºC de los siguientes procesos:

CO2 (g)
∆H = -94’05 Kcal/mol
a) C(s) + O2 (g)
b) CO (g) +1/2 O2 (g)

CO (g)
280.- El calor de formación del NO2 (g) a 25ºC es ∆H = 8'O9 Kcal/mol. Por otra parte, el
calor de formación del N2O4 (g) a 25ºC, es ∆H = 2'31 Kcal/mol. Calcular la entalpía de
reacción para la disociación del N2O4 en NO2
281.- La entalpía de formación del metanol (CH3OH) en estado líquido es de -57'02
Kcal/mol. Si el metanol queda en estado vapor, la entalpía de formación es entonces
-48'08 Kcal/mol. Con estos datos, calcular la entalpía de vaporización del metanol.
282.- El etanol (CH3CH2OH) puede ser oxidado en atmósfera de oxígeno para dar ácido
acético (CH3COOH) y agua. Calcular la entalpía de dicha reacción sabiendo que en la
combustión de 10 gr de etanol se desprenden 71'3 Kcal, mientras que en la combustión
de 10 gr de ácido acético se desprenden 34'7 Kcal.
283.- Determinar la entalpía de reacción del siguiente proceso:
2 NO (g) + O2 (g)  2 NO (g)
Datos:
- Entalpía de formación del NO (g) = -21'6 Kcal/mol
- Entalpía de formación del NO2 (g) = - 8'03 Kcal/mol
284.- Calcular la entalpía de formación molar del Ca(OH)2 a partir de los siguientes datos:
a) H2(g) + 1/2 O2 (g) 
H2O (l)
∆H = -68'3 Kcal/mol H2O
b) CaO (s) + H2O (l) 
Ca(OH)2 (s)
∆H = -15'3 Kcal/mol Ca(OH)2
CaO (s)
∆H = -151'8 Kcal/mol CaO
c) Ca (s) +1/2 O2(g) 
285.- Calcular la entalpía de formación del AlCl3 sólido a partir de los siguientes datos:
Al (s) + 3 HCl (ac) 
AlCl3 (ac) + 3/2 H2 (g)
H2 (g) + Cl2 (g)

2 HCl (g)
∆H = - 44'0 Kcal/mol
HCl (g) + agua

HCl (ac)
AlCl3 (s) + agua

AlCl3 (ac)
152
286.- Hallar el calor de vaporización del amoniaco sabiendo que su calor de formación es de
11'0 Kcal/mol cuando queda en estado gaseoso y de -16'07 Kcal/mol cuando queda en
estado líquido.
287.- En una serie de experiencias se determina que el n-octano posee un calor de formación
de 60'3 Kcal/mol, que este parámetro para el CO2 vale 94'0 Kcal/mol y para el vapor
de agua 57'8 Kcal/mol.
Determinar la entalpía de combustión de un mol de dicho hidrocarburo y el volumen
de O2 necesario para dicha combustión medido en condiciones normales.
288.- En una aluminotermia, se trata el óxido férrico con aluminio para obtener hierro
metálico puro y el óxido de aluminio correspondiente. Calcular el calor desprendido en
dicha reacción a partir de los siguientes datos:
2 Al (s) + 3/2 O2 (g) 
Al2O3 (s)
∆H = -399 Kcal
2 Fe (s) + 3/2 O2 (g) 
Fe2O3 (s)
∆H = -192 Kcal
289.- Cuando un mol de HCN (ac) se neutraliza según la reacción:
HCN (ac) + OH- (ac) 
H2O (l) + CN- (ac)
∆H= -2'9 Kcal/mol
calcular la entalpía de disociación del ácido cianhídrico sabiendo que:

H2O (l)
H+ (ac) + OH- (ac)
290.- Sabiendo que la variación de entalpía de formación del sulfito de bario es de -282'6
Kcal/mol y que para el sulfato de bario es de -350’2 Kcal/mol, calcular la variación de
entalpía de la reacción:

BaSO4 (s)
BaSO3 (s) + 1/2 O2 (g)
291.- La ∆Hf del acetileno (C2H2) es de 53'9 Kcal/mol y la del benceno (C6H6) en estado
gaseoso 19'1 Kcal/mol. Calcula la entalpía de la polimerización del acetileno en
benceno:

C6H6 (g)
3 C2H2 (g)
292.- Calcular la entalpía de la reacción:
ZnO (s) + CO (g)

Zn (s) + CO2 (g)
sabiendo que:
a) variación de entalpía de formación del óxido de cinc sólido = - 83 Kcal/mol
b) variación de entalpía de sublimación del Zn = 32 Kcal/mol
c) variación de entalpía de combustión del CO = - 68 Kcal/mol
293.- Dados los siguientes datos:
- variación de entalpía de combustión del C2H6 gaseoso
= - 378'8 Kcal/mol
- variación de entalpía de combustión del hidrógeno
= - 68'3 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del C2H6 gaseoso
= - 20'2 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del C2H4 gaseoso
= + 12'4 Kcal/mol
calcular:
a) variación de la entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno para dar etano.
b) variación de la entalpía de combustión del eteno gaseoso.
153
294.- ¿Qué cantidad de calor hay que suministrar a una Tn de piedra caliza de una riqueza
del 80% en carbonato cálcico para descomponerlo totalmente en cal (CaO) y dióxido
de carbono?. El rendimiento de la reacción es del 75% en cuanto al aprovechamiento
de la energía.
DATOS:
- variación de entalpía de formación del CaCO3 (s) = -289 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del CaO (s)
= -152 Kcal/mol
= - 94 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del CO2 (g)
295.- Dadas las siguientes reacciones:
I2 (g) + H2 (g) 
2 HI (g)
∆H = - 0'8 Kcal
I2 (s) + H2 (g) 
2 HI (g)
∆H = + 12'0 Kcal
I2 (g) + H2 (g) 
2 HI (ac)
∆H = - 26'8 Kcal
calcular:
a) El calor de sublimación del I2.
b) El calor de disolución del HI.
c) Las calorías que habrá que aportar para disociar en sus componentes el HI
contenido, a 25 °C, en un matraz de 750 cc. a la presión de 800 mmHg.
296.- Hallar la entalpía de la reacción:

Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g)
CaC2 (s) + 2 H2O (l)
DATOS:
= - 393'505 KJ/mol
- variación de entalpía de formación del CO2 (g)
- variación de entalpía de formación del H2O (l)
= - 285'851 KJ/mol
= - 58'994 KJ/mol
- variación de entalpía de formación del CaC2 (s)
- variación de entalpía de formación del Ca(OH)2 (s)
= - 986'587 KJ/mol
- variación de entalpía de combustión del C2H2 (g)
= - 1299'590 KJ/mol
297.- Determinar la entalpía de formación del ácido nitroso disuelto en agua HNO2 (ac), a
partir de los siguientes datos:
 N2 (g) + H2O (l)
a) NH4NO2 (ac)
b) NH3 (ac) + HNO2 (ac)
 NH4NO2 (ac) ∆H = - 9'0 Kcal/mol
c) 2 NH3 (ac) 
N2 (g) + 3 H2 (g)
d) variación de entalpía de formación del H2O (l) = -68'3 Kcal/mol
298.- Cuando se prepara ácido nítrico a partir de nitrato potásico tienen lugar
simultáneamente las siguientes reacciones:
KNO3 (s) + H2SO4 (l)

KHSO4 (s) + HNO3 (g)
2 KNO3 (s) + H2SO4 (l)

K2SO4 (s) + 2 HNO3 (g)
Calcular el calor necesario para la producción de 1 Kg de ácido nítrico, sabiendo que el
80% del ácido se produce según la primera reacción.
DATOS:
- variación de entalpía de formación del KNO3 (s) = - 119'50 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del H2SO4 (l) = - 192'19 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del HNO3 (g) = - 34'40 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del KHSO4 (s) = - 274'00 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del K2SO4 (s) = - 340'60 Kcal/mol
154
299.- Explica cuáles de los siguientes procesos serán exotérmicos y cuáles endotérmicos:
a) NaCl (s)  NaCl (l);
b) H2O (l) H2O (g);
c) H2O (l)  H2O (s)
d) C (graf) C (g);
e) Pb (l) Pb (s);
f) He (l) He (g);
¿Qué tipo de enlace se rompe o se forma (total o parcialmente) en cada caso?
300.- Sabiendo: NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
∆H ° = -13,5 Kcal.
Calcula:
a) el calor desprendido cuando reaccionan 100 ml de NaOH 0,5 M con 100 ml de
HCl 0,5 M;
b) el incremento de temperatura que experimentará la disolución resultante,
suponiendo que absorbe todo el calor desprendido en la reacción y que su calor
específico y densidad son igual que los del agua pura (1 cal/g.°C y 1 g/mL).
301.- Cuando se forma 1 mol de HI (g) a partir de H2 (g) y I2 (g), estando reactivos y
producto a 25°C y 1 atm, se desprenden 26,3 kJ. Deduce el valor de ∆H° para las
siguientes reacciones:
b) 2 HI(g)  H2 (g) + I2 (g)
a) H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g)
302.- Calcula ∆H° para la reacción C(grafito) C (diamante) a partir de los siguientes
datos:
C(graf) + O2 (g)  CO2 (g)
∆H° = -393 kJ
C(diam) + O2 (g)  CO2 (g)
∆H° = -395 kJ
303.- Determina la variación de entalpía ∆H° para la reacción de formación del etano (C2H6)
gas a partir de sus elementos (H2 gas y C grafito) con los siguientes datos:
C(grafito) + O2 (g)  CO2 (g)
∆H° = -395 kJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O(g)
∆H° = -242 kJ
C2H6 (g) + 7/2 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (g)
∆H° = -1425 kJ
304.- Con los siguientes datos:
a) B2H6 (g) + 3 O2 (g) B2O3 (s) + 3 H2O (g)
∆H° = -1939 kJ
b) 4 B(s) + 3 O2 (g) 2 B2O3 (s)
∆H° = -1182 kJ
c) H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l)
∆H° = -286 kJ
d) H2O (l)  H2O (g)
∆H° = +41 kJ
Calcula ∆H° para la reacción de formación del diborano (B2H6) gas a partir de los
elementos que lo forman (B sólido y H2 gas).
305.- a) Calcula la entalpía estándar de formación del ozono (O3) gas, sabiendo:
3 O2 (g) 2 O3 (g)
∆H° = +68 kcal
b) ¿Alguno de los siguientes ∆H° es la entalpía estándar de formación del agua
líquida?:
H+ (aq) + OH- (aq)  H2O (l)
∆H° = -13,6 kcal
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)
∆H° = -136,6 kcal
155
306.- Calcula la entalpía de combustión del amoníaco en cada uno de los siguientes casos:
a) los productos de la reacción son N2 (g) y H2O (g)
b) los productos de la reacción son NO (g) y H2O (g)
Datos: entalpías estándar de formación:
NH3 (g) = -46,14 kJ/mol;
NO (g) = 90,29 kJ/mol;
H2O (g) = -223,67 kJ/mol
307.- Cuando un mol de metanol se quema según la ecuación:
CH3OH(l) + 3/2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l)
se desprenden 726 kJ. Calcula:
a) La entalpía estándar de formación del metanol(l);
b) La entalpía estándar de formación del metanol(g) sabiendo que la entalpía de
vaporización es 35 kJ/mol.
Datos: Entalpías estándar de formación: CO2(g)= -393.13 kJ/mol; H2O(l)= -286
kJ/mol
308.- Calcula la entalpía de hidrogenación del etileno (C2H4) a partir de los siguientes datos.
C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)
∆H = -1559 kJ
C2H4 (g) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 2 H2O (l)
∆H = -1410 kJ
Entalpías estándar de formación (kJ/mol): CO2 (g) = -393.13 ; H2O (l) = -286
309.- La hidracina (N2H4) y el peróxido de hidrógeno (H2O2) arden por contacto. La reacción
que tiene lugar es: N2H4 (l) + 2 H2O2 (l)  N2 (g) + 4 H2O (g) ¿Cuál es el calor de
reacción?.
Datos: entalpías estándar de formación en kcal/mol: N2H4(l)= 12; H2O2 (l)= -45 y
H2O (g)= -57,8.
310.- Un método que permite utilizar la energía solar para la calefacción es el siguiente:
sulfato sódico decahidratado (Na2SO4.10H2O) se sitúa en un depósito cerrado en el
tejado de la casa. Durante el día (cuando la temperatura es alta) se produce la reacción:
Na2SO4.10H2O (s)  Na2SO4 (s) + 10 H2O (l)
Durante la noche (cuando la temperatura baja) se produce la reacción opuesta y se
vuelve a formar el sulfato decahidratado. El calor liberado durante la noche se
introduce en la casa mediante un sistema de ventiladores. ¿Qué cantidad de calor
introduciría en la casa una carga de 322 kg de Na2SO4.10H2O.
Datos: entalpías de formación estandar en kcal/mol: Na2SO4.10H2O (s): -1033,5;
Na2SO4 (s): -331;
H2O (l): -68,3.
311.- El metanol es un combustible potencial del futuro. Se obtiene industrialmente a
presiones elevadas, a unos 298 K en presencia de un catalizador. Calcular la entalpía
correspondiente a la obtención de 1 g de metanol según la reacción:
2 H2 (g) + CO(g)  CH3OH(l).
Datos: Combustión del metanol a dióxido de carbono y agua líquida ∆H =-726,6 kJ/mol.
Formación de dióxido de carbono
∆H = -393,5 kJ/mol;
Formación de monóxido de carbono
∆H = -110,5 kJ/mol;
Formación de agua líquida
∆H = -285,5 kJ/mol.
156
312.- A partir de los datos siguientes a 25°C:
a) Hidrogenación del eteno ∆H = -137,10 kJ/mol
b) Combustión del eteno ∆H = -1411 kJ/mol.
c) Formación de agua ∆H = -285,5 kJ/mol.
Calcular la entalpía de combustión del etano y el calor desprendido en la combustión
de 1 m3 de etano en condiciones normales.
313.- La entalpía de combustión del n-butano (g) para dar dióxido de carbono (g) y agua
(líquida) a 25°C es de -688 kcal/mol. Las entalpías de formación de estas dos últimas
sustancias, en las mismas condiciones, es de -94 y -68,3 kcal/mol, respectivamente.
Calcule la entalpía de formación del n-butano (g).
314.- Describa una experiencia para determinar el calor de neutralización del HCl por el
NaOH. Si en esta experiencia, en vez de utilizar una disolución de HCl se utilizase una
disolución de HNO3 de concentración análoga, ¿hubiera obtenido un valor muy
semejante o muy diferente para el calor de neutralización? Razone su respuesta.
315.- Se dan los siguientes datos de combustión a 298 K y 1 atm.:
∆H° = -94 kcal
C(graf) + O2 (g) CO2 (g)
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (g)
∆H° = -68 kcal
C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) 3 H2O (g) + 6 CO2(g)
∆H° = -781 kcal
Calcular el calor de formación del benceno: 6 C(graf) + 3 H2 (g)  C6H6 (l) ∆H° = ?
316.- Las entalpías de formación del H2O (g) y del CO(g) son, respectivamente, (en
condiciones estándar) -57,8 y -28,6 kcal/mol. Hallar la entalpía de reacción del
carbono con el vapor de agua para formar CO y H2 y determinar si dicha reacción es
endotérmica o exotérmica.
317.- Calcular el calor de reacción del etanol (líquido) con oxígeno, con formación de ácido
acético (líquido) y agua líquida, sabiendo que en la combustión de 1g de alcohol y 1 g
de ácido acético en las condiciones estándar se desprenden 7.130 cal y 3.466 cal,
quedando el agua formada en estado líquido.
318.- El calor de formación del gas butano (C4H10) a partir de sus elementos es -29,8
kcal/mol, mientras que los calores de formación del dióxido de carbono y vapor de
agua son, respectivamente, -94 y -57,8 kcal/mol. Escribir y ajustar la reacción de
combustión del butano y calcular las kcal que podrá suministrar una bombona de
butano con 4 kg de butano.
319.- La entalpía de formación del CO se ha de determinar indirectamente, pues durante la
combustión del carbono siempre se producen mezclas de CO y CO2. Se sabe que la
entalpía de formación del CO2 es -94,05 kcal/mol y que la entalpía de reacción del
proceso:
CO(g) + 1/2 O2 (g) = CO2 (g)
vale - 67,64 kcal. Calcular la entalpía de formación del monóxido de carbono y definir
qué se entiende por entalpía de formación.
157
320.- El calor desprendido en la reacción de combustión del acetileno, con formación de
CO2 (g) y H2O (l) es de 317,7 kcal/mol a 25°C. La entalpía de formación del agua
líquida en condiciones estándar es de -68,32 kcal/mol, y la correspondiente al CO2 en
condiciones estándar, -94,1 kcal/mol. a) Escribir la ecuación que representa la
combustión del acetileno. b) Calcula la entalpía de formación en condiciones estándar
del acetileno y califica la reacción de formación del acetileno como endotérmica o
exotérmica.
321.- Si suponemos que la gasolina es octano:
a) calcular el volumen de aire medido a 25°C y una atmósfera que se necesita para
quemar un tanque de gasolina (75 L).
b) Si la entalpía de combustión del C es
∆H° = -393,5 kJ/mol
"
"
H2 es
∆H° = -285,8 "
"
formación del octano es
∆H° = 249,8 "
Calcular el calor desprendido al quemar un tanque de gasolina.
Datos: contenido de oxígeno en el aire: 21% molar. Densidad del octano: 0,8 gr/ml
322.- El metanol ha sido propuesto como un sustituto de la gasolina en los motores de los
automóviles. Calcular el volumen de metanol que por combustión proporciona el
mismo cambio de entalpía que 1 litro de gasolina. Datos:
Entalpía de combustión del carbono
∆H° = -393,51 kJ/mol
Entalpía de combustión del hidrógeno
∆H° = -285,83 kJ/mol
Entalpía de formación del metanol
∆H° = -238,66 kJ/mol
Entalpía de combustión de un litro de gasolina
∆H° = -32.640 kJ.
Densidad del metanol d = 0,79 gr/ml
323.- En un experimento de laboratorio se determina el calor de reacción entre una
disolución de HCl y una disolución de NaOH. a) Describir brevemente el experimento.
b) Definir la entalpía de neutralización ¿Cómo se relaciona esta magnitud con los
datos obtenidos en el laboratorio?.
324.- a) Cuando se calienta el carbonato de calcio, se descompone dando óxido de calcio y
dióxido de carbono. Calcular la entalpía de la reacción.
b) Calcule el volumen de butano líquido (densidad = 0,8 gr/ml) que hay que quemar en
un horno para conseguir el calor necesario para descomponer 100 kg de roca caliza con
un contenido de 82% de carbonato de calcio. (En la combustión del butano se forman
dióxido de carbono y vapor de agua).
Entalpías de formación estándar:
Carbonato de calcio (s) = -1206,90 kJ/mol;
óxido de calcio (s) = -635,09 kJ/mol;
dióxido de carbono (g) = -393,91 kJ/mol;
butano (l) = -146,14 kJ/mol,
agua (g) = -241,82 kJ/mol
158
325.- En la combustión de 3,05 g de etanol (C2H5OH (l)) a 25oC se desprenden 90,45 kJ. En
la combustión de 3,05 g de etanal (C2H4O (l)) se desprenden 80,90 kJ.
a) Calcular la entalpía de formación del etanol a la misma temperatura.
b) La oxidación parcial del etanol con oxígeno produce etanal y agua. Calcula la
entalpía de esta reacción.
∆H ºf (dióxido de carbono(g)) = -393,51 KJ/mol; ∆H ºf (agua(l)) = -285,83 KJ/mol;
326.- A partir de los datos de energías medias de enlace, calcula la variación de entalpía de
formación del amoniaco gaseoso y compárala con su valor real que es de -46,2 KJ/mol
327.- A partir de las energías medias de enlace, calcula la entalpía de la reacción de
hidrogenación del acetileno (CH2 = CH2) para formar etano (CH3 – CH3).
328.- A partir de las energías medias de enlace, haz una estimación de la variación de
entalpía de la reacción de combustión del etano.
329.- Haz una estimación de la entalpía de combustión del butano (g) empleando los datos
de las energías medias de enlace.
159
160
Cinética química.
6.- CINÉTICA QUÍMICA.
.................................................................................
6.2.- Velocidad de una reacción química.
162
............................................
162
6.2.1.- Velocidad de una reacción química. ......................................................
6.2.2.- Ecuación cinética de una reacción química. Órdenes de reacción. .......
6.2.3.- Integración de la ecuación cinética ......................................................
162
165
166
6.3.- Mecanismos de reacción.
.............................................................
167
6.4.- Factores que influyen en la velocidad de una reacción. .............
169
6.5.- Teoría de las reacciones químicas.
..............................................
170
6.5.1.- Teoría de las colisiones. ........................................................................
6.5.2.- Teoría del estado de transición. ............................................................
171
172
6.6.- Catalizadores.
................................................................................
................................................................
173
175
161
La Termodinámica, como hemos visto en el tema anterior, nos da dos tipos de
información sobre los procesos químicos de gran importancia:
a) la variación de energía que se absorbe o se desprende en una reacción química.
b) si una reacción química será espontánea o no, es decir, si puede transcurrir o no en
unas determinadas condiciones por sí sola.
Sin embargo, la Termodinámica no nos proporciona información sobre la velocidad
con la que va a transcurrir un proceso químico. Por ejemplo, la transformación del carbono
diamante en carbono grafito es un proceso espontáneo; no obstante, el proceso es tan lento que
no se aprecia cambio alguno aunque transcurran siglos.
Por otro lado, también podemos manipular las condiciones en las que va a tener lugar
una reacción química para acelerarla o frenarla; por ejemplo, metemos los alimentos en el
congelador para retardar el proceso de descomposición.
La cinética Química es la parte de la Química que estudia la velocidad de los procesos
químicos y los factores, tanto internos como externos, que en ella pueden influir.
Es evidente la importancia que tiene la velocidad de un proceso físico y/o químico en
el campo de la industria, para saber si será económicamente rentable o no; sin embargo,
resulta muy difícil predecir entre dos procesos, cuál será el más rápido. Por esa razón, la
cinética química es eminentemente experimental y tiene como finalidad encontrar expresiones
matemáticas que relacionen la velocidad de una reacción química con los diferentes factores
de los que depende como son, fundamentalmente, la concentración de los reactivos y la
temperatura.
En este tema, además, abordaremos el estudio de los catalizadores, los distintos tipos
que existen, cómo actúan y los efectos que producen sobre la velocidad de las reacciones.
6.2.- Velocidad de una reacción química.
6.2.1.- Velocidad de una reacción.
La velocidad de la reacción sería una expresión de la forma:
n − n1
∆n
=
v media = 2
∆t
t 2 − t1
o
v media =
[ ]2 − [ ]1
t 2 − t1
=
∆[ ]
∆t
es decir, se trata de ver la variación del número de moles “ n” (o concentración “[ ]”) de una
sustancia, que intervenga en la reacción, con respecto al tiempo.
162
Cinética química.
Ahora bien, hay que tener en cuenta dos aspectos:
1.
Si la sustancia es un reactivo, su cantidad de moles (o concentración) disminuirá con
el tiempo al ir transformándose en productos, por lo que, de acuerdo con la
expresión anterior la velocidad será negativa, mientras que si se trata de un producto,
a formarse más cantidad conforme transcurre el tiempo la velocidad sería positiva.
Para unificar criterios, se prefiere poner a los reactivos un signo negativo delante para
que todas las velocidades sean positivas.
2.
Si el coeficiente del ajuste de la reacción es alto, significará que, si es un reactivo,
desaparecerá muy rápidamente y, si se trata de un producto, se formará con mayor
velocidad. Con la finalidad de que independientemente de la sustancia a la que nos
refiramos, la velocidad sea la misma en una determinada reacción, se divide por
dicho coeficiente estequiométrico.
Por lo tanto, la velocidad de una reacción, “v”, es una magnitud positiva que nos
permite determinar la variación que experimenta cualquier reactivo o producto con respecto al
tiempo. Para la siguiente reacción genérica:
aA + bB  cC + dD
v=−
1 ∆[n A ]
1 ∆[n B ]
1 ∆[nC ]
1 ∆[n D ]
=−
=+
=+
a ∆t
b ∆t
c ∆t
d ∆t
Si el recipiente en el que transcurre la reacción es de volumen constante, como ocurre
en la mayoría de los casos, y las sustancias están uniformemente repartidas en su interior, se
divide toda la ecuación por el volumen y obtenemos una expresión similar en función de las
concentraciones, tal y como aparece a continuación:
v=−
1 ∆[A]
1 ∆[B ]
1 ∆[C ]
1 ∆[D ]
=−
=+
=+
a ∆t
b ∆t
c ∆t
d ∆t
Es así como se define la velocidad, y por lo tanto, su unidad será Molaridad/seg, es
decir, mol.L-1.s-1.
Si lo que queremos no es determinar velocidades medias sino instantáneas, no
tendremos más remedio que recurrir al concepto de derivada.
v=−
1 dn A
1 dn B
1 dnC
1 dn D
=−
=+
=+
a dt
b dt
c dt
d dt
v=−
1 d [A]
1 d [B ]
1 d [C ]
1 d [D ]
=−
=+
=+
a dt
b dt
c dt
d dt
163
Si representamos gráficamente la variación de la concentración de un reactivo o de un
producto en función del tiempo, salen gráficas del siguiente tipo:
la velocidad de una reacción en un instante viene dada, como hemos visto anteriormente, por
la derivada de la concentración de una sustancia que intervenga en la reacción con respecto al
tiempo. Como sabrás de cursos anteriores, la derivada de una función es la pendiente de la
recta tangente a la curva en un punto dado, por lo que, podemos concluir que:
a) Para un reactivo, se observa que la pendiente de la recta tangente a la curva (es decir,
la velocidad) disminuye con el tiempo, por lo que la velocidad es máxima en el
instante inicial, cuando la concentración de reactivos es mayor. Cabe resaltar que
transcurrido un cierto tiempo la concentración de un reactivo apenas varía con el
tiempo, es decir, la velocidad es casi nula.
b) Para un producto, la situación es muy similar con la diferencia de que su
concentración es nula inicialmente y va aumentando con el tiempo, pero, de la misma
forma que antes, la velocidad es máxima inicialmente y poco a poco va disminuyendo.
En general, la velocidad depende de las concentraciones de los reactivos, y a medida
que estos se consumen, la velocidad de reacción disminuye. Es importante destacar que en la
mayoría de las reacciones, los reactivos no se agotan nunca. Llega un momento en que la
concentración de reactivos y productos no varía con el tiempo, a pesar de que la reacción siga
transcurriendo. Lo que realmente ocurre es que la velocidad con la que los reactivos
desaparecen para formar productos, es la misma con la que los productos reaccionan entre sí
para formar de nuevo los reactivos (por eso no se agotan). Cuando esta situación se produce,
decimos que se ha alcanzado el equilibrio.
164
Cinética química.
6.2.2.- Ecuación cinemática de una reacción química. Órdenes de reacción.
Una ecuación cinemática de una reacción, es una expresión matemática que relaciona
la velocidad de reacción con las concentraciones de las sustancias que intervienen en el
proceso. Por ejemplo, para la reacción:
a A (g) + b B (g)  productos
la ecuación cinética toma la siguiente forma:
v = k [A]α ⋅ [B ]β
donde “k” es una constante de velocidad, que depende fundamentalmente de la temperatura, y
aparecen las concentraciones molares de los reactivos elevados a unos exponentes positivos
(α, β, ...) que reciben el nombre de órdenes parciales de la reacción, que no tienen porqué
coincidir con los coeficientes estequiométricos (de ajuste) de la reacción. Vamos a verlo con
algunos ejemplos concretos para las siguientes reacciones:
H 2 ( g ) + I 2 ( g ) → 2 HI ( g )
v = k1 [H 2 ]⋅ [I 2 ]
2 NO ( g ) + O2 ( g ) → 2 NO2 ( g )
v = k 2 [NO ]2 ⋅ [O2 ]
2 H 2 O2 (ac ) → 2 H 2 O ( l ) + O2 ( g )
v = k 3 [H 2 O2 ]
e incluso, hay algunas ecuaciones de velocidad extremadamente complejas como la de la
reacción:
k 4 H 2 ⋅ Br2 1 / 2
H 2 ( g ) + Br2 ( g ) → 2 HBr ( g )
v=
[
][ ]
[HBr ]
1 + k5
[Br2 ]
Las ecuaciones de velocidad de cualquier reacción sólo pueden determinarse
experimentalmente.
Los órdenes parciales de reacción indican la dependencia de la velocidad respecto a la
concentración de cada uno de los reactivos. A la suma de todos ellos se le llama orden total
de la reacción. Por ejemplo, para la reacción genérica:
2 A ( g ) + B ( g ) + 3 C ( g ) → 2 P (l ) + Q ( g )
v = k 6 [A] ⋅ [B ]2
es de primer orden con respecto a A, de segundo orden con respecto a B y de orden 0 con
respecto a C, y la reacción sigue una cinética de tercer orden (1+2+0), es decir, el orden total
de la reacción es 3.
165
Las unidades de la constante de velocidad dependen del orden total de la reacción, por
ejemplo:
2 H 2 O2 (ac ) → 2 H 2 O ( l ) + O2 ( g )
v = k 3 [H 2 O2 ]
para esta reacción las unidades de la constante será:
v
⇒
k3 =
[H 2O2 ]
M
s = M = 1 = s −1
M
M ⋅s s
mientras que para esta otra reacción:
v = k1 [H 2 ]⋅ [I 2 ]
H 2 ( g ) + I 2 ( g ) → 2 HI ( g )
las unidades de la constante serán:
v
⇒
k1 =
[H 2 ]⋅ [I 2 ]
M
s =
M2
M
M2 ⋅s
=
1
= M −1 ⋅ s −1 = mol −1 L ⋅ s −1
M ⋅ .s
6.2.3.- Ecuación integrada de la velocidad.
Si queremos conocer cómo varía la concentración de una sustancia con respecto a
tiempo, no tenemos más remedio que integrar la ecuación de velocidad de dicha reacción. Por
ejemplo:
2 H 2 O2 (ac ) → 2 H 2 O ( l ) + O2 ( g )
por lo tanto se cumplirá que:
que despejando, tenemos:
que integrando resulta:
por lo que:
166
v=−
v = k 3 [H 2 O2 ]
1 d [H 2 O2 ]
= k 3 ⋅ [H 2 O2 ]
2
dt
d [H 2 O2 ]
= − 2 ⋅ k 3 ⋅ dt
[H 2O2 ]
ln [H 2 O2 ] = −2 ⋅ k 3 ⋅ t
+ C
[H 2O2 ] = e − 2k 3 t +
C
Cinética química.
Si la ecuación de velocidad es de primer orden, su integración es relativamente
sencilla, como acabamos de ver, pero si es de orden superior, los cálculos pueden ser bastante
más complejos.
En general, para una ecuación de velocidad de primer orden, la ecuación que resulta de
su integración tiene la forma:
[A] = [A]0 ⋅ e − k ⋅t
como podemos observar, en estos casos de reacciones de primer orden, la concentración de
un reactivo, decae con el tiempo de forma exponencial a partir de una concentración inicial.
Se puede comprobar fácilmente que si la reacción es de orden cero, la variación de la
concentración con el tiempo es lineal y si es de orden superior a uno, la integración nos lleva a
otro tipo de expresiones distintas, pero a medida que el orden sea mayor, la concentración de
reactivos disminuirá más rápidamente como se puede deduce de la ecuación de velocidad de
la reacción, tal y como se puede apreciar en la siguiente gráfica:
6.3.- Mecanismos de reacción.
Una ecuación química ajustada, suele ser un proceso global de una combinación lineal
de los múltiples procesos que tienen lugar. La velocidad de una reacción química dependerá,
por tanto de la velocidad de ese conjunto de pasos intermedios existentes hasta obtener los
productos de la reacción, es decir, si una determinada reacción tiene 4 procesos intermedios de
los que tres son muy rápidos y uno de ellos es lento, la velocidad global de la reacción será
baja.
167
Este es el motivo por lo que dos reacciones aparentemente similares tengan ecuaciones
de velocidad completamente diferentes:
H 2 ( g ) + I 2 ( g ) → 2 HI ( g )
v = k1 [H 2 ]⋅ [I 2 ]
k 4 [H 2 ] ⋅ [Br2 ]1 / 2
v=
[HBr ]
1 + k5
[Br2 ]
H 2 ( g ) + Br2 ( g ) → 2 HBr ( g )
Se denomina mecanismo de la reacción a la secuencia de pasos intermedios simples
que corresponden al avance de la reacción química a escala molecular, mientras que la
ecuación química sólo indica los estados inicial y final. Si comparamos una reacción química
con una vuelta ciclista por etapas, el mecanismo de la reacción nos daría información
detallada de cada una de las etapas mientras que la ecuación química sólo nos indicaría desde
dónde se parte en la primera etapa y a dónde se llega en la última.
Cada paso intermedio del mecanismo de la reacción se denomina etapa o reacción
elemental, por el hecho de que cada etapa debe ser tan simple que no se puede simplificar
más, es decir, cada etapa está indicando exactamente que especies están interaccionando entre
sí a escala molecular.
A diferencia de lo que ocurre en la ecuación de velocidad global de la reacción, en la
ecuación de velocidad de cada etapa, los órdenes parciales sí que coinciden con los
coeficientes estequiométricos de las especies que intervienen en dicha etapa.
Vamos a estudiar el mecanismo de la reacción de primer orden:
2 N 2 O ( g ) → 2 N 2 ( g ) + O2 ( g )
v = k [N 2 O ]
Dicha reacción no puede tener lugar en una sola etapa ya que si fuese así, tendría que
ser de segundo orden y no lo es, por lo tanto, deber ser algo más compleja. En realidad, esta
reacción global tiene lugar en dos etapas más simples (observa que los órdenes de reacción de
cada una de las etapas sí coinciden con los coeficientes estequiométricos):
Reacción elemental 1:
Reacción elemental 2:
N 2O →
N 2O + O →
N2 + O
N 2 + O2
v = k1 ⋅ [N 2 O ]
v = k 2 ⋅ [N 2 O ]⋅ [O ]
La primera etapa es muy lenta y por lo tanto limita la velocidad de la reacción ya que
la segunda es bastante más rápida, ( k2 > k1 ), por lo que la velocidad de la etapa 1 coincide
con la velocidad global de la reacción. Hay mecanismos de reacción mucho más complejos
que incluso tienen etapas que transcurren simultáneamente (en paralelo), por lo que la
deducción de la ecuación cinemática de la reacción nada más que se puede obtener por vía
experimental.
168
Cinética química.
Si sumamos las dos etapas elementales, nos da la ecuación química global, pero en las
etapas suelen aparecer algunas especies nuevas que no son ni reactivos ni productos (como el
átomo de O generado en la etapa elemental 1 y consumido en la 2). Se llaman intermedios de
reacción y son especies altamente reactivas que inmediatamente después de su formación en
alguna de las etapas posteriores, siendo por tanto su vida muy breve.
Al número total de especies (moléculas, átomos, iones, ...) que intervienen como
reactivos en cada una de las etapas elementales chocando entre sí o con las paredes del
recipiente, se le llama molecularidad. Siguiendo con el ejemplo anterior, la etapa 1 es
unimolecular y la etapa 2 es bimolecular.
Existen etapas trimoleculares, pero se descartan las tetramoleculares debido a que es
bastante improbable que cuatro o más especies interaccionen entre sí simultáneamente.
6.4.- Factores que influyen en la velocidad de una reacción.
Además de la concentración de los reactivos, como ya hemos visto anteriormente, hay
otros factores que también influyen en la velocidad de una reacción y todos ellos quedan
reflejados en el valor de la constante cinética. A continuación pasamos a detallar las más
relevantes:
a) De la naturaleza química del proceso: Es, después de la concentración, el factor
que más influye a la velocidad de la reacción. Normalmente, aquellas reacciones que no
implican una reestructuración de los enlaces suelen ser más rápidas, mientras que las que
requieren la ruptura y/o formación de nuevos enlaces suelen ser más lentas, especialmente si
hay enlaces covalentes múltiples que romper, por ejemplo:
Ba+2 (ac) + CrO4-2 (ac)  BaCrO4 (s)
es una reacción rápida ya que no requiere ninguna ruptura ni formación de nuevos enlaces,
simplemente tiene lugar una atracción electrostática entre iones para formar un cristal iónico
de cromato de bario, mientras que la reacción:
HC ≡ CH (g) + 2 H2 (g)  CH3 – CH3 (g)
es muy lenta porque en su mecanismo de reacción, hay etapas en las que se tiene que romper
un triple enlace C ≡ C y 2 enlaces H – H , a la vez que se tienen que formar 4 enlaces C – H.
b) Del estado físico de los reactivos: En la medida en que los reactivos estén en
estados físicos que favorezcan su mezcla, la velocidad de reacción será mayor. Suelen ser más
rápidas aquellas reacciones en las que los reactivos son gases, las que los reactivos están
disueltos suelen tener velocidades moderadas mientras que si interviene un sólido la velocidad
suele disminuir bastante, por eso, es importante que los sólidos estén lo más triturados o
pulverizados posible, con la finalidad de aumentar la superficie de contacto entre las
sustancias reaccionantes.
169
c) De la temperatura: Salvo raras excepciones, la velocidad de una reacción aumenta
bastante cuando subimos la temperatura, debido a que aumentamos la energía cinética de las
especies que reaccionan y por lo tanto la frecuencia de colisiones entre ellas para poder
interactuar.
En 1889, Svante August.
Arrhenius demostró que la constante
cinética
tiene
una
dependencia
exponencial con la Temperatura, de
acuerdo con la expresión:
k = A ⋅ e − E a / RT
donde A es constante para cada reacción
química, R la constante de los gases
perfectos, T la temperatura en la escala Kelvin (absoluta) y Ea es la llamada energía de
activación que es la energía mínima que deben tener las sustancias reaccionantes que chocan,
para que su interacción sea eficaz y haya reacción.
d) De la presencia de catalizadores e inhibidores: Un catalizador es una sustancia
que se caracteriza por aumentar la velocidad de la reacción y recuperarse al final del proceso
sin haber sufrido ningún cambio químico, por lo que nunca aparecerá en la ecuación global de
la reacción aunque si en alguna o varias de las etapas elementales del mecanismo de la
reacción.
Los inhibidores son, por el contrario, sustancias que disminuyen la velocidad de la
reacción. Los inhibidores suelen actuar en las primeras etapas del mecanismo de la reacción
bloqueando algunos intermedios de la reacción lo que hace que el proceso no pueda avanzar
con la velocidad habitual.
6.5.- Teoría de las reacciones químicas.
No existe una correspondencia entre la espontaneidad de una reacción y su velocidad.
Existen reacciones muy espontáneas (∆G <<<< 0) y que sin embargo son muy lentas o, al
contrario, reacciones poco favorables, termodinámicamente hablando, que cuando se
producen son muy rápidas.
En general, no es posible determinar teóricamente las constantes cinéticas o las
ecuaciones de velocidad de una reacción, por lo que deben ser obtenidas experimentalmente.
Sin embargo, sí existen teorías que permiten explicar algunos aspectos importantes, como la
relación que existe entre la temperatura y la constante cinética, entre otras. Vamos a exponer
las dos más importantes.
170
Cinética química.
6.5.1.- Teoría de colisiones.
Se basa en la idea de que para que una reacción pueda tener lugar, las moléculas de las
sustancias deben chocar previamente entre sí, y por lo tanto:
“La velocidad de una reacción es proporcional al número de colisiones producidas por
unidad de tiempo entre las moléculas de los reactivos.”
De acuerdo con esta teoría, cualquier factor que haga aumentar la frecuencia con la
que tienen lugar dichas colisiones, deberá aumentar la velocidad de la reacción (o lo que es lo
mismo, su constante cinética).
Sin embargo, no todas las colisiones que tienen lugar entre las moléculas de los
reactivos van a dar lugar a productos, ya que no todas las colisiones son efectivas. Si así fuera,
las reacciones entre sustancias líquidas o disueltas serían muy rápidas, ya que en estos estados,
el número de choques es muy grande (entorno a 1030 por segundo), y en la práctica, muy pocas
reacciones tienen lugar a altas velocidades. La mayoría son relativamente lentas debido a que
muchas de las colisiones producidas no son efectivas y no se traducen en la formación de
productos.
Para que las colisiones sean efectivas hay dos aspectos importantes que deben
cumplirse:
a) las moléculas, átomos, iones, ... de las especies reacionantes deben tener una
energía mínima necesaria (energía de activación), dado casi todas las reacciones
implican una ruptura de enlaces que requieren un aporte energético.
b) La orientación relativa de las especies que colisionan debe ser la adecuada para
que la interacción sea efectiva.
H2 + I2
2 HI
171
6.5.2.- Teoría del estado de transición.
En esta teoría no se hace un estudio del
movimiento de las partículas, sino de los cambios
energéticos del sistema donde se realiza la
reacción. La hipótesis postula la existencia de
una especie llamada complejo activado que
posee una estructura química entre los reactivos y
los productos, en la cual se han debilitado los
antiguos enlaces y se han empezado a formar los
nuevos.
El complejo activado es muy inestable
por su elevada energía y se descompone de forma
casi instantánea en los productos de la reacción.
La región próxima al máximo de energía
se llama estado de transición y la diferencia de
energía entre el complejo activado y los reactivos
es la energía de activación.
Si la energía de activación es pequeña, muchas moléculas alcanzarán el estado de
transición y la reacción será rápida.
Por otro lado, si el estado energético de los reactivos es mayor que el de los productos,
la reacción será exotérmica y, por el contrario, si el estado energético de los reactivos es
menor que el de los productos, la reacción será endotérmica.
Si aumentamos la temperatura, aumentamos la energía de los reactivos y por lo tanto,
más moléculas podrán alcanzar la energía del complejo activado y por lo tanto, mayor será la
velocidad de la reacción.
172
Cinética química.
6.6.- Catalizadores.
Una de las formas más simples de aumentar la velocidad de una reacción consiste en
aumentar la temperatura, pero en algunas ocasiones no es aconsejable o bien porque
disminuye el rendimiento de la reacción o bien porque los reactivos se descomponen
formando otros productos no deseados. Hay otro proceso alternativo para aumentar la
velocidad de la reacción sin alterar la temperatura y consiste en introducir en el medio una
sustancia, llamada catalizador, que consiga el mismo efecto. También existen otras
sustancias llamadas inhibidores que consiguen el efecto contrario, ralentizar la reacción.
Un catalizador puede definirse como una sustancia capaz de hacer que un sistema
químico alcance más rápidamente su estado de equilibrio, sin alterar las propiedades de
dicho equilibrio ni consumirse durante el proceso.
Los catalizadores deben tener las siguientes características:
a) No debe ser ni reactivo ni producto, por lo tanto no aparecerá en la ecuación
global de la reacción química.
b) Son eficaces incluso si existe en muy pequeñas cantidades en el sistema
químico.
c) Se recupera al final del proceso en el mismo estado en el que se ha introducido,
es decir, que podría volver a utilizarse de nuevo.
d) No altera las variables termodinámicas del proceso, porque el catalizador ni
aporta ni consume energía del sistema; no cambia ni ∆H ni ∆G ni ∆S de la
reacción.
e) Un proceso que no sea espontáneo no será favorecido por la presencia de un
catalizador.
f) Acelera por igual la reacción directa e inversa. El catalizador conduce la
reacción más rápidamente al estado de equilibrio por ambos sentidos.
g) En general, los catalizadores son específicos, es decir, aceleran sólo una reacción
concreta y no el resto.
Un
catalizador
actúa sobre los estados
intermedios del mecanismo de la reacción disminuyendo la energía de
activación, tanto la directa
como la inversa, tal y
como se muestra en la
figura.
Por su parte, un
inhibidor, lo que hace es
aumentar la energía de
activación, haciendo de esa
manera que la velocidad de
la reacción disminuya.
173
Hay varios tipos de procesos de catálisis:
a) Catálisis homogénea: En este caso, el catalizador se encuentra en la misma fase
que los reactivos. Puede ser en fase gaseosa o en fase líquida, pero en cualquier
caso es poco utilizada a nivel industrial, sin embargo adquieren gran importancia
en los estudios de los problemas medioambientales de la atmósfera. Por ejemplo,
la reacción de destrucción del ozono (gas) es catalizada por la presencia de átomos
de cloro o flúor (también gaseosos) procedentes fundamentalmente de los CFC
(sustancias utilizadas en los propelentes de aerosoles y en los aparatos de
refrigeración).
b) Catálisis heterogénea: el catalizador se encuentra en una fase distinta a la que
están los reactivos. Se utiliza mucho en procesos industriales y su mecanismo más
común está basado en la adsorción de las moléculas reaccionantes (generalmente
gases) en la superficie del catalizador (generalmente sólido). Algunos ejemplos
son:
1.- Síntesis del amoniaco por el método de Haber.
N2 + 3 H2
Fe , K O , Al O , 450 º C , 250 atm
2 3
 2  

→ 2 NH 3
2.- Oxidación del dióxido de azufre (SO2): este proceso, muy importante como
paso intermedio en la fabricación de ácido sulfúrico es catalizado por Platino (o u
óxido de vanadio V2O5 que es más barato pero menos eficaz) según el siguiente
proceso:
Pt , 500 º C
2 SO 2 + O2   → 2 SO3
c) Catálisis enzimática: Casi todos los procesos bioquímicos necesitan ser
catalizados porque deben tener lugar a 37 ºC, que es una temperatura relativamente
baja. Las sustancias que catalizan las reacciones bioquímicas se llaman enzimas y
son proteínas de elevada masa molecular. La catálisis encimática presenta dos
características diferenciadoras:
1.- Su eficacia es muy superior a cualquier otro tipo de catalizadores artificiales
utilizados hasta la fecha.
2.- Son muy específicos, cada enzima, por lo general, sólo cataliza una reacción
muy concreta.
En la catálisis enzimática, el reactivo o sustrato encaja perfectamente en un punto
específico de la molécula del enzima, manteniéndose en esta posición por fuerzas
intermoleculares. Después de esta adsorción, la configuración de la enzima puede
debilitar el enlace clave del sustrato aumentando así la velocidad de la reacción:
174
Cinética química.
330.- En la reacción I2 (g) + H2 (g)  2 HI (g) han desaparecido 0,8 moles/litro en 2
segundos. Calcula la velocidad media de reacción en ese intervalo de tiempo, referida
a un reactivo y a un producto. Observa que el resultado es el mismo.
331.- En la reacción:
A + 2B + C  R +2S
la ecuación cinética correspondiente es de segundo orden con respecto a A y a B y de
orden cero con respecto a C. Escribe la ecuación de velocidad e indica que unidades
tendrá la constante de velocidad.
332.- La descomposición de una sustancia A sigue una cinética de primer orden, cuya
constante vale 0,6 M -1s -1. Si la concentración inicial de A es de 0,5 M, ¿cuál será la
concentración de A cuando hayan transcurrido 3 segundos?
333.- Se estudia la cinética de la siguiente reacción química: 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g)
y se obtiene que a cierta temperatura constante, la velocidad inicial de la reacción
depende de las concentraciones de los reactivos tal y como se muestra en la siguiente
tabla:
Exp. Velocidad (M/s) Concentración NO (M)
Concentración O2 (M)
1
0,028
0,02
0,01
2
0,056
0,02
0,02
3
0,224
0,04
0,02
4
0,014
0,01
0,02
a) determina los órdenes parciales y el orden total de la reacción.
b) Calcula el valor de la constante de velocidad y sus unidades.
334.- La reacción A + 2 B  2 C + D es de primer orden con respecto a cada uno de los
reactivos. Escribe la ecuación cinemática de la reacción, determina su orden total e
indica las unidades de la constante.
335.- Si en una reacción introducimos un catalizador, indica de forma razonada si las
siguientes afirmaciones son ciertas o falsas:
a) La entalpía de la reacción disminuye.
b) La reacción se hace más espontánea.
c) La energía de activación aumenta.
d) La constante cinética disminuye.
e) Se alcanzará antes el equilibrio reactivos – productos
175
336.- De las tres reacciones cuyas energías de activación se dan en la tabla, ¿Cuál es la que
tiene mayor constante de velocidad a igualdad de temperatura? En idénticas
condiciones de concentración de reactivos, ¿Cuál será la más rápida? ¿y la más lenta?
Reacción
Energía de activación ( KJ/mol)
A
62
B
214
C
147
337.- La velocidad de la reacción del proceso no espontáneo: aA + bB  productos , viene
dada por la expresión v = k [A][B]
a) ¿Cuál es el orden total de la reacción?
b) Si añadimos un catalizador, ¿puede hacerse espontáneo el proceso?
c) De que factores depende la velocidad de la reacción?
338.- Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) La velocidad de una reacción se duplica al duplicar la concentración de uno de sus
reactivos.
b) La velocidad de una reacción aumenta al disminuir el grado de división de sus
reactivos.
c) La velocidad de una reacción disminuye al aumentar la temperatura.
c) La velocidad de una reacción aumenta al aumentar la concentración del catalizador.
339.- Se ha comprobado que la reacción A + B  productos, es de primer orden tanto
respecto de A como de B. Cuando la concentración de A es de 0,2 mol.L-1 y la de B
0,8 mol.L-1, la velocidad de la reacción es de 5,6.10-3 mol.L-1.s-1. Calcule:
a) el valor de la constante de velocidad de la reacción.
b) La velocidad de la reacción cuando las concentraciones de A y B son de 0,3 M.
176
El equilibrio químico
7.- EL EQUILIBRIO QUÍMICO
7.1.- Reacciones químicas reversibles y equilibrio.
...........................
178
7.2.- Las constantes de equilibrio. .........................................................
179
7.2.1.- La función de Gibbs y las constantes de equilibrio. ...............................
7.2.2.- Ley de acción de masas. ........................................................................
7.2.3.- Equilibrios de sistemas heterogéneos. ................................................
7.2.4.- Magnitud de las constantes de equilibrio. ...........................................
7.2.5.- Dirección de una reacción. ....................................................................
179
181
182
182
183
7.3.- Factores que influyen en el desplazamiento del equilibrio. .........
184
7.3.1.- Principio de Le Chatelier. ......................................................................
7.3.2.- Efecto de la temperatura. .......................................................................
7.3.3.- Efecto de la presión. ..............................................................................
7.3.4.- Efecto de la concentración. ....................................................................
7.3.5.- Efecto de los catalizadores. ...................................................................
184
185
186
186
186
.............................................................
187
177
7.1.- Reacciones químicas reversibles y equilibrio.
Hasta ahora hemos estudiado las reacciones como si fueran totalmente desplazadas
hacia la derecha, considerando que uno de los reactivos se agota al final (reactivo limitante);
sin embargo, en la realidad, muy pocas reacciones se comportan de esta manera. Lo más
habitual es que el proceso directo no llegue a completarse, porque el proceso inverso,
conforme se vaya formando más cantidad de productos va adquiriendo más relevancia,
reaccionando entre sí para volver a dar los reactivos.
Inicialmente la velocidad del proceso directo es máxima, pero a medida que la
concentración de reactivos va disminuyendo, también lo hace su velocidad, sin embargo, la
velocidad del proceso inverso (inicialmente nula si no hay productos), va creciendo conforme
la concentración de productos va aumentando. Llega un momento en el que las velocidades
del proceso directo y la del proceso inverso se igualan, es decir, con la misma velocidad que
los reactivos desaparecen para formar productos, los productos reaccionan entre ellos para
volver a dar los reactivos, y entonces, aunque la reacción se sigue produciendo, no se
observan cambios globales. Al final se obtiene una mezcla de reactivos y productos en unas
concentraciones molares constantes. Decimos entonces que la reacción ha alcanzado el
equilibrio químico (∆G = 0).
El estudio de estas reacciones reversibles (en las que tanto los procesos directo e
inverso tienen lugar) y del estado de equilibrio que alcanzan, nos ha permitido determinar las
concentraciones de todas las sustancias presentes en dicho equilibrio y los factores que
favorecen el desplazamiento del equilibrio en el sentido que nos interese.
Este tipo de procesos reversibles se representan con una doble flecha (
ejemplo:
), por
Debemos insistir en el aspecto importante: las reacciones directa e inversa continúan
produciéndose incluso después de alcanzarse el equilibrio químico. Se trata de un equilibrio
dinámico.
Existen reacciones irreversibles en las que es casi imposible detectar el equilibrio ya
que las cantidades de reactivos al final del proceso es prácticamente insignificante, por
ejemplo:
178
7.2.- Las constantes de equilibrio.
7.2.1.- La función de Gibbs y las constantes de equilibrio.
Analicemos la siguiente reacción:
aA + bB 
cC + dD
Se puede demostrar, aunque escapa del contenido de este curso, que:
(P ) c ⋅ (PD ) d
∆G = ∆G º + R ⋅ T ⋅ ln C
(PA ) a ⋅ (PB ) b
donde ∆G° = Gp° - Gr° que tiene un valor constante y estándar. Dicha ecuación es sólo válida
para gases.
Cuando se alcanza el equilibrio ∆G = 0, luego:
−
(P ) c ⋅ (PD ) d
∆G º
= ln C
R ⋅T
(PA ) a ⋅ (PB ) b
y quitando logaritmos:
−
e
∆G º
R ⋅T
=
(PC ) c ⋅ (PD ) d
(PA ) a ⋅ (PB ) b
= Kp
Kp es una constante que nos define el equilibrio sólo válida para una temperatura determinada:
179
Kp puede expresarse en función de las concentraciones con la ayuda de la ecuación de
los gases perfectos:
n
PA = A ⋅ R ⋅ T = [A]⋅ R ⋅ T
V
Sustituyendo en la expresión de Kp:
Kp =
(PC ) c ⋅ (PD ) d = [C ] c ⋅ (R ⋅ T ) c ⋅ [D] d ⋅ (R ⋅ T ) d = [C ] c ⋅ [D] d ⋅ (R ⋅ T )((c + d )− (a + b ))
(PA ) a ⋅ (PB ) b [A] a ⋅ (R ⋅ T ) a ⋅ [B] b ⋅ (R ⋅ T ) b [A] a ⋅ [B] b
si (c+d)-(a+b) = ∆n (suma de los coeficientes de los productos gaseosos menos la suma de los
coeficientes de los reactivos gaseosos de la reacción):
Kp =
[C ] c ⋅ [D] d ⋅ (R ⋅ T )∆n = K ⋅ (R ⋅ T )∆n
c
[A] a ⋅ [B] b
luego:
y la relación que existe entre ambas constantes es:
K p = K c ⋅ (R ⋅ T )∆n
K c = K p ⋅ (R ⋅ T )− ∆n
Si ∆n = 0 (no hay variación en el nº de moles gaseosos), entonces:
Kp = Kc
180
7.2.2.- La ley de acción de masas.
La idea fundamental sobre las constantes de equilibrio puede deducirse con los datos
de la siguiente tabla referidos al equilibrio del proceso de descomposición del tretraóxido de
dinitrógeno (N2O4) en dióxido de nitrógeno (NO2) según la siguiente ecuación química:
vamos a establecer varias veces este equilibrio a la misma temperatura pero con distintas
concentraciones iniciales tanto de reactivos como de compuestos y medir las concentraciones
de las dos especies cuando se alcance el equilibrio. Los datos que se obtienen son:
Concentraciones
iniciales (M)
Concentraciones
en el equilibrio (M)
[N 2O4 ]o
[NO2 ]o
[N 2O4 ]eq
[NO2 ]eq
0,670
0,446
0,500
0,600
0,000
0,000
0,030
0,040
0,643
0,424
0,491
0,594
0,055
0,044
0,048
0,052
Kc =
[NO2 ]2
[N 2 O 4 ]
4,65 . 10-3
4,66 . 10-3
4,61 . 10-3
4,60 . 10-3
M
M
M
M
Observa que, si la temperatura no cambia, independientemente de las concentraciones
iniciales de las especies que intervienen en la reacción, el valor de la constante de equilibrio es
el mismo. Por otro lado, comprobamos que los exponentes a los que están elevadas las
concentraciones, coinciden con sus coeficientes estequiométricos. En general, como ya hemos
visto antes, para una reacción general del tipo:
aA + bB
cC +dD
se debe cumplir que:
[
C ]c ⋅ [D ]d
Kc =
[A]a ⋅ [B ]b
o
Kp =
PC c ⋅ PD d
PA a ⋅ PB b
Esta expresión matemática se conoce como la ley de acción de masas. El valor de Kc
(o Kp) es independiente de las concentraciones iniciales de reactivos y productos y sólo
depende de la temperatura. Si la temperatura cambia, también lo hará el valor de la
constante de equilibro.
La ley de acción de masas (o también llamada del equilibrio químico) sólo se cumple
para disoluciones diluidas o para gases a bajas presiones. Si en las reacciones intervienen
sustancias con altas concentraciones o gases a presiones altas, las cantidades de sustancia
deben multiplicarse por unos factores correctores denominados coeficientes de actividad.
181
7.2.3.- Equilibrios de sistemas heterogéneos.
Los equilibrios heterogéneos son los que tienen lugar con más de una fase, por
ejemplo:
CaCO3 (s)
CaO (s) + CO2 (g)
Aplicando la ley de acción de masas a dicho equilibrio:
K c´ =
[CaO ]⋅ [CO2 ]
[CaCO3 ]
se puede aumentar la concentración de dióxido de carbono con sólo añadir un poco más de
cantidad de carbonato sódico en el recipiente de volumen constante (por lo que aumentará la
presión), pero al añadir más cantidad de sólido, también aumentará su volumen por lo cual su
concentración prácticamente permanece constante a lo largo de todo e equilibrio. De forma
general, la concentración molar de cualquier sustancia pura sólida o líquida permanece
constante, por ello, se incluyen en las constantes de equilibrio. En el ejemplo anterior, la
constante de equilibrio sería:
K c = [CO 2 ]
lo mismo ocurre para Kp:
K p = PCO 2
y como ∆n = 1 (sólo se cuentan los compuestos gaseosos):
K p = K c ⋅ (RT )
Como conclusión, debemos decir que en la expresión de la constante de equilibrio,
no se incluyen ni los sólidos ni los líquidos puros.
7.2.4.- Magnitud de la constante de equilibrio.
Las constantes de equilibrio se pueden utilizar como medida orientativa del avance de
una reacción, es decir, en qué medida los reactivos se van a transformar en productos. Vamos
a analizar tres casos posibles:
a) Si K es muy grande, del orden de 105 o mayor,
cuando se alcance el equilibrio, a partir de los reactivos
iniciales, se habrá producido una conversión casi completa
de los reactivos en los productos de la reacción.
182
b) Si K es muy pequeña, del orden de 10-5 o menor,
cuando se alcance el equilibrio, únicamente se habrán
transformado en productos una fracción muy pequeña de los
reactivos presentes inicialmente.
c) Para valores de la constante de equilibrio K
comprendidos entre estos extremos, especialmente si 0'01 <
K < 100, los reactivos y los productos se encontrarán en el
equilibrio en proporciones comparables, aunque ésto
depende en gran medida de la estequiometría de la reacción.
Hay que insistir en que, la constante de equilibrio nos da una idea de la extensión de la
reacción, hasta donde avanza, pero no nos informa en absoluto acerca de su velocidad, es
decir, lo rápido que se produce. Puede que una reacción que tenga una constante muy alta, que
esté muy desplazada hacia la derecha, tarde un año en alcanzar el equilibrio transformando la
práctica totalidad de sus reactivos en productos.
7.2.5.- Dirección de una reacción.
Si en un proceso químico, inicialmente solo tenemos reactivos, estaremos seguros de
que el equilibrio se alcanzará desplazándose hacia la derecha, es decir, hacia la formación de
productos, ya que la reacción inversa, inicialmente no se podrá dar. Si por el contrario,
inicialmente sólo tenemos productos, la reacción tendrá que desplazarse hacia la izquierda
para alcanzar el equilibrio, es decir, los productos reaccionarán para dar los reactivos. Pero,
¿qué ocurre si inicialmente tenemos tanto reactivos como productos?, ¿hacia dónde se
desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio?.
Hay una forma de averiguarlo muy fácilmente, y es calculando una magnitud
denominada cociente de reacción Q que es la misma expresión que la constante de equilibrio
pero donde las concentraciones no son las de equilibrio. Una vez determinada, sólo tenemos
que comparar su valor con el de la constante de equilibrio, y pueden darse tres situaciones:
a) si Q < K, la relación entre los productos y reactivos debe aumentar, por lo que el
equilibrio deberá desplazarse hacia el lado de los productos, es decir, hacia la
derecha.
b) Si Q > K, la relación entre productos y reactivos debe disminuir, por lo que
equilibrio deberá desplazarse hacia el lado de los reactivos, es decir, hacia la
izquierda.
c) Si Q = K, el sistema está en equilibrio, por lo que las concentraciones de productos
y reactivos ya no se modificarán si no cambian las condiciones de operación.
183
Vamos a verlo con un ejemplo: Supongamos en un recipiente cerrado de medio litro
de capacidad, tenemos una mezcla gaseosa de 1 moles de hidrógeno, 1 moles de yodo y 0,5
moles de yoduro de hidrógeno a 300 º C. La ecuación química del proceso será la siguiente:
cuya constante de equilibrio a dicha temperatura toma el valor de K = 52.
Para averiguar el sentido en el que se desplazará la reacción, en primer lugar
calcularemos las concentraciones de todas las especies y posteriormente el cociente de
reacción:
1

=2M 
0,5

1

=
= 2 M
0,5

0,5
=
=1 M 

0,5

[I 2 ] = n =
V
[H 2 ] = n
V
[HI ] = n
V
→
[
HI ]2
12
1
Qc =
=
= = 0,25
[I 2 ]⋅ [H 2 ] 2 ⋅ 2 4
El cociente de reacción toma el valor de 0,25, menor que el valor de la constante de
equilibrio a la temperatura de operación que es de 52. Cuando se alcance el equilibrio el
cociente de reacción debe valer lo mismo que la constante de equilibrio, por lo que como
inicialmente es inferior, deberá aumentar. Para que una fracción aumente, debe hacerlo su
numerador y disminuir el denominador, por lo que tendrá que aumentar la concentración de
yoduro de hidrógeno y disminuir la de yodo e hidrógeno, por lo que el equilibrio se desplazará
hacia la formación de productos, es decir, hacia la derecha. Estamos, por tanto, en condiciones
de afirmar que, cuando se alcance el equilibrio habrá más cantidad de yoduro de hidrógeno de
la que había inicialmente.
7.3.- Factores que influyen en el desplazamiento del equilibrio.
7.3.1.- Principio de Le Chatelier.
Dada la reacción:
aA + bB
cC + dD
si una vez alcanzado el equilibrio modificamos alguna de las variables que en él influyen
como la presión, la temperatura, la concentración de productos y reactivos, etc., el sistema
evolucionará hacia otro estado de equilibrio tendiendo a reducir el efecto de esta acción. Esto
es lo que dice el principio de Le Chatelier.
Vamos a ver cómo se modifica el equilibrio por efecto de la temperatura, presión,
concentración y catalizadores.
184
7.3.2.- Efecto de la Temperatura.
Si la reacción es endotérmica (necesita calor), al aumentar la temperatura se favorecerá
que el equilibrio se desplace hacia la derecha (formación de productos), para así reducir la
perturbación que hemos provocado disminuyendo la temperatura (ya que la reacción absorbe
calor); y por el contrario, si la reacción es exotérmica se favorecerá que el equilibrio se
desplace hacia la formación de reactivos (hacia la izquierda), es decir, disminuirá la
concentración de los productos.
Si representamos a dos temperaturas distintas las curvas que dan la concentración de
productos en función del tiempo:
- Para una reacción endotérmica ( T2 > T1 ):
- Para una reacción exotérmica ( T2 > T1 ):
Hay que señalar que en el caso de una reacción exotérmica, la concentración de
productos alcanzada en el equilibrio es menor si se aumenta la temperatura como ya hemos
indicado, pero la velocidad de reacción aumenta.
185
7.3.3.- Efecto de la Presión.
Sólo afecta a aquellas reacciones en las que intervienen gases.
Al aumentar la presión el equilibrio se desplaza en el sentido adecuado para reducir
esa presión.
Como la presión es proporcional al número de moléculas, el aumento de presión
modificará el equilibrio en el sentido de disminuir el número total de moles, lo que
contrarresta ese aumento de presión. Si la presión disminuye ocurrirá todo lo contrario.
Vamos a verlo con algunos ejemplos:
si aumenta la presión el equilibrio se desplaza hacia la derecha y si disminuye hacia la
izquierda.
en este caso ocurrirá todo lo contrario que en el primero.
en este caso la presión no influye para nada.
7.3.4.- Efecto de la concentración.
Si aumentamos la concentración de los reactivos, el equilibrio se desplazará de tal
forma que se tienda a reducir ese aumento de concentración, es decir se desplazará hacia la
derecha (formación de productos).
Si, por el contrario, aumentamos la concentración de los productos, el equilibrio se
desplazará hacia la izquierda (formación de reactivos).
7.3.5.- Efecto de los catalizadores.
El catalizador no varía para nada la concentración de los productos en el equilibrio, tan
sólo conseguirá que las concentraciones que se tengan que alcanzar en dicho equilibrio, lo
hagan más rápidamente, es decir, aumenta la velocidad de la reacción, tal y como ya vimos en
el tema anterior.
186
340.- A una determinada temperatura, se añaden a un recipiente vacío 746 gr de I2 y 16'2 gr
de H2. Se deja alcanzar el equilibrio y entonces se comprueba que se han formado 721
gr de HI. Calcular Kp y Kc para el proceso de formación de HI.
341.- Se introducen 0'02 moles de CaCO3 en un recipiente de 1 litro, y éste se calienta hasta
1170 ºK. Determinar la composición de equilibrio sabiendo que la reacción:
CaCO3 (s)
CaO (s) + CO2 (g)
posee una Kp= 1'0 atm.
342.- Determinaciones experimentales han permitido conocer que si se calienta amoniaco
puro a 673 K y 0'934 atm, se halla disociado en un 40% en N2 y H2. Determinar:
a) La presión parcial de cada uno de los gases cuando se alcance el equilibrio.
b) Los moles de cada gas en el equilibrio (suponer que el peso total de la mezcla es de
100 gr).
c) El volumen de la mezcla.
d) El valor de Kp a 673 K.
343.- La constante Kp para la reacción de descomposición del N2O4 (g) en NO2 (g) a 308 K,
vale 0'32 atm. Calcular la presión a la que el N2O4 se encuentra disociado en un 25%
344.- La constante Kc para la reacción del etanol (CH3CH2OH) con el ácido acético
(CH3COOH) para dar acetato de etilo (CH3COOCH2CH3) y agua, vale 4. ¿Cuántos gr
de acetato de etilo se formarán al mezclar 1'3 moles de etanol con 1'33 moles de ácido
acético?.
345.- A 630 ºC y 1 atm de presión, la densidad del SO3 es de 0’927 gr/l. Calcular el grado de
disociación, Kp y Kc para la reacción:
2 SO3 (g)
2 SO2 (g) + O2 (g)
346.- En un recipiente de 250 cc, se mezclan 16 gr de S con la cantidad estequiométrica de
Hidrógeno a 25 ºC. A esa temperatura, la constante de equilibrio para la reacción:
S (s) + H2 (g)
H2S (g)
tiene el valor de Kp = 6'32.10-5. Determinar la cantidad de ácido sulfhídrico formada.
347.- En la síntesis de Haber, una mezcla de nitrógeno e hidrógeno en la proporción 1:3
tiene a 723 K y 50 atm la siguiente composición en el equilibrio: 9'6% de NH3 ; 28'2%
de N2 y 62'2% de H2. Determina el valor de Kp.
348.- En la reacción de formación del HI, Kp = 54'4 a 355 ºC.
Determinar el porcentaje de I2 que se convertirá en HI al mezclar 0'2 moles de I2 con
0'2 moles de H2 a la citada temperatura.
349.- Si en el problema anterior la cantidad de H2 se aumenta hasta 2 moles, ¿cuál será el
nuevo porcentaje de I2 reaccionado? ¿Se podría predecir a priori si sería mayor o
menor?
187
350.- A 248 ºC y 1 atm, se ha determinado que si se utiliza una muestra inicial de 0'5 moles
de SbCl5, la mezcla de equilibrio contiene un 42'8% de Cl2. Calcular Kp para la
reacción:
SbCl5(g)
SbCl3(g) + Cl2 (g)
351.- El CO2, se disocia parcialmente a 2000 K según la reacción:
2 CO2 (g)
2 CO (g) + O2 (g)
Experimentalmente se encuentra que reacciona sólo un 1'6% del dióxido de carbono
presente inicialmente. Calcular:
a) el valor de Kp suponiendo una presión parcial de CO2 en el equilibrio de una atm.
b) la presión total en estas condiciones.
2 SO3 (g) tiene una Kp = 3'4 a 1000
352.- Se sabe que la reacción: 2 SO2 (g) + O2 (g)
K. Cuando se alcanza el equilibrio la presión de SO3 respecto a la de SO2 es de 1'25.
Calcular las presiones parciales de los gases presentes en la mezcla y la presión total
del sistema cuando se alcance el equilibrio.
CO2 (g) + H2 (g) tiene una constante de 0'63 a
353.- El equilibrio CO (g) + H2O (g)
986 ºC. Determina la presión parcial de cada uno de los gases en el equilibrio si una
mezcla del 12% de CO, 22% de H2O, 3O% de CO2 y 36% de H2 se calienta a 986 ºC
bajo una presión de 1 atm.
354.- 9 moles de CO y 15 de Cl2 se colocan en un recipiente de 3 litros. En el equilibrio:
COCl2 (g)
CO (g) + Cl2 (g)
se encuentra que hay 6'3 moles de Cl2 en la mezcla. Determina el valor de la constante
de equilibrio Kc.
355.- 12 moles de SO2 y 8 de NO2 se colocan en un recipiente de 2 litros. Al alcanzarse el
equilibrio según la reacción:
SO2(g) + NO2 (g)
SO3 (g) + NO (g)
se determina que la concentración de NO2 es de 1 M. Calcula el valor de Kc en esas
condiciones.
N2O4 (g)
2 NO2 (g)
la constante de equilibrio Kc es de 2 M. Se introduce en un recipiente de 1 litro, 1 mol
de N2O4 dejando que se alcance el equilibrio.
a) ¿Qué concentración de NO2 se obtendrá?.
b) ¿Y si el volumen fuese de 10 litros?.
357.- En un recipiente cerrado de 5 litros de capacidad, se introducen 0'158 moles de I2 y
4'89 de H2 a 500 ºC de temperatura. Determinar la cantidad de HI formado sabiendo
que la constante de equilibrio toma el valor de 50 a la citada temperatura.
358.- Calentando a 200 °C una cantidad de pentacloruro de fósforo en un vaso de 10 litros,
se establece un equilibrio que contiene 0’26 moles de pentacloruro de fósforo (PCl5),
0'35 moles de tricloruro de fósforo (PCl3) y 0'35 moles de cloro (Cl2). Calcula el valor
de la constante de equilibrio Kc.
188
359.- Tenemos la siguiente reacción en equilibrio:
2 NH3 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g)
que contiene 3'6 moles de H2, 13'5 moles de N2 y 1 mol de NH3. La presión total es de
2 atm. Calcular las presiones parciales de cada uno de los gases en dicho equilibrio y el
valor de Kp.
360.- Calcular las concentraciones en el equilibrio que se alcanza al introducir 0'1 moles de
N2O4 en un erlenmeyer de 2 litros de capacidad a 25 °C, teniendo presente que la
reacción:
N2O4 (g)
2 NO2 (g)
tiene de Kc = 0'0058 M a dicha temperatura.
361.- Dado que, a 760 °C, Kc = 33'3 M para el equilibrio:
PCl5 (g)
PCl3 (g) + Cl2 (g)
¿Cuál será el estado de equilibrio que alcanzará el sistema si inyectamos 1'5 gr de PCl5
y 15 gr de Cl2 en un volumen de un litro?
362.- Se desea obtener un mol de acetato de etilo según la reacción:
CH3COOCH2CH3 (l) + H2O (l)
CH3COOH (l) + CH3CH2OH (l)
Calcular las cantidades mínimas, en moles, de reactivos en partes iguales que deben
utilizarse inicialmente. Para la citada reacción, K = 4 a 20 °C.
363.- Si se calientan 46 gr de I2 y 1 gr de H2 hasta alcanzar el equilibrio a 450 °C según la
reacción:
I2 (g) + H2 (g)
2 HI (g)
la mezcla en el equilibrio contiene 1'9 gr de I2. ¿Cuántos moles de cada gas existirán
en el equilibrio?; ¿cuánto vale su constante de equilibrio a 450 °C?
364.- Calcular el % de disociación del N2O4 a 27 °C y 0'7 atm de presión sabiendo que Kc =
0'17 M y la reacción:
N2O4 (g)
2 NO2 (g)
365.- Dada la reacción:
2 NOBr (g)
2 NO (g) + Br2 (g)
Si el bromuro de nitrosilo está disociado en un 34% a 25 °C y 25 atm de presión,
calcular el valor de Kp a dicha temperatura.
366.- A 374 K, Kp para la reacción: SO2Cl2 (g)
SO2 (g) + Cl2 (g) vale 2'4 atm. Si
introducimos 6'4 gr de SO2Cl2 en un tubo de un litro, ¿cual será la presión de SO2Cl2 si
no se ha disociado nada?; ¿cuáles serán las presiones parciales de todos los gases
cuando se alcance el equilibrio?
367.- Al hacer reaccionar en un recipiente de 10 litros a 240 °C, 0'5 moles de H2 con 0'5
moles de I2 según la reacción:
I2 (g) + H2 (g)
2 HI (g)
Kc = 50
a) ¿Cuál es el valor de Kp?
b) ¿Cuál es el valor de la presión total en el recipiente cuando se alcance el equilibrio?
c) ¿Cuántos moles habrán de I2 en el equilibrio?
189
368.- El carbamato de amonio se disocia según la reacción:
2 NH3 (g) + CO2 (g)
NH4CO2NH2 (s)
A 25 °C, la presión total de los gases en el equilibrio es de 0'116 atm. Calcular Kp.
CO2 (g) + H2 (g)
CO (g) + H2O (g)
cuya constante a 1000 K vale K = 0'719. calcular:
a) La composición volumétrica de equilibrio a dicha temperatura partiendo de
cantidades equimolares de los reactivos.
b) La presión parcial de cada uno de los componentes en el equilibrio, si la presión
total es de 10 atm.
c) ¿qué efecto tendrá sobre el equilibrio un aumento de la presión?
370.- Cuando el óxido de mercurio(II) se calienta en un recipiente cerrado, en el que se ha
hecho el vacío, se disocia en mercurio y oxígeno hasta alcanzarse una presión total que
a 380 °C es de 141 mmHg. Calcular:
a) las presiones parciales de cada uno de los gases cuando se alcance el equilibrio a
esa temperatura.
b) las concentraciones de los mismos.
c) el valor de Kc.
371.- A 400 °C y 50 atm de presión total la síntesis del amoniaco sobre catalizador adecuado
y partiendo de cantidades estequiométricas de hidrógeno y nitrógeno, conduce a un
porcentaje volumétrico de amoniaco en el equilibrio del 15%. Calcular:
a) la composición volumétrica del sistema en el equilibrio.
b) las presiones parciales en el equilibrio de cada gas.
c) el valor de Kc.
372.- En un cilindro provisto con un pistón se tiene una mezcla en equilibrio de COCl2, CO
y Cl2, cuyas concentraciones respectivas son 20M, 2M y 2M.
a) Predecir de forma cualitativa qué sucederá si se reduce el volumen a la mitad.
b) Comprobar la predicción realizada en el apartado anterior si la temperatura
permanece constante.
373.- A 1000 K y presión 30 atm en el equilibrio:
CO2 (g) + C (s)
2 CO (g)
el 17% de los gases presentes son de CO2. ¿Cuál será el nuevo % si la presión la
reducimos a 20 atm?
374.- Sea el sistema en equilibrio:
Xe (g) + 2 F2 (g)
F4Xe (g)
∆H = -218 KJ/mol
Predecir el efecto que producirá sobre el equilibrio cada una de las siguientes
operaciones, explicándolo:
a) Aumento del volumen del recipiente.
b) Disminución de la temperatura.
c) Adición de Xe (g).
190
375.- A una temperatura determinada se produce la reacción:
F4Xe (g)
Xe (g) + 2 F2 (g)
a) Se mezclan 0'4 moles de Xe con 0'8 moles de F2 en un recipiente de 2 litros.
Cuando se alcanza el equilibrio, el 60% de todo el Xe se ha convertido en F4Xe.
Hallar Kc.
b) Se mezclan 0'4 moles de Xe con "y" de F2 en el mismo recipiente. Cuando se
alcanza el equilibrio, el 75% de todo el Xe se ha convertido en F4Xe. Hallar el valor
de "y".
376.- Una mezcla de nitrógeno e hidrógeno en proporción 1:3 se calienta a 400 °C y se
comprime hasta 50 atm. En estas condiciones, se obtiene un 15'11 % de amoniaco.
Hallar Kp para el equilibrio:
N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g)
377.- En un recipiente que contiene amoniaco a una presión de 0'5 atm se colocan 5 gr de
bisulfuro amónico.
a) Hallar la presión total en el recipiente una vez alcanzado el equilibrio.
b) Hallar la fracción molar de cada uno de los gases en el equilibrio.
c) ¿Cual hubiese sido el resultado de los dos apartados anteriores si en lugar de
introducir 5 gr de bisulfuro amónico se hubiesen introducido 10 gr?
DATOS: la reacción que se produce es:
NH4HS (s)
NH3 (g) + H2S (g)
Kp = 0'11 atm2
378.- Considerar el equilibrio:
N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g)
∆H = - 92'4 KJ
indicar cómo afectará al equilibrio cada una de las siguientes operaciones explicando
las respuestas:
a) Aumento de la presión.
b) Aumento de la temperatura.
c) Adición de un gas inerte que no participe en la reacción, por ejemplo argón.
d) Adición de hidrógeno.
379.- A temperatura ambiente, en el aire atmosférico, la relación molar entre Nitrógeno:
Oxígeno : Argón es de 78'08 : 20'94 : 0'98 (ignorar la presencia de otros gases).
A la temperatura de 2500 °C, la constante de equilibrio para la reacción:
N2 (g) + O2 (g)
2 NO (g)
vale K = 2'07.10-3. Hallar la fracción molar del NO a dicha temperatura.
380.- Se ha realizado la reacción N2O4(g)
2 NO2(g) varias veces, con distintas
cantidades, siempre a 134 °C. Una vez alcanzado el equilibrio las concentraciones de
las dos substancias en cada muestra fueron:
muestra nº
[N2O4] (moles/l)
[NO2] (moles/l)
1
0,29
0,74
2
0,05
?
3
?
0,3
Completa la tabla con los valores que faltan.
191
381.- a) Una mezcla en equilibrio para la reacción 2 H2S(g)
2 H2(g) + S2(g) contiene 1,0
moles de H2S; 0,20 moles de H2 y 0,80 moles de S2 en un recipiente de 2 l. Calcula
Kc a la temperatura de la mezcla.
b) Otra mezcla a la misma temperatura contiene en un recipiente igual, 0,1 moles de
H2 y 0,4 moles de S2, calcula cuántas moles de H2S habrá en la mezcla.
382.- Dadas las siguientes ecuaciones:
1) CO(g) + H2O(g)
CO2 (g)+H2 (g)
2) 2 SO2 (g) + O2 (g)
2 SO3(g)
3) N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g).
Escribe la relación entre Kc y Kp para cada una.
383.- Un recipiente contiene una mezcla de N2, H2 y NH3 en equilibrio. La presión total en
el recipiente es 2,8 atm, la presión parcial del H2 es 0,4 atm y la del N2, 0,8 atm.
Calcula Kp para la reacción en fase gaseosa N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g) a la
temperatura de la mezcla.
384.- Se mezclan 0,84 moles de PCl5 y 0,18 moles de PCl3 en un recipiente de 1 litro.
Cuando se alcanza el equilibrio existen 0,72 moles de PCl5. Calcula Kc a la
temperatura del sistema para la reacción PCl5 (g)
PCl3 (g) + Cl2(g).
385.- La siguiente mezcla es un sistema en equilibrio: 3,6 moles de hidrógeno, 13,5 moles
de nitrógeno y 1 mol de amoníaco a una presión total de 2 atm y a una temperatura de
25°C. Se pide:
a) la presión parcial de cada gas;
b) Kc y Kp para la reacción: N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g) a 25 °C.
386.- La constante de equilibrio para la reacción Cl2(g) + CO(g)
COCl2(g) es Kc = 5
(mol/l)-1 a cierta temperatura. Se tienen las siguientes mezclas en respectivos
recipientes, todos de 1 litro:
Sistema
1
2
3
5
2
1
Moles de Cl2
2
2
1
Moles de CO
20
20
6
Moles de COCl2
¿Está cada uno de estos sistemas en equilibrio? Si no, ¿en qué sentido evolucionarán?
387.- Cuando se mezclan 1 mol de N2 y 3 moles de H2 a cierta temperatura y a una presión
constante de 10 atm se obtienen 0,4 moles de NH3 en el equilibrio. Se pide:
a) los moles de cada gas en el equilibrio;
b) la presión parcial de cada gas en el equilibrio;
c) Kp para la reacción N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g) a la misma temperatura
388.- Si se calientan 46 g de yodo y 1 g de hidrógeno a 450 °C, la mezcla en equilibrio
contiene 1,9 g de yodo. Se pide:
a) moles de cada gas en la mezcla en equilibrio;
b) Kc para la reacción H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g) a 450 ºC.
192
389.- A 500 K el PCl5 se descompone parcialmente dando PCl3 y Cl2. Se sabe que si se
introduce 1 mol de PCl5 en un recipiente de 1 l y se calienta hasta 500 K, un 14 % del
mismo se descompone según la ecuación PCl5 (g)
PCl3 (g) + Cl2 (g). Calcula Kc
para dicha reacción a dicha temperatura.
390.- Si 1 mol de etanol se mezcla con 1 mol de ácido acético a la temperatura ambiente, la
mezcla en equilibrio contiene 2/3 mol de acetato de etilo. Se pide:
a) Kc para la reacción:
CH3-CH2OH (dis) + CH3-COOH (dis)
CH3-COO-CH2-CH3 (dis) + H2O (dis)
b) cuántos moles de éster habrá en el equilibrio si se mezclan 3 moles de etanol y 1
mol de ácido acético.
391.- La constante de equilibrio para la reacción CO (g) + H2O (g)
CO2(g) + H2 (g) es 4
a cierta temperatura. Se introducen 0,6 moles de CO y 0,6 moles de vapor de agua en
un recipiente de 2 l a esa temperatura. Calcula el número de moles de CO2 en el
equilibrio.
392.- Se introducen 0,1 moles de N2O4 en un recipiente de 2 litros y se calienta hasta 25 °C.
Sabiendo que Kc para la reacción N2O4 (g)
2 NO2(g) es 0,006 mol/l a 25 °C, obtén
las concentraciones en la mezcla en equilibrio.
393.- Para la reacción H2 (g) + I2 (g)
2 HI(g), K = 50 a 450 °C. En un recipiente de un
litro se introduce 1 mol de H2, 1 mol de I2 y 2 moles de HI: determina a) en qué
sentido se producirá reacción; b) los moles de cada gas habrá cuando se alcance el
equilibrio.
394.- Kp para la reacción N2O4(g)
2 NO2 (g) tiene un valor de 66 atm a 134 °C. Se
introduce 1 mol de N2O4 en un recipiente y se calienta hasta 134 °C. en el equilibrio la
presión es 10 atm. Calcula cuántos moles de NO2 habrá en la mezcla en equilibrio.
395.- La reacción:
CH3-(CH2)2-CH3 (g)
CH(CH3)3 (g)
tiene una constante de equilibrio de 2,5 a cierta temperatura. Si inicialmente se
introduce 1 mol de butano y 0,2 moles de metil-propano, calcula el porcentaje de
butano que se convierte en metilpropano.
396.- Un recipiente de un litro contiene una mezcla en equilibrio según la reacción:
PCl5 (g)
PCl3 (g) + Cl2 (g).
Las concentraciones de equilibrio son 0,2, 0,1 y 0,4 moles/l, respectivamente.
a) Calcula Kc.
b) Se añade, sin modificar el volumen, 0,1 moles de Cl2, calcula la concentración de
PCl5 cuando de nuevo se alcance el equilibrio.
397.- Se encontró que la composición de equilibrio para la siguiente reacción
CO (g) + H2O (g)
CO2 (g) + H2 (g)
era 0,1; 0,1; 0,4 y 0,1 moles, respectivamente, en un matraz de 1 litro. Se añadieron a
al mezcla en equilibrio (sin modificar el volumen) 0,3 moles de H2. Calcula la nueva
concentración de CO2 una vez restablecido el equilibrio.
193
398.- Se desea obtener 1 mol de acetato de etilo a partir de etanol y acético según la
reacción:
CH3-CH2OH (dis) + CH3-COOH (dis)
CH3-COO-CH2-CH3 (dis) + H2O (dis)
La constante de equilibrio tiene un valor de 4 a 20 °C. Calcula las cantidades de
reactivos que se han de mezclar en proporción estequiométrica.
399.- El óxido de mercurio(II) se descompone reversiblemente al calentarse, en vapor de
mercurio y oxígeno. Cuando esta operación se realiza en recipiente cerrado, en el que
previamente se ha hecho el vacío, se alcanza una presión total en el equilibrio de 150
mm de Hg a 400 °C. Determina el valor de la constante de equilibrio Kp a dicha
temperatura para la reacción:
2 HgO (s)
2 Hg(g) + O2 (g).
400.- En un recipiente cerrado se coloca una cantidad de carbamato de amonio que se
descompone según la reacción: NH4(NH2-COO) (s)
2 NH3 (g) + CO2 (g). Una vez
alcanzado el equilibrio a 20 °C, la presión en el recipiente ha aumentado en 0,08 atm.
Calcula Kc para dicha reacción.
401.- A 1000°C la presión de CO2 en equilibrio con CaO y CaCO3 es 0,039 atm
CaO (s) + CO2 (g);
a) Determina Kp para la reacción CaCO3(s)
b) si se introduce CaCO3 en un recipiente que contiene CO2 a una presión de 0,5 atm
¿se produce reacción?;
c) ¿cuál será la presión final?;
d) ¿Y si la presión del CO2 en el recipiente fuera de 0,01 atm?.
402.- El sulfato de hierro(II) se descompone según: 2 FeSO4 (s)
Fe2O3 (s) + SO2 (g) +
SO3 (g). Cuando se realiza la descomposición a 929 °C en un recipiente cerrado,
inicialmente vacío, la presión en el equilibrio es 0,9 atm;
a) determina Kp a dicha temperatura;
b) determina la presión en el equilibrio si el FeSO4 se introdujera en un matraz a 929
°C que contuviera inicialmente SO2 (g) a una presión de 0,6 atm.
403.- Se tienen los siguientes sistemas en equilibrio:
a) CaCO3 (s)
CaO (s) + CO2 (g)
b) C (graf) + CO2 (g)
2 CO (g).
Prediga, justificando la respuesta, en qué sentido se producirá reacción si
1) añadimos CO2 sin modificar el volumen;
2) eliminamos CO2 (haciéndolo reaccionar con NaOH) sin modificar el volumen.
404.- En un cilindro provisto de un pistón se tiene una mezcla en equilibrio según la
reacción:
COCl2 (g)
CO (g) + Cl2 (g),
que contiene en un volumen de 1 litro las cantidades siguientes: 20 moles de COCl2, 2
moles de CO y 2 moles de Cl2.
a) calcula Kc.
b) predice en qué sentido se producirá reacción si se disminuye el volumen a la mitad
c) calcula la composición de la mezcla cuando de nuevo se alcance el equilibrio.
194
405.- Indica, justificando la respuesta, cuál será el efecto de un aumento de la presión
(disminución del volumen) a temperatura constante en cada uno de los siguientes
sistemas en equilibrio?
2 NO2 (g)
b) CO (g) + 2 H2 (g)
CH3OH (g)
a) N2O4 (g)
c) H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
d) CaCO3 (s)
CaO(s) + CO2 (g)
406.- Considera las siguientes reacciones:
a) 2 SO2 (g) + O2 (g)
2 SO3 (g)
∆H = -197 kJ
b) N2O4 (g)
2 NO2 (g)
∆H = +94 kJ
2 NH3(g)
∆H = - 22 kJ
c) N2 (g) + 3 H2 (g)
Explica en qué sentido se producirá reacción si, una vez alcanzado el equilibrio, se
eleva la temperatura a volumen y presión constantes.
407.- Cuando el dióxido de estaño se calienta en presencia de hidrógeno, se produce la
Sn (s) + 2 H2O (g) Si los reactivos se
reacción siguiente: SnO2 (s) + 2 H2 (g)
calientan en un recipiente cerrado a 500 °C, se llega al equilibrio con unas
concentraciones de H2 y H2O de 0,25 moles.l-1, de cada uno. a) Calcula Kc. b) Se
añade 0,25 moles.l-1 de H2 al recipiente, ¿Cuáles serán las concentraciones de H2O e
H2 cuando se restablezca el equilibrio? c) ¿Pueden encontrarse en equilibrio un mol de
H2 y dos moles de H2O a la misma temperatura? Justifica la respuesta.
CH4 (g) ∆H°= -75 kJ. Predecir
408.- Considerar el siguiente equilibrio: C (s) + 2H2 (g)
cómo se modificará el equilibrio cuando se realicen los siguientes cambios:
a) disminución de la temperatura;
b) adición de C (s);
c) disminución de la presión de H2;
d) disminución del volumen de la vasija donde tiene lugar la reacción.
409.- Cuando el cloruro amónico se calienta a 275°C en un recipiente cerrado de 1 litro, se
descompone dando lugar a cloruro de hidrógeno gaseoso y amoníaco gaseoso
alcanzándose el equilibrio. La constante Kp = 1,04.10-2 atm2. ¿Cuál será la masa de
cloruro amónico que queda sin descomponer cuando se alcanza el equilibrio si en la
vasija se introducen 0,980 g de sal sólida?
410.- En la obtención del ácido sulfúrico, una etapa importante es la correspondiente a la
oxidación del dióxido de azufre gaseoso para formar el trióxido según la reacción:
SO3 (g)
∆Hº = -88,6 kJ.
SO2 (g) + 1/2 O2 (g)
a) ¿Cómo se modificará el equilibrio al elevar la temperatura? ¿Cambiará la constante
de equilibrio?
b) ¿Qué sucederá si se duplica el volumen de la vasija de reacción?
411.- Considere el equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g)
2 SO3 (g) ∆Hº = -197 kJ. Indique cómo
variará la concentración de SO3 en los casos siguientes:
a) al pasar de 25 ºC a 500 ºC. b) al aumentar la presión total del sistema a temperatura
constante. c) al añadir un catalizador al medio. d) al reducir el volumen del recipiente a
la mitad.
195
412.- Formule la expresión de Kp para cada una de las siguientes ecuaciones químicas:
SO3 (g)
2) 2 SO2 (g) + O2 (g)
2 SO3(g)
1) SO2 (g) + 1/2 O2 (g)
Compare ambas expresiones y comente las analogías y diferencias. ¿Cuál es la relación
existente entre Kp y Kc para cada una de estas ecuaciones químicas?
413.- Considere el equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g) ∆Hº = -92,4 kJ que se
desarrolla en un recipiente de volumen fijo. Indique cómo afectará a dicho equilibrio
cada una de las operaciones siguientes: a) Aumento de la presión. b) Aumento de la
temperatura. c) Adición de un gas inerte que no participe en la reacción, por ejemplo
argón. d) Adición de hidrógeno. Explique su respuesta.
414.- En un recipiente de 1,3 litros de capacidad se tiene 2,6 g de tetróxido de dinitrógeno a
27°C. Cuando se alcanza el equilibrio, la presión en el recipiente es de 0,6 atm.
Calcular el grado de disociación del equilibrio: N2O4 (g)
2 NO2 (g).
415.- A 600 K se introduce en un matraz 1 mol de CO2 y C en exceso, la presión total en el
interior del recipiente es de 1 atm. Cuando se alcanza el equilibrio manteniendo
constante la temperatura, la presión total en el recipiente es 1,5 atm. Calcular: a) Kp a
2 CO (g); b) número de moles de CO2 y
600 K para el equilibrio CO2 (g) + C (s)
CO presentes en el equilibrio.
416.- Analizada una muestra de un gas encerrado en un recipiente de 5 litros a una
temperatura de 600 K que se encontraba en equilibrio químico, se observó que estaba
compuesto por amoníaco, nitrógeno e hidrógeno en concentraciones 5.10-4 M, 0,02 M
y 0,02 M, respectivamente. A partir de estos datos, obtener los valores de las
constantes de equilibrio Kp y Kc para la reacción:
3 H2 (g) + N2 (g)
2 NH3 (g).
417.- Se introduce una muestra de pentacloruro de fósforo en un frasco a una temperatura de
427°C. El pentacloruro se disocia parcialmente produciendo cloro y tricloruro de
fósforo:
PCl5 (g)
Cl2 (g) + PCl3 (g)
Si las presiones parciales del cloro y del pentacloruro son, respectivamente, 0,5 y 0,4
atm, calcular los valores de Kc y Kp, así como las fracciones molares de los
componentes de la mezcla en equilibrio.
418.- A cierta temperatura se analiza la mezcla en equilibrio
SO2 (g) + NO2 (g)
SO3 (g) + NO (g)
que está contenida en un matraz y se determina que contiene 0,6 moles de SO3, 0,45
moles de NO, 0,15 moles de SO2 y 0,3 moles de NO2.
a) Calcula Kc.
b) Si se añaden a temperatura y volumen constantes 0,3 moles de SO3, calcúlese la
composición de la mezcla de gases, cuando se restablezca el equilibrio.
419.- Se introduce en un matraz de 2 litros una mezcla de 2 moles de gas Br2, y 2 moles de
2 BrCl (g).
Cl2. A cierta temperatura se produce la reacción: Br2 (g) + Cl2 (g)
Cuando se establece el equilibrio se determina que se ha gastado el 9,8% de bromo.
Calcúlese la constante de equilibrio para la reacción.
196
420.- Escribir la constante de equilibrio para la reacción:
C2H6 (g)
C2H4 (g) + H2 (g)
∆H = 34,4 kcal, T = 900 K, P = 1 atm;
y discutir en qué sentido se desplazará el equilibrio al producirse separadamente los
siguientes cambios: a) aumento de la temperatura a presión y volumen constantes;
b) aumento de la presión total; c) aumento de la presión parcial de H2.
421.- En la formación de amoníaco según la reacción
N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3(g) ∆H°<0
indicar qué sucederá cuando:
a) la temperatura aumente a presión y volumen constante;
b) aumenta la presión total;
c) aumenta la presión del hidrógeno;
d) se añade un catalizador.
422.- En una vasija de 200 ml en la que se encuentra azufre sólido, se introducen 1 gramo de
hidrógeno y 3,2 g de H2S. Se calienta el sistema a 380 K con lo que se establece el
equilibrio H2S (g)
H2 (g) + S (s) Kc = 7,0.10-2. Hallar la presión parcial de
ambos gases en el equilibrio.
423.- El bromuro amónico es un sólido cristalino que se descompone endotérmicamente
según el siguiente equilibrio:
NH3 (g) + HBr (g).
NH4Br (s)
a) Explicar si, una vez alcanzado el equilibrio, la presión del HBr (g) y la cantidad de
NH4Br (s) aumenta, disminuye o no se modifica, en cada uno de los siguientes
casos:
i) Cuando se introduce NH3 (g).
ii) Al duplicar el volumen del recipiente.
b) Deducir si el valor de la constante de equilibrio Kc a 400 °C será mayor, menor o
igual que a 25 °C.
424.- En un recipiente de volumen fijo se introduce, a 250 °C, una cierta cantidad de
pentacloruro de fósforo que se descompone según la reacción:
PCl5
PCl3 + Cl2.
En el equilibrio existen 0,53 moles de cloro y 0,32 moles de pentacloruro de fósforo.
a) ¿Cuál es el volumen del recipiente si Kc vale 4,1.10-2 M?.
b) Si se duplica el volumen del recipiente manteniendo constante la temperatura ¿cuál
sería la composición del gas en equilibrio?.
425.- El carbonato de calcio se descompone según la siguiente ecuación termoquímica:
CaCO3 (s)
CO2 (g) + CaO (s)
∆H° = 87.8 kJ.
Se calienta el carbonato de calcio.
a) en un crisol cerrado; ¿se descompondrá en su totalidad?
b) en un crisol abierto; ¿se descompondrá totalmente? Explicar lo que sucede en
ambos casos.
197
426.- Considera la descomposición del fosgeno:
COCl2 (g)
CO (g) + Cl2 (g)
∆H° > 0.
a) Si a temperatura constante se duplica el volumen de la vasija ¿Aumentará,
disminuirá o no se modificará?
i) la cantidad de CO en la mezcla;
ii) La constante de equilibrio;
iii) La presión parcial de COCl2.
b) Si a presión constante y volumen constante se enfría la vasija de reacción, ¿Cómo
se modifica la cantidad de CO?.
427.- Para la reacción en equilibrio a 25 °C: 2 ICl (s)
I2 (s) + Cl2(g) la constante Kp vale
0,24 cuando la presión se expresa en atmósferas. En un recipiente de dos litros en el
que se ha hecho el vacío se introducen 2 moles de ICl (s).
a) ¿Cuál es la concentración de Cl2(g) cuando se alcance el equilibrio?
b) ¿Cuántos gramos de ICl (s) quedarán en el equilibrio?.
428.- A 200°C y un volumen V, la siguiente reacción endotérmica está en equilibrio
NH4HS (s)
NH3 (g) + H2S (g).
Deduzca y justifique si la concentración de NH3 aumentará, disminuirá o permanecerá
constante, cuando se alcance de nuevo el equilibrio después de:
a) introducir NH3(g)
b) introducir NH4HS(s).
c) Aumentar la temperatura a presión y volumen constante;
d) duplicar el volumen del recipiente.
429.- En un recipiente de 2 litros, que contiene inicialmente 3 gramos de dióxido de estaño y
0,1 gramos de hidrógeno se calienta hasta 500 ºC, con lo que se establece el equilibrio
cuando la presión parcial del hidrógeno es de 0,975 atm.
Sn (s) + 2 H2O (g)
a) Calcular la constante de equilibrio: SnO2 (s) + 2 H2 (g)
b) Razonar si, una vez alcanzado el equilibrio, se reduce el volumen a la mitad se
duplicarán o no las concentraciones gaseosas finales.
198
Reacciones ácido - base
8.- REACCIONES ACIDO-BASE.
.................................................................................
200
8.2.- Concepto ácido-base según Arrhenius. ........................................
201
8.3.- Teoría de Brönsted-Lowry.
203
.........................................................
8.4.- Definición ácido-base según Lewis.
.............................................
206
8.5.- Autoionización del agua. Escala pH.
...........................................
208
8.6.- Cálculo del pH de disoluciones ácidas y básicas. .........................
209
8.6.1.- Ácidos y bases fuertes.
8.6.2.- Ácidos y bases débiles.
.....................................................................
....................................................................
209
209
......................................................................................
209
8.7.1.- Sales de ácido fuerte y base fuerte. ...................................................
8.7.2.- Sales de ácido fuerte y base débil. .....................................................
8.7.3.- Sales de base fuerte y ácido débil. .....................................................
8.7.4.- Sales de ácido débil y base débil. ......................................................
210
210
212
214
8.7.- Hidrólisis.
8.8.- Indicadores.
...................................................................................
8.9.- Volumetrías ácido-base.
215
................................................................
216
8.9.1.- Valoración ácido fuerte-base fuerte. .................................................
8.9.2.- Valoración ácido débil-base fuerte. ..................................................
8.9.3.- Valoración base débil-ácido fuerte. ...................................................
217
218
219
8.10.- Disoluciones amortiguadoras.
....................................................
219
.............................................................
222
199
Hay tres tipos fundamentales de reacciones químicas en función de su mecanismo de
reacción:
a) Ácido – base: tiene lugar una transferencia de protones.
b) Redox: tiene lugar una transferencia de electrones.
c) Precipitación: se forma un compuesto insoluble que precitita en estado sólido.
En este tema, vamos a estudiar las reacciones ácido-base y en los dos siguientes, las
Redox y las de precipitación.
Los ácidos y las bases son familias de compuestos químicos. Todos los ácidos, al igual
que las bases, poseen un similar comportamiento químico.
Los ácidos tienen un sabor característico agrio, enrojecen
el papel de tornasol, son capaces de disolver el mármol y
reaccionan fácilmente con las bases obteniéndose la sal
correspondiente. Por ejemplo:
H2SO4 + 2 Na(OH)

Na2SO4 + H2O
también los ácidos reaccionan con los óxidos de los metales (los
llamados óxidos básicos), dando asimismo, la sal
correspondiente, por ejemplo:
2 HCl + K2O

2 KCl + H2O
y reaccionan con muchos metales, disolviéndolos y desprendiendo hidrógeno; por ejemplo:
2 HCl + Zn

ZnCl2 + H2
Por su parte, las bases o álcalis (del árabe “al kali” que
significa cenizas vegetales), tienen un sabor amargo, una
sensación jabonosa al tacto, colorean de azul el papel de tornasol
y reaccionan con los ácidos para formar las sales
correspondientes.
Este comportamiento químico similar tanto en los ácidos
como en las bases, se debe a razones derivadas de la estructura
química de sus moléculas.
Vamos a ver en primer lugar cómo ha ido evolucionando el concepto de ácido y de
base a lo largo de la historia.
200
8.2.- Concepto de ácido - base según Arrhenius.
El concepto de ácido y base que, hoy en día sigue
prevaleciendo con algunas mejoras, fue propuesto por Svante
Arrhenius en 1884 como parte de otra teoría, también propuesta por él:
la teoría de la ionización.
-
Ácido: Es cualquier sustancia que en disolución acuosa es
capaz de dar protones (H+). Por ejemplo:
HSO3- + H+
SO3-2 + 2 H+
H2SO3
-
Base: Es cualquier sustancia que en disolución acuosa es
capaz de dar iones oxidrilo (OH-). Por ejemplo:
Na(OH)

Na+ + OH-
Fue la primera teoría que sugirió la causa de las propiedades comunes de los ácidos y
las bases, (la producción de H+ para los ácidos y OH- para las bases) lo que conduce a
identificar reacciones ácido - base por ser estos iones los causantes de las mismas. Sin
embargo surgieron algunas dificultades:
a) En disolución acuosa, el ion H+ no existe ya que al tener un radio pequeño y no
poseer electrones, se solvata con mucha facilidad:
HCl + H2O

Cl- + H3O+
b) Existen sustancias que no poseen grupos OH- y son capaces de comportarse como
las bases. Por ejemplo:

NH3 + HCl
NH4Cl
el NH3 reacciona con los ácidos para dar una sal.
A pesar de todo, la teoría de Arrhenius permite dar una explicación satisfactoria de la
fuerza de un ácido, por ejemplo en la reacción:
K=
A- + H3O+
HA + H2O
[H O ]⋅ [A ]
3
+
−
[HA]⋅ [H 2O]
pero, el agua al ser el disolvente de una disolución acuosa diluida, está en exceso, siendo su
concentración prácticamente constante, entonces se define una nueva constante de equilibrio
llamada constante de acidez (Ka) como:
Ka
[H O ]⋅ [A ]
= K ⋅ [H O ] =
2
3
+
−
[HA]

Ka
[H O ]⋅ [A ]
=
3
+
−
[HA]
donde Ka es la constante de disociación de un ácido.
201
Un ácido fuerte será aquel que ceda muchos protones (H+), por lo tanto, a mayor Ka, el
ácido será más fuerte.
Los ácidos polipróticos poseen varias constantes de ionización, tantas como protones
puedan ceder en disociaciones sucesivas, siendo cada vez más pequeñas. Por ejemplo:
H2S + H2O
HS-(ac) + H3O+(ac)
K1= 9'1.10-8 M
HS-(ac) + H2O
S= (ac) + H3O+(ac)
K2= 1'1.10-13 M
De forma similar, la disociación de una base será:
Kb =
B+ + OH-
B(OH)
[B ]⋅ [OH ]
+
−
[B(OH )]
a mayor Kb, la base será más fuerte.
Con frecuencia se utiliza, en lugar de Ka y Kb, las constantes pKa y pKb, que se definen
en una escala logarítmica decimal de la siguiente manera:
pKa = - log Ka
y
pKb = - log Kb
y al ser pKa inversamente proporcional a Ka, también lo es la fuerza relativa del ácido. Lo
mismo ocurre con las bases.
Existen ácidos y bases que se disocian totalmente. En este caso, la teoría de Arrhenius
no da una explicación clara de su fuerza, ya que si:
A- + H3O+
AH + H2O
cuando se alcance el equilibrio, la concentración de AH será igual a cero, ya que la reacción
está totalmente desplazada, luego:
si [AH] = 0
entonces
Ka = ∞
En líneas generales los hidrácidos son ácidos más fuertes que los oxoácidos, debido a
que en los hidrácidos, la polaridad del enlace es muy grande y dicho enlace es más atacable,
por lo que el protón se libera con mayor facilidad:
HF > HCl > HBr > HI
en cuanto a los oxoácidos, a medida que tienen más número de oxígenos, la unión X-O es más
fuerte y la unión O-H es más débil, por lo que aumenta la fuerza del ácido, ya que el
hidrógeno se puede desprender con mayor facilidad.
202
Un procedimiento que nos permite, de forma aproximada, determinar la fuerza de un
oxoácido es la llamada “Fuerza relativa de ácido”, o FRA. Consiste en restar al número de
átomos de oxígeno el de los hidrógenos y establecer la siguiente relación:
F.R.A.
3
2
1
0
Fuerza del ácido
Ácido muy fuerte
Ácido fuerte
Ácido débil
Ácido muy débil
Ejemplos
HClO4,
HNO3 , H2SO4
H2CO3 , H3PO4
H3PO3 , H2CO2
evidentemente, es una forma aproximada de comparar fuerzas relativas de unos ácidos con
otros, pero no me permite saber cuál es más fuerte si el cálculo anterior es el mismo. Desde
luego, la mejor forma de comparar la fuerza de los ácidos (o de las bases) es a través sus
constantes de acidez (o de basicidad).
8.3.- Teoría de Brönsted - Lowry.
La teoría de Arrhenius sólo servía para ácidos y
para bases en solución acuosa. En 1923, de forma
independiente y casi simultánea, N. Brönsted (a la
izquierda) y T. M. Lowry (a la derecha) elaboraron un
concepto más amplio, que puede resumirse de la
siguiente manera:
-
Ácido: Sustancia que tiende a dar protones a otra.
-
Base: Sustancia que tiende a aceptar protones cedidos por un ácido.
Por ejemplo:
H2O
base1
+
HCl 
ácido2
H3O+
ácido1
+
Cl- (ac)
base2
203
CH3COOH
ácido1
+
CH3COO- (ac)
base1
H2O
base2
+
H3O+
ácido2
Esta teoría plantea que cuando una sustancia pierde un protón, se está comportando
como un ácido, pero una vez se ha desprendido de él, como las reacciones son de equilibrio,
podría volver a cogerlo por lo que se transforma en una base, la base conjugada del ácido. De
manera similar, una base acepta protones, pero una vez lo ha captado, puede desprenderse de
él, transformándose en un ácido, su ácido conjugado:
ácido1 + base2
base1 + ácido2
el ácido1 y la base1 forman lo que se denomina un par ácido - base conjugado, (al igual que el
ácido2 y la base2).
Según esta definición, en la reacción:
HCl + NH3

Cl- + NH4+
el amoniaco es una base ya que tiende a aceptar los protones cedidos por un ácido.
Estructuralmente una sustancia es un ácido en potencia si posee átomos de hidrógeno;
mientras que, una sustancia es una base en potencia si posee algún átomo con un par o más de
electrones no enlazantes, en los que el protón queda unido mediante un enlace covalente
coordinado o dativo.
La principal ventaja de esta teoría es que permite ordenar de mayor a menor la fuerza
de los ácidos. Toda sustancia capaz de ceder protones a otra, será un ácido más fuerte que
ésta. Según la citada teoría, una sustancia actuará como ácido frente a otra de menor acidez y
como base frente a otra de mayor acidez, es decir, que hasta un ácido puede actuar como base;
por ejemplo:
HClO4 + HNO3  NO2ClO4 + H2O
ácido
base
el ácido perclórico libera un protón por lo que se comporta como ácido, mientras que el ácido
nítrico aquí actúa como base ya que lo capta. Por lo tanto, una sustancia actuará como base
frente a cualquier otra sustancia que sea un ácido más fuerte que él, (en este caso, el ácido
perclórico es más fuerte que el ácido nítrico).
204
Se denominan sustancias anfóteras o anfipróticas a aquellas que pueden actuar como
ácido o como base según el medio en el que se encuentren. Este es el caso del agua o del ion
bisulfato entre otros:
HSO4- + OHHSO4- + H3O+
- como ácido
- como base
SO4-2 + H2O
H2SO4 + H2O
De forma análoga a la teoría de Arrhenius, también se definen las constantes de acidez
y basicidad como:
HA + H2O
B + H2O
Ka =
A- + H3O+
+
-
BH + OH
[H O ]⋅ [A ]
3
+
[HA]
[BH ]⋅ [OH ]
=
+
Kb
−
−
[B]
que permiten ordenarlos según su fuerza relativa respecto al agua.
A continuación te mostramos dos tablas con las constantes de acidez y basicidad de los
ácidos y las bases más comunes:
Para los ácidos:
Fuerza
ácidos
fuertes
Ka > 55,55
ácidos
semifuertes
55,55 > Ka > 10-4
ácidos
débiles
10-4 > Ka > 10-10
ácidos
muy débiles
Ka < 10-10
Ácido
HClO4
HCl, HBr, HI
HNO3
H2SO4
H3O+
HIO3
H2SO3
HSO4HClO2
H3PO4
HCOOH
CH3COOH
H2CO3
H2S
H2PO4NH4+
HCN
HCO3HIO
HPO4-2
HSH2O
Base conjugada
ClO4Cl-, Br-, INO3HSO4H2O
IO3HSO3SO4-2
ClO2H2PO4HCOOCH3COOHCO3HSHPO4-2
NH3
CNCO3-2
IOPO4-3
S-2
OH-
Ka
55’55
1’9.10-1
1’7.10-2
1’2.10-2
1’0.10-2
7’5.10-3
1’8.10-4
1’8.10-5
4’3.10-7
9’1.10-8
6’2.10-8
5’6.10-10
4’9.10-10
6’0.10-11
1’0.10-11
4’8.10-13
1’0.10-13
1’8.10-16
pKa
- 1’74
0’72
1’77
1’92
2’00
2’12
3’74
4’74
6’37
7’04
7’21
9’25
9’31
10’22
11’00
12’32
13’00
15’74
205
y para las bases:
Fuerza
Bases
fuertes
Bases
débiles
Bases
muy débiles
Base
Li(OH), K(OH)
Na(OH)
Ca(OH)2
Ba(OH)2
CO3-2
CNNH3
N2H4
NH2OH
C6H5NH2
Ácido conjugado
Li+ , K+
Na+
Ca+2
Ba+2
HCO3HCN
NH4+
N2H5+
NH3OH+
C6H5NH3+
Kb
1’7.10-4
2’0. 10-5
1’8. 10-5
9’0. 10-7
1’0. 10-9
3’8. 10-10
pKb
3’77
4’69
4’75
6’05
9’00
9’42
de las dos tablas anteriores se puede observar fácilmente que a medida que un ácido es más
fuerte, su base conjugada será más débil y viceversa, si un ácido es muy débil, su base
conjugada será muy fuerte.
La teoría de Brönsted - Lowry también tiene sus limitaciones, ya que hay sustancias
con un comportamiento típicamente ácido y que no poseen átomos de hidrógeno.
8.4.- Definición de Lewis.
También en 1923, G. N. Lewis da una definición más
amplia de ácido y de base:
-
Ácido: Sustancia electrónicamente deficiente, capaz de
aceptar un par de electrones.
Base: Sustancia capaz de ceder un par de electrones.
Vamos a ver un ejemplo: el tricloruro de aluminio (AlCl3).
Su estructura de Lewis será:
el Aluminio es deficitario en electrones, sólo tiene 6 de electrones a su alrededor, 3 suyos y
otros tres compartidos por sendos átomos de cloro, por tanto, el átomo de Aluminio dispone
de un orbital vacío que puede albergar electrones, por lo que actuará como un ácido de Lewis,
por ejemplo:
AlCl3 + Cl- 
AlCl4ácido
base
206
Lo mismo le ocurre al trifluoruro de boro, ya que también es deficitario en electrones,
tal y como se muestra en el siguiente gráfico:
Las reacciones ácido - base según la teoría de Brönsted - Lowry, también pueden
explicarse con la teoría de Lewis, por ejemplo:
está claro que las bases de Brönsted - Lowry reaccionan dando electrones a un protón, luego
coinciden con la definición de base de Lewis; sin embargo, un ácido de Brönsted - Lowry
necesita de un protón para transferirlo a otra molécula, mientras que la definición de Lewis no
lo requiere.
Pero como nosotros estamos más interesados en las disoluciones acuosas en donde las
reacciones ácido - base implican la transferencia del protón, las definiciones de Brönsted Lowry nos serán de mayor utilidad.
207
8.5.- Autoionización del agua. Escala de pH.
Según Brönsted-Lowry hay sustancias que actúan como bases y otras como ácidos, y
ésto depende de con quién actúen. Por ejemplo:
H2O +
ácido1
H3O+
ácido2
H2O
base2
+
OHbase1
esta autoionización del agua es pequeña pero medible. Si escribimos la ley de equilibrio:
K=
[H O ]⋅ [OH ]
3
+
−
[H 2O]2
considerando la [H2O] como constante, resulta:
Kw = K . [H2O]² = [H3O+].[OH-]
que es la constante de autoionización del agua, que a 25ºC toma el valor de:
Kw = [H3O+].[OH-] =10-14
En una disolución, se pueden dar las siguientes situaciones:
- si [H3O+] > [OH-], es decir [H3O+] > 10-7 disolución ácida.
- si [H3O+] = [OH-] = 10-7
disolución neutra.
- si [H3O+] < [OH-], es decir [H3O+] < 10-7 disolución básica.
Sin embargo, para expresar la acidez o basicidad de una disolución, es más cómodo
utilizar un parámetro llamado pH, que se define como:
pH = - log [H3O+]
entonces:
-
208
Para disoluciones neutras pH = 7
Para disoluciones ácidas pH < 7
Para disoluciones básicas pH > 7
En este esquema te mostramos el pH aproximado de algunas disoluciones de
sustancias comunes:
También se puede definir el pOH como:
pOH = - log [OH-]
y, a 25 º C, se debe cumplir la relación:
pH + pOH = 14
Cuando se trata de disoluciones acuosas de ácidos, la contribución de los iones H3O+
del agua, en general, es despreciable, siempre que la [H3O+] debida al ácido sea mayor o igual
a 10-6 M.
Es importante saber que existe una relación entre la constante de acidez de un ácido
(Ka) y la constante de basicidad (Kb) de su base conjugada:
K
Ka = w
Kb
ecuación que demostraremos en el punto 8.7 cuando tratemos el problema de la hidrólisis de
sales. De momento puedes limitarte a comprobar la veracidad de ésta ecuación con los datos
de las constantes que te dimos en el punto 8.3.
8.6.- Cálculo del pH de disoluciones ácidas y básicas.
8.6.1.- Ácidos y bases fuertes.
Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente, por lo tanto, al final de la
disolución no quedará nada del ácido (o de la base) y de acuerdo con la estequiometría de la
reacción es fácil calcular la concentración de iones H3O+ (o de OH-) y a partir de ahí su pH.
8.6.2.- Ácidos y bases débiles.
Si el ácido o la base son débiles, el problema se reduce a calcular la concentración de
iones H3O+ (o de OH-) teniendo en cuenta que se trata de un equilibrio que viene determinado
por su constante de acidez (Ka) o de basicidad (Kb).
209
8.7.- Hidrólisis.
La hidrólisis es una reacción ácido-base que se produce al disolver determinadas sales
en agua. La reacción tiene lugar entre uno de los iones de la sal y el agua y, hay que tener en
cuenta que se trata de una reacción de equilibrio. Sólo pueden dar hidrólisis los siguientes
iones:
a) Los aniones, (carga negativa), procedentes de los ácidos débiles (Ka pequeñas).
b) Los cationes, (carga positiva), procedentes de las bases débiles (Kb pequeñas).
Cabe distinguir cuatro casos:
8.7.1.- Sales de ácido fuerte y base fuerte.
Estas sales no se hidrolizan. Todas las sales se disocian completamente en sus iones
(ya que son compuestos iónicos), pero en el caso de las sales de ácido fuerte y base fuerte,
estos iones no reaccionan con el agua. Por ejemplo:
Na2SO4
 2 Na+ + SO4-2
H2SO4 + 2 H2O
(reacción totalmente desplazada)

SO4-2 + 2 H3O+
al ser un ácido fuerte, esta reacción también estará muy desplazada, por lo tanto la reacción
inversa, es decir, la del anión con el agua para volver a dar el ácido, no se podrá dar (y ésta
sería la reacción de hidrólisis).
Para el otro ion de la sal (Na+), al proceder de una base fuerte, le ocurrirá lo mismo:
Na(OH)  Na+ + OHesta reacción está totalmente desplazada a la derecha, por lo que la reacción inversa, la del
catión con el agua para volver a dar el hidróxido sódico, nunca se dará.
Otro ejemplo de este tipo de sales es:
MgCl2

Mg+2 + 2 Cl-
el cloruro magnésico proviene del ácido clorhídrico, que es un ácido fuerte, y del hidróxido
magnésico, que es una base fuerte, por lo que ni el catión magnesio Mg+2, ni el anión cloruro
Cl-, se hidrolizarán.
Al disolver este tipo de sales en agua, el pH resultante es igual a 7, ya que al no
producirse ni un exceso de protones ni de iones hidroxilo, el pH será el del agua.
210
8.7.2.- Sales de ácido fuerte y base débil.
En este caso, el anión no se hidrolizará ya que proviene de un ácido fuerte, pero si se
hidrolizará el catión ya que proviene de una base débil.
Darán lugar a soluciones acuosas ácidas puesto que el catión reacciona con el agua
para dar protones.
Vamos a ver un ejemplo con la sal de cloruro amónico (NH4Cl):
NH 4Cl 2→ NH 4+ + Cl −
H O
el anión no reaccionará con el agua al provenir de un ácido fuerte:
Cl- + H2O 
no reacciona
el catión al provenir de una base débil reacciona con el agua de la siguiente manera (y ésta es
la reacción de hidrólisis):
NH4+ + 2 H2O
NH4OH + H3O+
la constante de esta reacción de hidrólisis será:
Kh =
[H O ]
[NH ]
[NH 4OH ]
3
+
+
4
si multiplicamos y dividimos por [OH-] resulta:
Kh =
 NH OH  ⋅  H O +  ⋅ OH − 
 4
  3  

=
 NH +  ⋅ OH − 
 4  

 H O +  ⋅ OH − 
 3  

 NH +  ⋅ OH − 
 4  

NH 4OH
→ NH 4+
w
=
 NH +  ⋅ OH − 
 4  

[NH 4OH ]
por otra parte:
H 2O
K
+ OH
−
Kb
[NH 4OH ]
[NH ] [OH ]
=
+
4
−
[NH 4OH ]
luego:
esta ecuación nos permite calcular la constante de hidrólisis conociendo Kw y la constante de
disociación de la base débil (Kb).
211
Es fácil calcular la concentración de protones si se conoce la concentración de la sal en
disolución (c) y la fracción de dicha sal que se hidroliza (α). Vamos a verlo con un ejemplo:
NH 4Cl 2→ NH 4+ + Cl −
c
0
0
0
c
c
H O
inicio (M)
final (M)
ya que la reacción está totalmente desplazada.
Como el catión proviene de una base débil se hidrolizará según la siguiente ecuación
química:
NH4+ + 2 H2O
NH4OH + H3O+
Inicio (M)
equilibrio (M)
c
-
0
0
c(1 - α)
-
cα
cα
sustituyendo en la constante de hidrólisis resulta:
Kh =
cα ⋅ cα
c ⋅ (1 − α )
si Kh < 1O-4, entonces α se puede despreciar frente a 1 y resulta que:
K h = c ⋅α 2
de donde:
α=
[H O ]= cα = c ⋅
3
+
Kh
c
Kh
= Kh ⋅ c
c
y una vez determinado la concentración de protones, ya podemos calcular el pH que dejará la
disolución de dicha sal (y el pOH).
pH = - log [H3O+]
pOH = 14 - pH
recordemos que en la hidrólisis de sales de ácido fuerte – base débil, la disolución resultante
debe ser ácida, por lo que el pH calculado debe ser inferior a 7.
212
8.7.3.- Sales de base fuerte y ácido débil.
En este caso es el anión procedente del ácido el que reacciona con el agua
hidrolizándose y dará lugar a disoluciones básicas porque el anión al reaccionar con el agua
producirá aniones OH- como veremos en el siguiente ejemplo:
CH3COO - + Na+
CH3COONa 
como el catión proviene de una base fuerte no se hidrolizará:
Na+
+ H2O 
no reacciona
pero el anión al provenir de un ácido débil si reaccionará con el agua según la siguiente
reacción de hidrólisis:
CH3COO- + H2O
Kh
CH3COOH + OH-
[CH COOH ] [OH ]
=
[CH COO ]
−
3
−
3
multiplicando y dividiendo por [H3O+] resulta:
Kh
[CH COOH ] [OH ] [H O ] = [OH ] [H O ]
=
[CH COO ] [H O ] [CH COO ] [H O ]
[CH COOH ]
−
3
3
−
3
3
+
−
+
3
−
3
+
3
+
3
por otra parte:
CH 3COOH ← → CH 3COO − + H 3O +
H 2O
Ka
[CH COO ] [H O ]
=
[CH COOH ]
−
3
3
+
3
luego:
213
de la misma forma que en el caso anterior, para calcular el pH de la disolución de una sal de
este tipo:
CH 3COONa 2→ CH 3COO − + Na +
H O
Inicio (M)
c
0
0
Final (M)
0
c
c
ya que la reacción está totalmente desplazada. Como el anión proviene de un ácido débil se
hidrolizará según la siguiente ecuación química:
CH3COO- + H2O
Inicio (M)
equilibrio (M)
CH3COOH + OH-
c
-
0
0
c(1 - α)
-
cα
cα
sustituyendo en la constante de hidrólisis resulta:
Kh =
cα ⋅ cα
c ⋅ (1 − α )
si Kh < 10-4, entonces α se puede despreciar frente a 1 y resulta que:
K h = c ⋅α 2
de donde:
α=
Kh
c

[OH ]= cα = c ⋅
−
Kh
= Kh ⋅ c
c
y una vez determinado la concentración de iones hidroxilo, ya podemos calcular el pOH, y a
partir de él, el pH que dejará la disolución de dicha sal.
pOH = - log [OH-]
pH = 14 - pOH
recordemos que en la hidrólisis de sales de ácido débil – base fuerte, la disolución resultante
debe ser básica, por lo que el pH calculado debe ser superior a 7.
214
8.7.4.- Sales de ácido débil y base débil.
Tanto el anión como el catión se hidrolizan, por lo tanto, el carácter ácido o básico de
la disolución resultante dependerá de cuál de las dos reacciones de hidrólisis tenga lugar con
mayor extensión, (mayor Kh). Vamos a ver un ejemplo:
NH 4CN
H O
2→
Kh
NH 4+ + 2 H 2O
1
←
→
CN − + H 2O
Kh
2
←
→
NH 4+ + CN −
NH 4OH + H 3O +
HCH + OH −
en este caso, dado que Ka < Kb se cumplirá que Kh1 < Kh2 (puesto que son inversamente
proporcionales a las constantes Ka y Kb respectivamente), luego la disolución tendrá un pH
básico.
8.8.- Indicadores.
Los indicadores son compuestos orgánicos de carácter ácido o básico débil y que
tienen la propiedad de cambiar de color según el pH, es decir, que la forma ionizada tiene
distinto color a la forma no ionizada, por ejemplo:
HIn + H2O
In- + H3O+
donde HIn e In- poseen distinta coloración. Dicho cambio de coloración se produce en un
intervalo de pH definido y relativamente estrecho.
Si se añade OH- el equilibrio se desplaza hacia la derecha y se verá el color de la forma
In , en caso contrario, si se añaden protones, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda y se
verá el color de la forma HIn. Este cambio de color tendrá lugar a un determinado pH según el
tipo de indicador utilizado.
-
Del equilibrio anterior se obtiene:
pero, en el instante de viraje o de cambio de color del indicador, ambas formas coloreadas
coexisten, siendo sus concentraciones iguales:
[In-] = [HIn]
215
sustituyendo y simplificando de la Ka:
es decir, el pH de viraje del indicador es igual a la pKa de éste.
Ahora bien, si en la disolución hay 10 veces más de concentración de un ion que del
otro (por lo menos), el ojo humano apreciará el color de la especie que exista en mayor
cantidad, por lo tanto es fácil demostrar que el indicador tendrá un intervalo de cambio viraje
de:
pH = pKa ± 1
Hay una gran gama de indicadores ácido-base que cambian de color entre pH 0 y 14.
Aquí te presentamos algunos de ellos con los intervalos de viraje y el cambio de coloración:
Si se quiere conocer de forma aproximada el pH de una disolución,
se utiliza el indicador universal, que es una mezcla en volúmenes iguales
de rojo de metilo, timolftaleina, fenolftaleina, α-nalftolftaleina y azul de
bromotinol, que da un color rojo a pH = 4 pasando a violeta para pH = 11.
216
8.9.- Volumetrías ácido-base.
Muchas veces, necesitaremos calcular la concentración de
una disolución. Si la disolución es ácida o básica, un método muy
utilizado es la volumetría (medición de volúmenes). Se denomina:
-
Alcalimetría: Valoración de una disolución básica
mediante una disolución ácida de concentración conocida.
Acidimetría: Valoración de una disolución ácida mediante
una disolución básica de concentración conocida.
El material a utilizar es siempre el mismo:
a) Vaso matraz erlenmeyer.
b) Una bureta.
c) Un indicador adecuado.
Se pueden presentar varios casos:
8.9.1.- Valoración ácido fuerte - base fuerte.
Por ejemplo:
H 2 SO4 + 2 NaOH → Na 2 SO4 + 2 H 2O
la sal formada se ioniza y ni el catión ni el anión se hidrolizan (ya que provienen de un ácido
fuerte y una base fuerte).
Supongamos que tenemos 1 mol de ácido sulfúrico en disolución. Como por cada mol
de ácido sulfúrico se forma un mol de sal, el punto de equivalencia se alcanzará cuando se
haya añadido la suficiente sosa como para formar ese mol de sal (por estequiometría sabemos
que serían 2 moles de NaOH).
El hecho de que las relaciones molares no sean siempre 1:1, (en este caso es 1:2), llevó
a introducir el concepto de equivalente para utilizarlo en lugar de mol y así los ácidos y las
bases reaccionan siempre equivalente a equivalente. En este caso:
Peso equivalente del ácido =
Peso equivalente de la base =
Mr
nº H + que se disocian
Mr
=
nº OH − que se disocian
98
= 49
2
=
40
= 40
1
También se define otra forma de calcular la concentración que es la normalidad (N):
N=
nº equivalentes
litros de disolución
Luego el punto de equivalencia es aquel en el que se han añadido una cantidad de
equivalentes de base igual a los del ácido que tenemos.
217
El pH de equivalencia, si la valoración es de un ácido fuerte con una base fuerte, será
de 7, luego habrá que buscar un indicador que cambie de color alrededor de estos pHs neutros.
El proceso a seguir es el siguiente: tenemos en un vaso de precipitados una disolución
ácida de concentración perfectamente conocida y le añadimos unas gotas de indicador. Luego,
gota a gota, mediante una bureta, vamos añadiendo la base cuya concentración queremos
conocer. Al principio la base añadida reaccionará con el ácido y desaparecerá formando la sal.
Como el ácido también irá desapareciendo, el pH irá aumentando. Cuando nos acerquemos al
punto de equivalencia y ya no quede ácido en la disolución, la siguiente gota de base hará que
el indicador cambie de color ya que el pH subirá considerablemente y sabremos que hemos
llegado a ese punto de equivalencia. En ese momento, medimos el volumen de base que
hemos añadido y aplicando la ecuación:
nº equivalentes ácido = nº equivalentes base
Na . Va = Nb . Vb
podremos calcular Nb que es lo único que desconocemos.
Es importante saber elegir el indicador adecuado para cada volumetría y para ello es
conveniente construirse una curva de valoración que nos da el pH en función del volumen de
base añadido:
en la primera gráfica los tres indicadores serían válidos, pero en la segunda, el naranja de
metilo y el rojo de metilo no se podrían utilizar ya que cambian de color a pHs lejos del punto
de equivalencia (que se encuentra en el punto de inflexión de la curva de valoración).
218
8.9.2.- Valoración ácido débil - base fuerte.
Se forma la sal de un ácido débil y base fuerte, cuyo anión sufre hidrólisis y por lo
tanto el pH final de equivalencia será básico, es decir, pH > 7. Hay que utilizar un indicador
de la zona básica.
Un ejemplo de este tipo de valoraciones puede ser el propuesto en el ejercicio 455 de
este tema. En él se pretende valorar 50 ml de ácido acético 0'1 M con hidróxido sódico
también 0'1 M. Los datos del pH resultante de la disolución, a medida que se va añadiendo
volumen de sosa, son:
Vol Na(OH) ml
0
5
10
15
20
25
30
35
pH
2’88
3’80
4’15
4´39
4’58
4’76
4´93
5’12
Vol Na(OH) ml
40
45
46
47
48
49
50
51
pH
5’36
5’71
5´82
5’95
6’13
6´44
8’73
11’0
Vol Na(OH) ml
52
53
54
55
60
65
70
75
pH
11’29
11’46
11’57
11’68
11´96
12’11
12’22
12’30
y si representamos estos datos en papel milimetrado:
se observa que, en torno al punto de equivalencia, que evidentemente se produce cuando se ha
añadido 50 ml de hidróxido sódico (ya que las concentraciones del ácido acético y de la sosa
son iguales), los saltos de pH son mucho más bruscos, y que el pH se neutralización es de
8'73, que obviamente es un pH básico, luego el indicador adecuado a elegir para esta
valoración debe virar en la zona básica, por ejemplo la fenolftaleina.
219
8.9.3.- Valoración base débil - ácido fuerte.
Se forma la sal de un ácido fuerte y una base débil cuyo catión sufre hidrólisis y por lo
tanto el pH final de equivalencia será ácido, es decir, pH < 7. Hay que utilizar un indicador
que cambie de color en la zona ácida como puede ser el naranja de metilo.
8.10.- Disoluciones amortiguadoras.
Algunas reacciones, de tipo bioquímico especialmente, requieren medios en los que el
pH no varíe.
Las disoluciones amortiguadoras, también llamadas tampón, cumplen este fin,
mantienen el pH constante al añadirles pequeñas cantidades de ácido o de base.
Estas soluciones son siempre de un ácido débil y su sal con una base fuerte o
viceversa, es decir de una base débil y su sal con un ácido fuerte. Por ejemplo:
CH3COOH
NH4OH
y
CH3COONa
y
NH4Cl
Para ver cómo actúa una disolución amortiguadora, vamos a fijarnos en el primer
ejemplo, donde se produce el siguiente equilibrio:
CH3COOH + H2O
CH3COO- + H3O+
que es el responsable de la regulación del pH, siempre que sean grandes las concentraciones
del ácido acético y de su base conjugada frente a la cantidad de ácido o de base añadidos.
Si añadimos una pequeña cantidad de ácido, aumentamos la concentración de protones
[H3O+] y, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia la
izquierda, consumiéndose algo de iones CH3COO-, que se combinan con los protones en
exceso, con lo que en la nueva situación de equilibrio apenas ha variado la [H3O+] y por lo
tanto el pH.
De forma análoga, si añadimos una pequeña cantidad de base, se combina con los
protones y disminuye su concentración. Entonces el equilibrio se desplaza hacia la derecha,
consumiéndose algo de ácido acético, con lo que se restituyen los iones H3O+ y se mantiene
casi constante su concentración.
Vamos a comprobar como funciona una disolución tampón resolviendo el siguiente
ejercicio:
Calcular la variación de pH que se produce al añadir 1 ml. de HCl 1 M a un litro de:
a) agua pura.
b) una disolución tampón de ácido acético 0'5 M y acetato sódico 0'5 M.
DATO: Ka = 1'85.10-5
220
a) al añadir 1 nl. de HCl 0'1 M a un litro de agua, la nueva concentración de HCl será:
moles = M.V = 1 . 0'001 = 0'001 moles de HCl
M = n/V = 0'001/(1+0'001) ≈ 0'001 M de HCl
como el ácido clorhídrico, al ser un ácido fuerte, se disocia completamente:
HCl + H2O
Inicio (M)
Final (M)
0,001
0
Cl- + H3O+

-
0
0,001
0
0,001
[H3O+] = 0'001 M
pH = - Log (0'001) = 3
y como el pH original del agua es de 7, podemos decir que el pH de la disolución resultante ha
descendido en 4 unidades.
b) Para la disolución reguladora, tenemos:
Ka
[CH COO ] [H O ]
=
[CH COOH ]
−
3
3
+
3
- antes de añadir el HCl:
[CH3COO-] = 0'5 M
[CH3COOH] = 0'5 M
ya que al ser grande la concentración de CH3COO-, apenas estará disociado el ácido acético,
mucho menos que en agua pura por el efecto del ion común. Por lo tanto, sustituyendo en la
constante de acidez:
K a = 1´85 ⋅10
−5
[
0´5 ⋅ H 3O +
=
0´5
]
luego:
[H3O+] = 1'85.10-5
;
pH = 4'733
- después de añadir el HCl: como 1 cc. de HCl 1 M contiene 0'001 moles de HCl
(ácido fuerte), éste reacciona con 0'001 moles de CH3COO- (base fuerte) para formar 0'001
moles de CH3COOH (ácido débil), y por lo tanto, aproximando el volumen total que es de
1'001 litros a 1 litro:
[CH3COO-] = 0'499 M
[CH3COOH] = 0'501 M
221
y sustituyendo en la constante de acidez:
K a = 1´85 ⋅10
−5
=
[
0´499 ⋅ H 3O +
]
0´501
luego:
[H3O+] = 1'857.10-5
;
pH = 4'731
vemos que el pH, ahora solamente ha variado en 2 milésimas, es decir, que prácticamente se
ha mantenido constante.
430.- Calcular el pH de una disolución de ácido sulfúrico que contiene 0,5 gr/l. Considera
las dos disociaciones completas.
431.- Calcular el pH de una disolución de ácido nítrico 0,05 M.
432.- Calcular el pH de una disolución obtenida al disolver 0,387 gr de NaOH en 400 ml de
agua.
433.- Se añaden 0,05 cc. de una disolución de HCl 0,1 M a 500 cc. de agua. Hallar el pH de
la nueva disolución.
434.- Hallar el pH de una disolución de HCl 10-8 M.
435.- Se hacen reaccionar 200 ml de ácido nítrico 0,5 M con 300 ml de NaOH 0,5 M.
Calcular el pH de las disoluciones por separado y el pH de la disolución resultante.
436.- Se prepara una disolución disolviendo 0,5 moles de ácido fórmico (HCOOH), en un
poco de agua, y añadiendo agua hasta enrasar a un litro. ¿Cuál es el pH de la
disolución?. (Ka = 0,00017)
437.- ¿Qué pH tendrá una disolución de ácido acético 0,1 M disociada en un 3,2 %?.
438.- Medidas experimentales han demostrado que una disolución de HCN 0,1 M está
ionizada en un 0,0085%. Determinar la constante de ionización de dicho ácido.
439.- Determinar la concentraciones de protones y de iones oxidrilo de una disolución de
amoniaco 0'01 M que está ionizada en un 4'2%.
440.- Calcula la molaridad de una disolución de ácido cianhídrico que está ionizada el 2%.
DATO: Ka = 7.10-10
441.- Una disolución de ácido acético 0'1 M está ionizada en un 1'34 %. Calcula su Ka y el
pH de la disolución.
222
442.- Halla el pH de cada una de las siguientes disoluciones:
a) 10 ml de HCl 15 M en 750 ml de disolución.
b) 0'1 M de ácido hipocloroso (Ka = 3.10-8).
c) 0'01 M de hidracina: N2H4. (Kb = 2,3.10-6).
443.- Calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una disolución de ácido
fórmico (HCOOH) de pH = 3 si Ka = 1,7.10-4.
444.- Si 0,2 moles de acetato sódico (CH3COONa), se disuelven en un litro de agua.
Calcular el pH de la disolución resultante. (Ka = 1,75.10-5 y Kw = 10-14).
445.- Hallar el pH y la concentración de HCN (Ka = 4,93.10-10) en una solución preparada
disolviendo 0,45 moles de NaCN hasta un litro de agua.
446.- Calcular el pH de una disolución 0,1 M de acetato sódico tomando la Ka = 1,8.10-5.
447.- Calcular el pH de una disolución 0'1 M de nitrato amónico si Kb=1,8.10-5 y Kw=10-14.
448.- El pH de una disolución de acetato sódico es de 8'35, calcular la concentración de esta
disolución si la constante de acidez del ácido acético vale Ka = 1,8.10-5.
449.- Para neutralizar una disolución de 0,186 gr de KOH puro en 100 ml de agua, se
necesitan 40,4 ml de una disolución de HCl. ¿Cuál es la Normalidad de la disolución
de ácido clorhídrico?.
450.- ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 0,1 M se necesita para neutralizar una mezcla de 0'5
gr de NaOH y 0,8 gr de KOH? ¿Qué indicador se podría utilizar?
451.- Se mezclan 50 ml de ácido nítrico 0,1 M con 60 ml de hidróxido cálcico 0,1 M. ¿Qué
volumen de ácido clorhídrico 0'05 M se necesitaría para neutralizar la mezcla?
452.- ¿Qué volumen de una disolución de ácido acético 0'1 M se necesita para neutralizar 25
ml de NaOH 0,2 M? ¿Qué indicador será el adecuado?
453.- Calcular el pH de equivalencia para una valoración de 35 ml de ácido tricloroacético
0,1 N (Ka = 0,13), con KOH 0,1 M.
454.- Un vinagre comercial se valora con sosa 0,127 N consumiéndose 50 ml para
neutralizar 10,1 ml de muestra. Calcular:
a) La Normalidad del ácido en el vinagre.
b) La acidez del vinagre es debida al ácido acético. Calcular el tanto por cien en peso
del ácido acético que hay en el vinagre si éste tiene una densidad de 1 gr/ml.
455.- Se pretende seguir con algo de detalle la valoración de 50 ml de ácido acético 0,1 M
(Ka= 1,75.10-5), con 60 ml de NaOH 0,1 M. Calcular el pH de la disolución resultante:
a) Cuando no se ha añadido nada de sosa. b) Se han añadido 25 ml de solución de
NaOH. c) Se ha neutralizado exactamente el ácido. d) Se han añadido 5 ml en exceso
de NaOH 0,1 M.
223
456.- Una central térmica de producción de energía eléctrica libera 5 Tn de dióxido de azufre
por hora a la atmósfera. En días húmedos, el dióxido de azufre liberado reacciona con
el oxígeno atmosférico y el agua para producir ácido sulfúrico. A cierta distancia de la
central existe una laguna con un volumen de 5 Hm3. Si un 1% de todo el dióxido
liberado en un día precipita en forma de ácido sulfúrico en la laguna en forma de lluvia
ácida y la fauna autóctona existente en ella no puede soportar un pH inferior a 5'2,
¿podrá sobrevivir a dicha agresión?
457.- Responde verdadero o falso a cada una de las siguientes afirmaciones, justificando la
respuesta:
a) Para una disolución acuosa 1 M de un ácido fuerte HX:
i) La concentración del ion X- es 1 M.
ii) La concentración del ácido no ionizado es de 0,5 M.
iii) el pH = 0.
b) Para una disolución acuosa 0'1 M de un ácido débil HA:
i) La concentración del ion A- es 0,1 M.
ii) el pH = 1.
iii) La concentración del ion H+(ac) es la misma que la del ion A-(ac).
c) una disolución de Ca(OH)2 tiene un pH=3.
d) Una disolución de cloruro sódico tiene un pH=7
458.- La aspirina o ácido acetil salicílico es un ácido monoprótico débil, cuya fórmula
empírica es HA = C9O4H8 (Ka = 2,64.10-5).
Hallar el pH de una disolución preparada disolviendo una tableta de aspirina de 0,5 gr
en un vaso de 100 cc. de agua.
459.- Seguidamente se formulan 5 sales. Para todas ellas escribe su nombre (o su fórmula) y
si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas, básicas o neutras:
sulfato amónico ; KCl ; Acetato sódico ; NaBr ; cianuro potásico
460.- La hidracina es una base débil que se hidroliza según la reacción:
N2H4 + H2O
N2H5+ + OHKb = 2.10-6
a) calcular la concentración de ion hidracinio (N2H5+) que existirá en una disolución
preparada disolviendo 0,05 moles de hidracina en agua hasta un volumen de 250 ml.
b) Determinar el pH de dicha disolución.
461.- Responde verdadero o falso a cada una de las siguientes afirmaciones, justificando la
respuesta:
a) Para una disolución acuosa 1 M de un ácido fuerte HX:
i) La suma de las concentraciones de los iones X-(ac) y H+(ac) es 2 M.
ii) el pH de la disolución es negativo.
iii) la concentración de HX(ac) es 1 M.
b) Para una disolución acuosa 0,1 M de un ácido débil HA:
i) La concentración del ion H+ (ac) es la misma que la del ion A- (ac).
ii) El pH de la disolución es mayor que 1.
iii) la disolución es básica.
g) una disolución de cloruro amónico es básica.
h) Una disolución de nitrato cálcico tiene un pH = 5
224
462.- Seguidamente se formulan 5 sales. Para todas ellas escribe su nombre (o su fórmula) y
si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas, básicas o neutras:
NH4Cl ; KBr ; carbonato potásico ; sulfato sódico ; Ca(NO3)2
463.- Calcular el pH de una disolución de formiato sódico (HCOONa) que contiene 0,1 gr de
la sal en 25 ml de disolución acuosa. DATO: Ka = 1,78.10-4
464.- Se dispone de tres indicadores para los cuales figura entre paréntesis el pH de viraje:
Rojo de metilo (5),
Azul de bromotinol (7),
fenolftaleina (9)
Indica cuál será el más adecuado para las siguientes valoraciones ácido-base:
a) hidróxido sódico con ácido nítrico.
b) amoniaco con bromuro de hidrógeno.
c) ácido acético con hidróxido sódico.
465.- Si a una disolución de un electrolito fuerte se le añade un electrolito débil de forma
que ambas sustancias posean un ion común, ¿Cuál es el efecto resultante?
466.- El ácido salicílico es un ácido monoprótico de fórmula C7O3H6 y de Ka = 1,06.10-3.
Hallar:
a) el grado de ionización del ácido salicílico en una disolución que contiene un gramo
de ácido por litro de disolución.
b) el pH de la disolución resultante del apartado anterior.
c) el grado de ionización del ácido salicílico cuando se prepara una disolución de 1
gramo de dicho ácido en una disolución de 1 litro de ácido clorhídrico 0,1 M.
467.- Dados los pK correspondientes, escribir en orden creciente de acidez las siguientes
especies químicas:
HCO3;
H2S
;
S-2
y
NH4+
Datos: Ácido carbónico: pK1 = 6,4 pK2 = 10,3
Ácido sulfhídrico: pK1 = 7,0 pK2 = 12,9
Amoniaco: pK = 4,8
468.- Identifica las especies ácidas o básicas en las siguientes reacciones:
a) H2O + S2OH- + HSb) NH4+ + OHNH3 + H2O
c) HNO3 + HClO4
H2NO3+ + ClO4d) H2CO3 + NaOH
Na2CO3 + H2O
469.- Identifica cuáles de las siguientes especies son ácidas y cuáles son básicas, escribiendo
reacciones que lo pongan de manifiesto: NH4+ ; CO32- ; H3O+ ; HS470.- Se tiene un ácido débil HX en disolución acuosa. ¿Qué le sucederá al pH de la
disolución si se añade agua?, ¿y si se añaden iones H+?.
471.- Dadas las especies: NH3, OH-, HCl, HCO3-. Escribe reacciones que justifiquen el
carácter ácido o básico de las mismas, e identifica en cada reacción los pares
ácido/base conjugados.
225
472.- Ordena por fuerza ácida creciente las siguientes especies:
HCOOH (pKa = 3 ,75);
H2SO3 (pKa1 = 1,81);
NH4+ (pKa = 9,24)
473.- ¿Por qué al mezclar 50 ml de disolución 0,5 M de HF con 50 ml de disolución 0,5 M
de NaOH la disolución resultante no es neutra?
474.- Dadas las siguientes bases:
La metilamina CH3NH2 (pKb= 3,30),
la anilina C6H5NH2 (pKb= 9,38) y
el amoniaco NH3 (pKb= 4,74)
a) Escribe reacciones que lo pongan de manifiesto.
b) Explica cuál será el ácido conjugado más débil.
475.- Calcula el pH de las siguientes disoluciones:
a) 0,35 M de ácido hipobromoso.
b) 0,02 M de hipobromito de potasio.
La constante de acidez del ácido hipobromoso es 2,1.10-9.
476.- Calcula el pH y la concentración de todas las especies en una disolución 0,75 M de
nitrato de amonio. La constante de acidez del catión amonio es 5,6.10-10.
477.- Un ácido monoprótico débil en disolución acuosa tiene un pH = 3. Para neutralizar
100 ml de esta disolución son necesarios 100 ml de una disolución 0,1 M de hidróxido
de sodio. Determina el pKa del ácido.
478.- Una disolución de ácido fórmico, HCOOH, que contiene 10 gramos por litro de
disolución, tiene un pH de 2,2.
a) Calcula la constante de acidez del ácido fórmico.
b) Se mezclan 10 ml de la disolución ácida con 30 ml de una disolución de hidróxido
de sodio 0,1 M. Deduce cómo será la disolución resultante (ácida, básica o neutra).
479.- Se preparan 100 ml de una disolución acuosa a partir de 10 ml de NH3 (d = 0,9 g/ml;
25 % de riqueza). La constante de basicidad del amoniaco es 1,8.10-5.
a) Calcula el pH de la disolución.
b) Se hacen reaccionar 10 ml de dicha disolución con 15 ml de disolución 0,88 M de
ácido clorhídrico. Explica si la disolución resultante será ácida, básica o neutra.
480.- ¿Qué sucede cuando se disuelve cloruro de amonio en agua?. Escribe la reacción y
analízala desde el punto de vista ácido-base de Brönsted. Calcula el pH de una
disolución 0,25 M de cloruro de amonio sabiendo que la constante de basicidad del
amoniaco es Kb = 1,8.10-5.
481.- La hidracina (N2H4) es extremadamente soluble en agua, siendo sus disoluciones
débilmente alcalinas. Cuando 4 g de hidracina se disolvieron en agua hasta obtener
250 ml de disolución, el pH de la misma resultó ser 10,85. Calcula:
a) El pKb de la hidracina.
b) El volumen de disolución de ácido clorhídrico 0,2 M necesario para neutralizar
totalmente 10 ml de la disolución de hidracina.
226
482.- Se preparó una disolución de ácido cloroso con 2 g de dicho ácido y agua suficiente
para tener 250 ml de disolución. La constante de ácidez de este ácido es 1,1.10-2
a) Calcula el pH de la disolución.
b) Calcula el volumen de disolución 0,2 M de hidróxido de potasio que consume en la
valoración de 10 ml de la disolución de ácido cloroso. Razona si el pH en el punto de
equivalencia de esta valoración será ácido, básico o neutro.
483.- Calcula la constante de acidez de un ácido débil HA monoprótico sabiendo que en una
disolución del mismo 0,05 M está disociado un 0,15%. ¿Cuál es el pH de la
disolución?. ¿Cuántos ml de una disolución 0,01 M de hidróxido de sodio se
necesitarían para neutralizar completamente 100 ml de la disolución anterior?.
484.- Una disolución acuosa 0,1 M de ácido propanoico, CH3CH2COOH, tiene un pH =
2,95. A partir de este dato, calcula la constante de acidez del ácido propanoico y su
grado de disociación.
485.- Calcula el pH de la disolución y el grado de disociación del ácido nitroso, en una
disolución que contiene 0,47 g de dicho ácido en 100 ml. ¿Cuántos gramos de
hidróxido sódico se necesitan para neutralizar 25 ml de la disolución anterior de ácido
nitroso?. La constante de acidez del ácido nitroso es 5.10-4.
486.- El ácido fórmico está ionizado en un 3,2 % en una disolución acuosa 0,2 M. Calcula:
a) La constante de acidez del ácido fórmico.
b) El porcentaje de ionización en una disolución 0,01 M.
487.- ¿A qué concentración tendrá pH = 3 una disolución de ácido fórmico (ácido
metanoico) cuya constante de acidez es 1,77.10-4 a 25º C?, ¿cuánto valdrá el grado de
disociación a la misma temperatura?.
488.- A un litro de disolución 0,5 M de ácido acético se le adicionan 0,002 moles de ácido
nítrico (considera despreciable la variación de volumen). Calcula:
a) El pH de la disolución.
b) El grado de disociación del ácido acético.
Dato: Ka = 1,8.10-5 M
489.- Calcular el pH en: a) una disolución 0,2M de hidróxido sódico. b) una disolución
0,05M de ácido nítrico.
490.- Determinar la concentración de OH- y H+ en una disolución de amoníaco 0,01M, que
está ionizada en un 4,2%.
491.- Calcular la molaridad de una disolución de ácido cianhídrico, HCN, que está ionizada
al 2%.
Datos: Ka = 7.10-10.
492.- Una disolución de ácido acético 0,1M, está ionizada al 1,34%. Calcular la constante de
acidez, Ka, del ácido.
227
493.- Hallar la concentración del ión H+ y el pH de cada una de las siguientes disoluciones:
a) 10 ml de ácido clorhídrico 15 M en 750 ml de disolución.
b) 0,1M de ácido hipocloroso. Ka = 3.10-8.
c) 0,01M de hidracina, N2H4. Kb = 2,3.10-6.
494.- Calcular las concentraciones de todas las especies moleculares e iónicas presentes en
una disolución de ácido fórmico, H-COOH, de pH = 3, siendo Ka=1,7.10-4.
495.- La aspirina o ácido acetilsalicílico, HA, es un ácido monoprótico débil, cuya fórmula
molecular es C9O4H8. Hallar el pH de una disolución preparada disolviendo una
tableta de aspirina de 0,5 gramos en un vaso (100 ml) de agua. Se supone que la
aspirina se disuelve totalmente.
Dato: Ka = 1,06.10-3.
496.- La hidracina es una base débil que se ioniza en el agua según el equilibrio:
N2H4 (aq) + H2O (l) = N2H5+ (aq) + OH- (aq)
cuya constante es Kb = 2.10-6, determinar:
a) la concentración del ión hidracinio, N2H5+, que existirá en una disolución preparada
disolviendo 0,05 moles de hidracina en agua hasta obtener un volumen de 250 ml de
disolución.
b) el pH de dicha disolución.
497.- Calcular el pH de una disolución 0,1M de nitrato amónico, si Kb(NH3)=1,8.10-5.
498.- El pH de una disolución de acetato de sodio es 8,35. Calcular la concentración de esta
disolución si Ka del ácido acético es 1,8.10-5.
499.- Seguidamente se citan cuatro sales. Para todas ellas, escribir su nombre químico (o su
fórmula):
KBr; formiato de sodio; NaCN; CaCl2, nitrato de amonio.
Indicar, para cada una de ellas, si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas,
básicas o neutras, explicándolo.
500.- Calcular el pH de una disolución de formiato sódico, HCOONa, que contiene 0,1
gramos de la sal en 25 cc de disolución. La reacción de disociación del ácido fórmico y
su constante de acidez es la siguiente:
HCOO- (aq) + H+ (aq)
Ka = 1,78.10-4
HCOOH (aq)
501.- Calcular el contenido en acético del vinagre comercial, sabiendo que 10 ml del mismo
consumen 18 ml de una disolución de NaOH 0,5 M. Expresar el resultado en gramos
de acético por 100 ml de vinagre (grado de acidez).
502.- Calcular el contenido (en %) en hidróxido cálcico de una muestra sólida, si se disuelve
1 gramo de esta muestra en agua hasta obtener 100 ml de disolución y 10 ml de ésta
consumen 21,6 ml de ácido clorhídrico 0,1 M para su neutralización. Ten en cuenta el
hidróxido cálcico es una base fuerte y el ácido clorhídrico un ácido que se disocia en
un 100 %.
228
503.- ¿Qué volumen de ácido nítrico 0,1M se necesitaría para neutralizar una mezcla de 0,5
gramos de hidróxido sódico y 0,8 g de hidróxido potásico?.
504.- Se mezclan 50 ml de ácido nítrico 0,1M com 60 ml de hidróxido cálcico 0,1M. ¿Qué
volumen de ácido clorhídrico 0,05M se necesitaría para neutralizar esta mezcla?.
505.- ¿Qué volumen de una disolución de ácido acético (CH3COOH) 0,1 M se necesitará
para poder neutralizar 25 ml de hidróxido sódico 0,2 M?.
506.- a) ¿Cuales son las bases conjugadas de los siguientes ácidos de Brönsted?: HCl, H2O,
NH4+, CH3COOH.
b) Indicar cual de las siguientes afirmaciones es correcta o falsa, explicándolo
i) La base conjugada de un ácido fuerte es débil.
ii) Una disolución de acetato sódico tiene un pH = 7.
iii) Una disolución de cloruro amónico tiene un pH > 7.
507.- Una disolución acuosa que contiene 0,01 moles de ácido acético en un volumen de 100
ml tiene un pH = 3.
a) Calcular la constante de acidez del ácido acético.
b) Determinar cual debe ser el volumen de agua que deberá añadirse a la disolución
anterior para que el pH de la disolución alcance el valor de 4.
508.- La constante de acidez de un ácido monoprótico es 10-5.
a) Determinar el valor del pH de una disolución 0,5 M de dicho ácido.
b) Determinar el valor del pH de una disolución de 50 cc que contiene 0,01 mol de la
sal sódica de dicho ácido.
509.- a) Definir ácidos y bases según la teoría protónica de Brönsted.
b) Escribir reacciones que justifiquen el carácter ácido o básico de las disoluciones
acuosas de las siguientes sustancias: cloruro amónico, yoduro sódico, acetato sódico y
perclorato de sodio.
510.- a) ¿Cómo se mide la fuerza de los ácidos o las bases según la teoría protónica?
b) Escribir reacciones que justifiquen el carácter ácido, básico o anfótero, según la
misma teoría, de las especies: HCO3-, NH4+, NO3-.
511.- Indicar la especie más ácida y más básica de los siguientes pares, justificando la
respuesta:
CH3COOH/CH3COOKa = 2.10-5
NH4+/NH3
Ka = 5.10-10
HNO2/NO2
Ka = 4.10-4
512.- El vinagre comercial es una disolución acuosa de ácido acético, de 5% de riqueza en
masa de ácido y densidad 1,05 g/ml.
a) ¿Cuál es el pH del vinagre?
b) ¿Qué volumen de disolución de hidróxido sódico 0,5 M será necesario para
neutralizar 100 ml de vinagre?.
Datos: pKa(CH3COOH) = 4,74
229
513.- Pon algún ejemplo de sales cuya disolución acuosa sea ácida, básica y neutra. Escriba
reacciones que lo justifiquen.
514.- a) Escribir la reacción del amoníaco gaseoso con el agua, identificando los pares
ácido-base.
b) Indicar cualitativamente cómo se modificará el pH de la disolución (aumentará,
disminuirá o no se modificará) en las siguientes condiciones:
i) adición de NaOH,
ii) adición de HCl,
iii) adición de agua.
515.- Explicar, mediante reacciones, el hecho observado de que en una disolución acuosa de
amoníaco, la fenolftaleína se colorea de rojo, mientras que en una disolución de
cloruro amónico no se colorea.
516.- a) Escribir la reacción del ácido acético con agua, señalando el doble par ácido-base.
b) Con referencia al apartado anterior, indicar cualitativamente cómo se modifica el
pH de la disolución (aumentará, disminuirá o no se modificará) en las siguientes
condiciones:
i) adición de NaOH,
ii) adición de HCl,
iii) adición de agua.
517.- Utilizando la teoría protónica, indicar y justificar cuales de las siguientes sustancias
son ácidos o bases: SO42- ; HCO3-; Cl-; H3O+.
b) Dados los pares:
CH3COOH/CH3COO(pKa = 4,8)
HF/F
(pKa = 2,8 )
(pKa = 10,0),
HCN/CNelegir el ácido más fuerte y la base más fuerte. Justificar la elección.
518.- Cuando 150 mg de una base orgánica de masa molar 31,06 g/mol, se disolvieron en
agua hasta obtener 50 ml de disolución, el pH de la misma resultó ser 10,05. Calcular:
a) El pKb de dicha base orgánica.
b) El volumen de disolución de clorhídrico 1 M que se necesita para neutralizar
totalmente 10 ml de dicha disolución.
c) Explicar si la disolución resultante en b) será ácida, básica o neutra.
230
Reacciones de Oxidación - Reducción
9.- REACCIONES DE
OXIDACION-REDUCCION.
9.1.- Concepto de oxidación - reducción. ....................................……… 232
9.2.- Índice o número de oxidación. …............................................…… 233
9.3.- Concepto de semirreacción.
............................................................ 236
9.4.- Ajuste de reacciones Redox.
.......................................................... 238
9.4.1.- En medio ácido o neutro.
……………………………………………..
9.4.2.- En medio básico. ………………………………………………………
9.5.- Electrólisis. Ley de Faraday.
238
239
.......................................................... 241
9.6.- Potenciales de electrodo. Pares oxidación - reducción. ................. 243
9.7.- La ecuación de Nerst.
9.8.- Valoraciones Redox.
.................................................................... 247
....................................................................... 249
................................................................. 250
231
9.1.- Concepto de oxidación - reducción.
En este tema vamos a estudiar un tipo de reacciones denominadas de oxidación –
reducción, que son muy importantes para nuestra vida cotidiana. La energía que necesitamos
para realizar cualquier actividad, la obtenemos
fundamentalmente de procesos de oxidación–reducción,
como el metabolismo de los alimentos, la respiración
celular, etc. Además, son responsables de procesos tan
dispares como la corrosión de los metales, el
oscurecimiento de una manzana cortada, la acción de los
conservantes alimenticios, la combustión, el blanqueado
de las lejías, ...
Hoy en día, las reacciones de oxidación–
reducción se utilizan en infinidad de procesos,
especialmente en el campo de la industria, por ejemplo,
en la generación de energía eléctrica (pilas
electroquímicas), o el proceso inverso, es decir, a través de la electricidad, provocar
reacciones químicas que no son espontáneas, de gran utilidad para la obtención de metales y
otras sustancias de gran interés social (electrólisis). También son de gran utilidad para la labor
policial, ya que una reacción de este tipo, entre el ión dicromato y el alcohol etílico, es la que
permite determinar con gran precisión el grado de alcoholemia de conductores.
Las reacciones de oxidación – reducción, también llamadas REDOX, presentan un
cierto paralelismo con las reacciones ácido – base, ya que ambas se llaman reacciones de
transferencia. Mientras que en las ácido – base se transfieren protones del ácido a la base, en
las redox, se produce una transferencia de electrones del reductor al oxidante. Por ejemplo:
Zn + Cu+2
Zn+2 + Cu
en la que existe una transferencia de electrones del Zn (que pierde 2 electrones) al Cu+2 (que
los gana).
Las reacciones redox son muy fáciles de identificar cuando tienen lugar entre iones o
compuestos iónicos, ya que es sencillo ver entre que especies tiene lugar la transferencia de
electrones; pero, cuando tiene lugar entre sustancias covalentes, no es tan obvio reconocerlas,
por ejemplo:
Fe2O3 + 3 C
2 Fe + 3 CO2
podríamos decir que el C se ha oxidado porque ha incorporado oxígeno transformándose en la
molécula de CO2 y, el Fe2O3 se reduce porque lo pierde, obteniéndose hierro metálico. Este
concepto de oxidación – reducción, debido a Lavoisier, ha quedado desfasado, ya que hay
reacciones redox en las que el oxígeno ni siquiera interviene.
Según el concepto actual: Una sustancia se oxida cuando pierde electrones, que cede a
otra sustancia que es la que se reduce, luego la oxidación es una pérdida de electrones y la
reducción una ganancia de electrones.
232
Cuando un compuesto se oxida, siempre hay otro que se reduce. Al primero se le llama
reductor y al segundo oxidante. Por ejemplo:
oxidante1 + reductor2
Cu+2
+
reductor1 +
Zn
Cu
+
oxidante2
Zn+2
9.2.- Índice o número de oxidación.
Una forma práctica de averiguar si una sustancia se oxida o se reduce es mediante su
índice de oxidación (también llamado número de oxidación.
El índice de oxidación de un elemento químico es el número de electrones en exceso o
en defecto de un átomo del elemento respecto a su estado neutro. Puede ser positivo, si hay
defecto de electrones o negativo si hay exceso; por ejemplo:
- positivo: Na+ (i.o. = +1) , Ca+2 (i.o. = +2)
- negativo: Cl – (i.o. = -1) , O – 2 (i.o. = -2)
Para determinar el índice de oxidación de un elemento combinado con otro:
-
si el enlace es iónico, el índice de oxidación coincide con el número de electrones
que ha ganado o perdido en la cesión de electrones que ha tenido lugar en el enlace
con el signo correspondiente (positivo si pierde y negativo si gana).
-
si el enlace es covalente, coincide con el número de electrones que está
compartiendo ese elemento, siempre en valor absoluto.
En cualquier caso, los índices de oxidación no son cargas reales, sino cargas ficticias
que nos ayudan a averiguar si una especie se ha oxidado o reducido en una determinada
reacción química.
Si aumenta el índice de oxidación indica que pierde electrones y por lo tanto se oxida,
(es el reductor), y si, por el contrario, disminuye, indica que gana electrones y por lo tanto se
reduce, (es el oxidante). Pero, ¿cómo se calcula el índice de oxidación?; para ello hay una
serie de reglas que a continuación vamos a enumerar:
a) El estado de oxidación de cualquier elemento en su forma alotrópica (tal y como se
presenta a temperatura ambiente y presión atmosférica) es cero.
N2
;
S8
;
O2
;
Na
;
Cr
;
...
b) En sustancias iónicas monoatómicas, coincide con la carga del ión, por ejemplo:
Cl –  -1
Cu+2  +2
233
c)
El estado de oxidación del oxígeno, combinado con otros elementos, es siempre
-2, excepto en los peróxidos en los que es -1, en los superóxidos que es -1/2 y en
el difluoruro de oxígeno que es +2, ya que el flúor es único elemento más
electronegativo que el oxígeno:
H2O -2
H2O2  -1
F2O 
+2
c) El hidrógeno, combinado con otros elementos, siempre tiene +1, excepto en los
compuestos binarios metálicos, (hidruros metálicos), donde es -1.
NH3  +1
NaOH  +1
NaH  -1
AlH3  -1
d) El número de oxidación del Flúor, en un compuesto, es siempre -1. El resto de los
halógenos pueden tener índices de oxidación negativos cuando se combinan con
elementos más electronegativos que ellos o positivos si se combinan con
elementos más electronegativos (por ejemplo el oxígeno).
HF  - 1
HCl  - 1
HClO3  +5
HIO2  +3
e) Los demás índices de oxidación se escogen de manera que la carga (ficticia) total
de la molécula sea nula, o si se trata de un ión coincida con su carga.
f) Los índices de oxidación no tienen porqué ser números enteros, como ya hemos
visto, pueden ser fraccionarios o incluso cero.
Vamos a ver unos ejemplos: (los índices de oxidación figuran en la parte superior de
cada elemento):
el cloro reduce su índice de oxidación de (0) a (-1), lo que indica que gana electrones
reduciéndose; es el oxidante. En cambio, el hierro aumenta su índice de oxidación de (+2) a
(+3), lo que indica que pierde electrones oxidándose, es el reductor.
Otro ejemplo: ¿qué índice de oxidación tienen todos los átomos del ión sulfato?
el oxígeno tiene índice de oxidación (-2) ya que no se trata ni de un peróxido ni del difluoruro
de oxígeno. Como hay 4 oxígenos, la suma de los índices de oxidación de los cuatro será (-8)
y, ya que el ión sulfato debe poseer una carga total de -2, el índice de oxidación del azufre en
este caso será de (+6) ya que: +6 - 8 = -2.
234
Por último, recordar que para averiguar si una reacción es de oxidación-reducción,
basta con calcular los índices de oxidación de todos los elementos que en ella intervienen y
observar si hay variación en alguno de ellos. De haberla, la reacción es redox, por el contrario
si no hay variación, no lo será.
El concepto de oxidante o reductor, al igual que el de ácido – base, es relativo para
cada sustancia, es decir, una sustancia puede actuar como oxidante frente a otra que tenga más
tendencia a ceder electrones, y viceversa, podría actuar como reductora frente a otra que
tuviese más tendencia que ella a ganarlos.
Al igual que definíamos en las reacciones ácido – base el par ácido/base conjugada, en
las reacciones Redox se puede definir el par oxidante/forma reducida, por ejemplo, Fe+3/Fe+2
o Cl2/Cl –. Es importante tener en cuenta que, en todo proceso redox hay dos pares oxidantereductor por lo menos.
Por otro lado, podemos sacar la conclusión de que, por ejemplo, el ión permanganato
(MnO4 – ) solo puede actuar como oxidante ya que el ínice de oxidación del Mn (+7) sólo
puede disminuir, mientras que, por ejemplo, el Fe, sólo puede actuar como reductor, ya que su
índice de oxidación (0) sólo puede aumentar. Hay situaciones como la del ión clorito, (ClO2 – )
que podría actuar como oxidante o como reductor ya que el índice de oxidación del Cloro
(+3), podría tanto aumentar como disminuir.
Recordemos que el índice de oxidación es:
-
Enlace iónico: el número de cargas que tiene ese átomo al ganar o perder
electrones de su capa de valencia para adquirir configuración electrónica de gas
noble.
-
Enlace covalente: el número de cargas eléctricas ficticias que tendría ese átomo si
los electrones compartidos se asignasen al átomo más electronegativo.
No conviene confundir el índice de oxidación con:
-
La carga eléctrica, ya que, aunque en ocasiones coincida, en los compuestos
covalentes no ocurre (ya que no hay cargas) y en algunos compuestos iónicos
tampoco, por ejemplo, en el Fe3O4 el índice de oxidación para el oxígeno es (-2)
mientras que para el Fe es (+8/3) que, evidentemente, no coincide con la carga
eléctrica ya que no puede ser fraccionaria.
-
La valencia, ya que hay compuestos en los que tampoco coincide, por ejemplo, en
el metano (CH4), la dimetilcetona (CH3COCH3) o el formaldehído (HCHO), el
carbono en todos ellos actúa con valencia covalente 4 mientras que su índice de
oxidación de es - 4 en los dos primeros y 0 en el tercero.
235
9.3.- Concepto de semirreacción.
La oxidación y la reducción son dos conceptos que se producen siempre de forma
simultánea, denominando al proceso global de oxidación-reducción o redox. Esto es debido a
que los electrones perdidos en la oxidación son los ganados en la reducción. No obstante, en
el laboratorio, se pueden separar ambos procesos aunque se sigan produciendo de forma
simultánea en lo que se llama una pila electroquímica:
En un dispositivo como el de la figura, se comprueba experimentalmente que se
establece una corriente de electrones del Zn al Cu.
El puente salino es un tubo en forma de "U" lleno de una disolución iónica, por
ejemplo de KCl (o KNO3), taponado en sus extremos por una lana de vidrio o algodón y que
tiene una doble función:
236
-
Cierra el circuito al permitir el paso de cationes y aniones de un recipiente a otro
por difusión, concretamente los aniones al recipiente del ánodo (donde se verifica
la oxidación) y a los cationes al recipiente del cátodo (donde tiene lugar la
reducción).
-
El flujo de los iones de la disolución que contiene el puente salino, evitan la
acumulación de carga. Por ejemplo, si la disolución es de cloruro potásico (K+ y
Cl–), al recipiente del ánodo irán los iones de Cl– contrarrestando la acumulación
de carga positiva por la presencia, cada vez mayor, de iones Zn+2, y en el recipiente
del cátodo, los iones K+ compensando la desaparición de los iones Cu+2.
Lo que ocurre es lo siguiente:
Zn+2 + 2 e–
- Recipiente de la izquierda (oxidación): Zn
Semirreacciones
+2
–
- Recipiente de la derecha (reducción): Cu + 2 e
- Reacción total:
Zn + Cu+2
Cu
Zn+2 + Cu
el cinc del ánodo pierde 2 electrones cargándose positivamente (Zn+2) y pasando a la
disolución de sulfato de cinc. Los electrones que pierde el Zn, pasan a través del hilo
conductor del ánodo al cátodo (por eso el amperímetro marcará el paso de la corriente
eléctrica); y, el cátodo al cargarse negativamente, atraerá hacia él a los iones de Cu+2 que al
captar a los electrones se transformarán en cobre metálico que se depositará en el cátodo. El
puente salino, como ya hemos indicado, impedirá que exista acumulación de carga del mismo
signo en cualquiera de los dos recipientes, pasando carga en sentido inverso al de la pila
electroquímica. Aquí te mostramos una fotografía real de una pila de este tipo llamada pila de
Daniell, ya que fue ideada por primera vez por este químico británico (John Fréderíc Daniell,
1790-1845) en 1831:
En realidad, estamos manipulando una reacción redox separándola en dos
semirreacciones para tratar de comprenderla mejor. Asimismo, las semirreacciones sirven para
comparar la fuerza de diversos agentes oxidantes y reductores. También las utilizaremos para
ajustar reacciones redox como veremos a continuación.
237
9.4.- Ajuste de reacciones redox.
Las reacciones redox suelen ser bastante complejas de ajustar, por lo que se han ideado
varios métodos para poder hacerlo con mayor facilidad. Uno de ellos es el llamado método del
ión-electrón, que es el que utilizaremos.
Este método tiene ligeras diferencias si la reacción a ajustar tiene lugar en medio ácido
o en medio básico, por ese motivo las diferenciaremos:
9.4.1.- Ajuste de reacciones REDOX en medio ácido o neutro.
Vamos a ver cada uno de los pasos que hay que seguir para ajustar una reacción redox
en medio ácido por el método del ión-electrón con un ejemplo:
1º.- Identificar las especies que se oxidan y se reducen mediante el cálculo de los
índices de oxidación:
nos damos cuenta de que sí es una reacción redox puesto que hay dos elementos que presentan
variación en su índice de oxidación:
2º.- Escribir las dos semirreacciones: Hay que coger tan solo los compuestos donde se
encuentran los elementos que se oxidan o se reducen, y si esos compuestos son sales o
hidróxidos, hay que disociarlos previamente cogiendo el ión donde se encuentran los citados
elementos:
- semirreacción de oxidación:
Mn+2
MnO4–
- semirreacción de reducción:
238
BiO3–
Bi+3
3º.- Ajustar las semirreacciones: igualando en primer lugar el elemento que se oxida o
se reduce, añadiendo posteriormente agua donde falten oxígenos, luego protones ajustando los
hidrógenos, y por último electrones para encajar las cargas. En nuestro caso:
- Semirreacción de oxidación:
Mn+2 + 4 H2O
- Semirreacción de reducción:
BiO3– + 6 H+ + 2 e–
MnO4– + 8 H+ + 5 e–
Bi+3
+ 3 H2O
(1)
(2)
si el proceso seguido es correcto hasta el momento, en la semirreacción de oxidación se deben
"perder" electrones y en la de reducción se deben “ganar”.
4º.- Sumar las dos semirreacciones de tal manera que multiplicando cada una de ellas
por un número entero, se eliminen los electrones, ya que el mismo número de electrones que
pierde el reductor deben ser los que gane el oxidante. En nuestro caso multiplicaremos la
ecuación (1) por 2 y la ecuación (2) por 5:
2 Mn+2 + 8 H2O
5 BiO3- + 30 H+ + 10 e–
2 Mn+2 + 5 BiO3- + 14 H+
2 MnO4- + 16 H+ + 10 e–
5 Bi+3
+
15 H2O
5 Bi+3 +2 MnO4- + 7 H2O
5º.- Comparar la reacción obtenida con la reacción que queremos ajustar:
2 Mn(NO3)2 + 5 NaBiO3 + 14 HNO3
5 Bi(NO3)3 + 2 NaMnO4 + 3 NaNO3 + 7 H2O
9.4.2.- Ajuste de reacciones REDOX en medio básico.
El método que acabamos de ver es válido si la reacción está en medio neutro o ácido
(como la del ejemplo ya que tiene ácido nítrico), pero si estuviese en medio básico, antes de
realizar el 5º paso, deberíamos añadir aniones oxidrilo (OH-) a ambas partes de la reacción
para eliminar los protones (H+) formando agua. Por ejemplo:
1º.- Identificar las especies que se oxidan y se reducen.
239
2º.- Escribir las dos semirreacciones:
NO2–
MnO4–
NO3–
MnO2
3º.- Ajustar cada una de las semirreacciones:
NO3- + 2 H+ + 2 e–
NO2– + H2O
MnO2 + 2 H2O
MnO4– + 4 H+ + 3 e–
(1)
(2)
4º.- Sumar las dos semirreacciones: multiplicaremos la ecuación (1) por 3 y la
ecuación (2) por 2 para que las dos semirreacciones intercambien el mismo número de
electrones:
3 NO2– + 3 H2O
3 NO3– + 6 H+ + 6 e–
–
+
–
2 MnO4 + 8 H + 6 e
2 MnO2 + 4 H2O
3 NO2– + 2 MnO4– + 2 H+
3 NO3– + 2 MnO2 + H2O
como la reacción a ajustar es básica (ya que posee hidróxido potásico) tendremos que añadir a
derecha e izquierda 2 grupos OH- para eliminar los protones formando agua:
y simplificando una de las dos aguas formadas a la izquierda de la reacción con la que
teníamos en la derecha, resulta:
3 NO2– + 2 MnO4– + 2 H2O
3 NO2– + 2 MnO4– + H2O
3 NO3– + 2 MnO2 + H2O + 2 OH–
3 NO3– + 2 MnO2 + 2 OH–
5º.- Comparar la reacción obtenida con la reacción que queremos ajustar:
3 NaNO2 + 2 KMnO4 + H2O
240
3 NaNO3 + 2 MnO2 + K(OH)
9.5.- Electrólisis. Ley de Faraday.
Se puede conectar una fuente de alimentación de voltaje variable que se oponga a la
diferencia de potencial que crea la pila electroquímica y un amperímetro.
Cuando el voltaje en
oposición es nulo, la pila
electroquímica funciona normalmente:
Zn+2 + Cu
Zn + Cu+2
∆Eº = 1'10 V
potencial
en
condiciones
estándar ([ ] = 1M, P = 1 atm
si hay gases).
Si
el
voltaje
en
oposición
aumenta,
la
diferencia de potencial entre los
electrodos disminuye y el
amperímetro
marcará
una
disminución de la intensidad.
Si seguimos aumentando el voltaje en oposición, llega un momento en que se iguala al
potencial standard de la pila y entonces el amperímetro marcará:
I = 0 Amperios
y la reacción se detendrá, ya que justo en ese momento no hay transferencia de electrones.
Hasta ese momento, la reacción que se producía era:
Zn+2 + Cu
Zn + Cu+2
pero si se aumenta aún más el potencial o voltaje en oposición, se invierte el sentido de la
corriente y, por lo tanto, el sentido de la reacción:
Cu+2 + Zn
Cu + Zn+2
Este es el fenómeno de la electrólisis que consiste en provocar una reacción
electrolítica que no es espontánea.
241
Faraday estudió estos fenómenos llegando a emitir dos leyes:
1.- El peso de un elemento depositado en un electrodo, es proporcional a la cantidad de
electricidad que pasa por la disolución, es decir:
Zn+2 + 2 e-
Zn
a mayor cantidad de cinc depositado en el electrodo, mayor número de electrones han pasado
por la disolución.
Por cada átomo de Zn formado, se necesitan dos electrones. Por cada mol de cinc
formado, se necesitarán dos moles de electrones. A la cantidad de carga de un mol de
electrones se le llama Faraday:
1 Faraday = 6'022.1023 . 1'602.10-19 = 96486'7 C ≈ 96500 C
Se define equivalente químico de una sustancia a la cantidad de moles de ésta que
capta o cede un mol de electrones:
2.- Un Faraday de electricidad deposita siempre una cantidad de sustancia igual a su
peso equivalente.
La más inmediata aplicación de la electrólisis es la obtención de elementos muy
activos, para los que no existen reductores u oxidantes de tipo químico, por ejemplo:
- electrólisis del cloruro de sodio fundido:
después de la descarga electrolítica tienen lugar reacciones secundarias como la formación de
cloro diatómico.
- electrólisis del fluoruro de aluminio fundido:
posteriormente, también se obtendrá flúor diatómico gaseoso.
242
- electrólisis del agua: También con reacciones muy similares a las anteriores, si la
energía eléctrica es barata, puede resultar rentable obtener hidrógeno y oxígeno del agua por
medio de la electrólisis. Es conveniente acidular un poco el agua con ácido sulfúrico (que no
es volátil) para aumentar su conductividad eléctrica de la disolución:
cátodo (reducción):
4 H+ + 4 e-
2 H2
ánodo (oxidación):
2 H2O
O2 + 4 H+ + 4 e-
Reacción global:
2 H2O (l)
2 H2(g) + O2(g)
De los ejemplos anteriores se puede deducir el significado semántico de la palabra
electrólisis: descomposición por corriente eléctrica.
9.6.- Potenciales de electrodo. Pares redox.
La diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo cuando circula corriente eléctrica
se denomina potencial de la celda “E” y coincide con la fuerza electromotriz. El potencial de
una pila electroquímica, nos puede dar mucha información sobre el sentido en el que se van a
verificar las reacciones redox, por ejemplo:
Zn + Cu+2
Zn+2 + Cu
∆Eº = 1'10 V
la reacción es espontánea.
Cu +2 H+
H2 + Cu+2
∆Eº = - 0'344 V
la reacción no es espontánea.
Es decir, si el potencial es positivo, será
espontánea la reacción y si es negativo, la reacción será
forzada.
Sin embargo, es imposible medir el potencial de
un electrodo aislado, pero, si arbitrariamente asignamos
un valor cero a un electrodo concreto, este nos puede
servir como referencia para determinar los potenciales
relativos del resto de electrodos. De esta manera,
podremos comparar el efecto oxidante o reductor de
varias sustancias (su fuerza). El potencial de referencia
que se toma por convenio es el siguiente:
2 H+ (1 M) + 2 e –
H2 (1 atm) Eº (H+/H2) = 0 V
243
se construyen entonces, pilas electroquímicas donde uno de los electrodos sea el de Hidrógeno
y se miden los potenciales, por ejemplo:
Zn + 2 H+
Zn+2 + H2
∆E = 0'76 V
luego:
Eº(Zn/Zn+2) = 0'76 V
2 Ag+ + H2
2 Ag + 2 H+
∆E = 0'80 V
luego:
E (Ag+/Ag) = 0'80 V
ahora es evidente que los dos potenciales deben tener signos distintos, ya que en el primer
caso el cinc se está oxidando y en el segundo, la plata se está reduciendo. Para poder hacer
comparaciones se toman, por convenio, las reacciones en el sentido de reducción (potenciales
normales de reducción):
Zn+2 + 2 eAg + 1 e-
Zn
Ag
Eº(Zn+2/Zn) = - 0'76 V
Eº(Ag+/Ag) = 0'80 V
con este procedimiento, podemos calcular el potencial normal de reducción de cualquier par
redox, y por lo tanto, se podrá establecer una ordenación del más positivo al más negativo.
En la siguiente tabla te mostramos algunos de los potenciales de reducción en
condiciones estándar ([H+] = 1 M a 25 ºC y Presión 1 atmósfera), referidos al potencial del
hidrógeno.
244
Potenciales tipo de electrodo en disoluciones ácidas
Semirreacción
[H+] = 1 M a 25 ºC
Eº (voltios)
F2 + 2 e –
2 F–
H2O2 + 2 H+ + 2 e –
2 H2O
–
+
–
MnO4 + 4 H + 3 e
MnO2 + 2 H2O
MnO4 – + 8 H+ + 5 e –
Mn+2 + 4 H2O
+
–
Pb+2 + 2 H2O
PbO2 + 4 H + 2 e
Cl2 + 2 e –
2 Cl –
–2
+
Cr2O7
+ 14 H + 6 e –
2 Cr+3 + 7 H2O
Mn+2 + 2 H2O
MnO2 + 4 H+ + 2 e –
+
–
O2 + 4 H + 4 e
2 H2O
Br2 + 2 e –
2 Br –
NO3 – + 4 H+ + 3 e –
NO + 2 H2O
2 Hg+2 + 2 e –
Hg2+2
Ag+ + e –
Ag
2 Hg
Hg2+2 + 2 e –
+3
–
Fe + 3 e
Fe
+
–
O2 + 2 H + 2 e
H2O2
MnO4 –2
MnO4 – + e –
2 I–
I2 + 2 e –
Cu+ + e –
Cu
+2
–
Cu + 2 e
Cu
Cu+
Cu+2 + e –
+
–
2H +2e
H2
Cd
Cd+2 + 2 e –
Cr+2
Cr+3 + e –
Fe+2 + 2 e –
Fe
+2
–
Zn + 2 e
Zn
Mn
Mn+2 + 2 e –
+3
–
Al + 3 e
Al
–
2 H–
H2 + 2 e
Mg+2 + 2 e –
Mg
+
–
Na + e
Na
Ca+2 + 2 e –
Ca
+2
–
Ba + 2 e
Ba
K+ + e –
K
Li+ + e –
Li
Poder oxidante
2’80
1’77
1’69
1’51
1’45
1’36
1’33
1’23
1’23
1’06
0´96
0’92
0’80
0’79
0’77
0’68
0’56
0’54
0’52
0’34
0’15
0’00
-0’40
-0’41
-0’44
-0’76
-1’18
-1´66
-2´25
-2’37
-2’71
-2’87
-2’90
-2’93
-3’05
Poder reductor
245
Un par redox actuará como oxidante (se reducirá) frente a cualquier otro situado por
debajo de él, y viceversa, un par redox actuará como reductor (se oxidará) frente a cualquier
otro situado por encima de él. Es decir, el par que tenga un mayor potencial de reducción, será
el oxidante (se reducirá). Por ejemplo:
Eº(Cu+2/Cu) = 0'34 V
Eº(Zn+2/Zn) = - 0'76 V
en una confrontación entre estos pares, será el Cu el que se reducirá (oxidante), ya que tiene
mayor potencial de reducción, y el Zn el que se oxidará (reductor); luego la reacción que
tendrá lugar entre ellos será:
Zn + Cu+2

Zn+2 + Cu
∆Eº = 0'34 - (-0'76) = 1'10 V
pero, si el cobre actuase con la plata:
Eº(Cu+2/Cu) = 0'34 V
Eº(Ag+/Ag) = 0'80 V
la plata se reducirá (ya que tiene mayor potencial de reducción) y será el cobre el que se
oxidará:
Cu + 2 Ag+

Cu+2 + 2 Ag
∆Eº = 0'80 - 0'34 = 0'46 V
Los potenciales normales de reducción, además de predecirnos el sentido de la
reacción, también nos pueden dar una idea de lo desplazada que está dicha reacción hacia la
derecha (recordemos que todas las reacciones, incluidas las redox, son de equilibrio). A
medida que la diferencia de los potenciales de reducción de los dos pares que intervienen en la
reacción sea mayor, ésta, será más espontánea y más desplazada hacia la derecha. Dicho de
otro modo, cuanto más separados estén los pares redox en la escala de tensiones, mayor será la
extensión de la reacción entre el oxidante más poderoso y el reductor más vigoroso (mayor
será su constante de equilibrio).
246
9.7.- La ecuación de Nerst.
Todos los potenciales que hemos calculado hasta ahora son en condiciones estándar, es
decir, T= 25ºC, P= 1 atm (en el caso de gases) y concentración = 1 M. Pero los potenciales
dependen de las concentraciones, y esa dependencia viene dada por la ecuación de Nerst. Por
ejemplo, para la reacción:
aA + bB
cC + dD
E = E −
[C ]c ⋅ [D]d
0,059
⋅ log
n
[A]a ⋅ [B ]b
donde n es el número de electrones que se intercambian en la reacción.
Por ejemplo, el potencial para la siguiente semirreacción será:
+3
Fe
-
+ 1e
[ ]
[ ]
Fe + 2
0,059
E=E −
⋅ log
1
Fe + 3

+2
Fe
donde n = 1 ya que se intercambia un electrón en el proceso. Veámoslo con otro ejemplo:
MnO4- + 8 H+ + 5 e-
0,059
⋅ log
E=E −
5

Mn+2 + 4 H2O
[Mn ]
[MnO ] [H ]
+2
−
4
+ 8
observa que, al igual que en las constantes de acidez (y basicidad), la concentración de agua
no aparece en la expresión del potencial.
La ecuación de Nerst también nos sirve para calcular constantes de equilibrio, ya que
de la ecuación (1) se deduce que:
E = E −
[C ]c ⋅ [D]d
0,059
⋅ log
n
[A]a ⋅ [B ]b
E = E −
0,059
⋅ log K c
n
teniendo en cuenta que cuando se alcance el equilibrio el potencial de la pila obtenido con los
pares de la reacción estudiada será nulo, y despejando el valor de la constante de equilibrio:
Kc
E  ⋅n
= 10 0,059
247
Vamos a calcular la constante de equilibrio para una reacción concreta:
H2O2 + Cr2O7-2 + H+
Cr+3 + O2 + H2O
para ello nos dan como datos:
Eº (Cr2O7-2/ Cr+3 ) = 1'33 V
Eº (O2/H2O2) = 0'68 V
como el ión dicromato posee un mayor potencial de reducción, será éste quién se reduzca,
mientras que el agua oxigenada se oxidará, por lo tanto el potencial estándar de la reacción
será:
∆Eº = 1'33 - 0'68 = 0'65 V
a continuación hay que ajustar la reacción para ver cuántos electrones son intercambiados:
reducción:
Cr2O7-2 + 14 H+ + 6 e-
oxidación:
H2O2
2 Cr+3 + 7 H2O
O2 + 2 H+ + 2 e-
(1)
(2)
multiplicando la ecuación (2) por tres y sumándolas, resulta:
3 H2O2 + Cr2O7-2 + 8 H+
2 Cr+3 + 3 O2 + 7 H2O
en la que se intercambian 6 electrones, por lo tanto, aplicando la ecuación de Nerst:
E = E −
0,059
⋅ log K c
n
0 = 0,65 −
0,059
⋅ log K c
6
comprueba que como valor de “n” hemos puesto un 6 puesto que en la reacción se
intercambian 6 electrones (aunque en la reacción global no aparezcan). Despejando el valor de
la constante de equilibrio:
Kc
E  ⋅n
= 10 0,059
0,65⋅6
= 10 0,059
= 10 66,1 = 1,26 ⋅10 66
como la reacción posee una constante de equilibrio muy grande, estará muy desplazada hacia
la derecha.
248
9.8.- Valoraciones Redox.
Las valoraciones redox son muy similares a las valoraciones ácido-base. Vamos a
verlo con un ejemplo:
Fe+2 + Ce+4 
Fe+3 + Ce+3
Para determinar el punto de equivalencia (que será aquel en el que todo el Fe+2 se haya
oxidado a Fe+3) se utiliza un indicador redox.
Un indicador redox, está formado por un par redox, cuya forma oxidada presenta un
color diferente a su forma reducida. En la mayoría de los casos, el indicador utilizado suele ser
uno de los agentes redox de la reacción, Así, por ejemplo, en la volumetría de una disolución
acuosa de oxalato sódico (Na2C2O4) acidulada con sulfúrico, se utiliza permanganato potásico
como agente oxidante y como indicador. Las disoluciones de permanganato son de color
violeta oscuro y al reducirse en medio ácido a iones manganeso(II) (Mn+2), (antes
denominados iones manganosos o "sal manganosa") pasan a color rosa pálido casi incoloro.
Por lo tanto, si tenemos una disolución de oxalato cuya concentración queramos determinar, le
introduciremos gota a gota una disolución de concentración perfectamente conocida de
permanganato. Mientras el permanganato se decolore, indicará que todavía hay oxalato.
Cuando añadamos una gota y no desaparezca su color en la disolución, sabremos que hemos
llegado al punto de equivalencia. Conociendo el volumen inicial de la disolución de oxalato,
la concentración de la disolución de permanganato y el volumen añadido, podremos
determinar la concentración de la disolución de oxalato, que es lo que pretendía la valoración
redox.
Actualmente, en muchos países, un ciudadano que conduzca un automóvil teniendo en
su sangre una concentración de etanol (CH3CH2OH) que se sospeche sea elevada, es posible
que se vea obligado a someterse a un
"análisis de su aliento". La técnica
utilizada es hacer que sople un
volumen determinado de aire de sus
pulmones (hasta llenar una pequeña
bolsa), y que éste pase a través de una
disolución acidulada de dicromato
potásico, de color naranja. El
dicromato en presencia del etanol se
reduce a iones Cr+3, (que son de color
verde), mientras que el etanol se oxida
a ácido acético. La cantidad de
dicromato existente es la justa para
oxidar a la máxima cantidad de alcohol permitida, por lo tanto, si la disolución de dicromato
(de color naranja) se vuelve de color verdosa, es porque el dicromato se ha agotado (se ha
superado el punto de equivalencia) y el "peligroso individuo" en cuestión está conduciendo
con más alcohol en su sangre del que la legislación le permite (en España, 0,5 gr/litro).
En la determinación cuantitativa de la concentración de un agente oxidante o reductor,
mediante una volumetría redox, tradicionalmente se ha utilizado la igualdad de
equivalentes-gramo (de manera similar a como se definió en el tema de ácido-base). Sin
embargo, la IUPAC recomienda que se resuelvan los problemas con concentraciones de las
249
disoluciones (cálculos estequiométricos), porque resulta mucho más sencillo, a pesar de que
para ello, sea necesario ajustar previamente la reacción para conocer la proporción en moles
de los compuestos que intervienen.
519.- Dadas las siguientes semirreacciones, calcular los equivalentes por mol y el peso
equivalente de la sustancia indicada:
a) IO3- 
I(KIO3)
(Au)
b) Au  AuCl4
c) H3AsO3 
H3AsO4
(H3AsO3)
-2
d) C2O4
 CO2
(H2C2O4.2H2O)
520.- Ajusta por el método del ión-electrón las siguientes reacciones redox:

ZnSO4 + NO2 + H2O
a) ZnS + HNO3
-2
+
b) AsO3 + Cr2O7 + H
 AsO4-3 + Cr+3 + H2O
c) MnO4- + NO2 + H+  Mn+2 + NO3- + H2O
d) MnO2 + PbO2 + HNO3 
Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O
 CrO4-2 + Cl- + H2O
e) Cr(OH)3 + Cl2 + OHf) Fe(OH)2 + SO3-2 + H2O 
FeS + Fe(OH)3 + OH521.- El sulfito de sodio es oxidado por el permanganato en medio ácido. Ajustar la reacción
e indicar los cambios que se producirán.
522.- El nitrito potásico es oxidado por el dicromato potásico en disolución ácida. Ajustar la
reacción redox iónica e indicar los cambios físicos que se producirán.
523.- a) Definir: oxidante y reductor.
b) De los siguientes procesos decir los que son de oxidación-reducción y señalar la
especie oxidante y la especie reductora. Indicar el cambio en el número de oxidación.
i. Al2O3 + 2 NaOH  2 NaAlO2 + H2O
ii. CuO + H2  Cu + H2O
iii. Cl2 + 2 KOH  KCl + KClO + H2O
524.- a) Definir: oxidación y reducción, agente oxidante y agente reductor.
b) En las siguientes reacciones señalar las sustancias oxidantes y reductoras, así como
el cambio en el número de oxidación que experimentan en los procesos.
i. Cu + H2SO4  Cu2+ + SO42- + SO2 + H2O
ii. Mg + H3O+  Mg2+ + H2 + H2O
iii. H2S + SO2  S + H2O
525.- a) ¿A qué se llama reacción redox?
b) En la reacción: H2 (g) + Cl2 (g)  2 HCl (g) ¿Qué sustancia es el agente oxidante
y cuál el agente reductor? ¿Qué sustancia es oxidada y cuál reducida? ¿Qué cambios
experimentan los números de oxidación del cloro y del hidrógeno en el proceso?
250
526.- De los siguientes procesos identificar los que son de oxidación-reducción, indicando el
cambio en el número de oxidación de los elementos que se oxiden y se reduzcan.
a) Fe2O3 + 3 H2  2 Fe + 3 H2O
b) 3 PbF2 + 2 PCl3  2 PF3 + 3 PbCl2
c) Al2(SO4)3 + Na2CO3 + 3 H2O  2 Al(OH)3 + 3 Na2SO4 + 3 CO2
527.- ¿Cuál o cuáles de los siguientes procesos describe reacciones de oxidación-reducción?.
Razónese en cada caso.
a) LiAlH4 + 4 H+  Li+ + Al3+ + 4 H2
b) Cr2O72- + 2 OH-  2 CrO42- + H2O
c) 3 KClO  2 KCl + KClO3
528.- El ácido nítrico concentrado oxida al sulfuro de cinc a sulfato de cinc, pasando él a
óxido de nitrógeno(IV) y agua. Ajusta la reacción por el método del ión-electrón.
529.- En medio ácido el arsenito (trioxoarseniato(III) de hidrógeno) es oxidado por el
dicromato a arseniato (tetraoxoarseniato(V) de hidrógeno), pasando él a ión cromo(III)
y agua. Ajustar la reacción por el método del ión-electrón.
530.- Dada la reacción, ajustarla por el método del ión electrón:
MnO2 (s)+ PbO2 (s)+ HNO3 (aq)  Pb(NO3)2 (aq) + H+ (aq) + MnO4- (aq) + H2O (l)
531.- A 1200 ºC se produce la reacción:
Ca3(PO4)2 (s) + SiO2 (s) + C (s)  CaSiO3 (s) + CO (g) + P (s)
Ajustarla por el método del número de oxidación.
532.- El permanganato potásico, en medio ácido, es capaz de oxidar al sulfuro de hidrógeno
a azufre elemental (S) y el permanganato pasa a ión manganeso(II). Ajustar la reacción
iónica de oxidación-reducción. A partir de ella, completar la reacción utilizando el ácido sulfúrico para el medio ácido. Indicar el agente oxidante, el agente reductor, así
como la especie que se oxida y la especie que se reduce.
533.- Dada la reacción en medio ácido:
MnO4- (aq) + SO32- (aq)  MnO2 (s) + SO42- (aq)
a) Ajustarla por el método del ión-electrón.
b) Indicar la especie que se oxida, la que se reduce, el oxidante y el reductor.
534.- Las siguientes reacciones transcurren en medio ácido. Ajustarlas, e
especies que se oxidan y las que se reducen.
a) MnO2 (s) + Cl- (aq)  Mn2+ (aq) + Cl2 (g)
b) I- (aq) + Br2 (l)  IO3- (aq) + Br - (aq)
indicar las
535.- El ión permanganato oxida al ión oxalato en medio ácido, formándose dióxido de
carbono y reduciéndose el permanganato a ión manganoso. Escribe la reacción
ajustada y calcula los moles de CO2 que se podrán obtener con 3 moles de
permanganato.
251
536.- El estaño metálico reacciona con el ácido nítrico para dar dióxido de estaño, dióxido
de nitrógeno y agua. Calcula cuántos ml de ácido nítrico de densidad 1'18 gr/ml y 30%
de riqueza se consumirán en el ataque de 2'5 gr de estaño del 80% de riqueza.
537.- El estaño metálico es oxidado por el dicromato potásico en presencia de ácido
clorhídrico a cloruro de estaño(IV), ¿Qué volumen de una disolución 0'1 M de
dicromato sería reducida por 1 gr de estaño puro?
538.- En medio ácido, el aluminio reduce el ión clorato a ión cloruro, y él pasa a ión
aluminio.
a) Formula y ajustar la correspondiente reacción iónica.
b) Formula ajustada la reacción sabiendo que se parte de KClO3 y de HCl.
c) Calcula los gr de Al en polvo que se necesitarán para reaccionar con 2 gr de KClO3.
539.- Un mineral de hierro es en realidad óxido de hierro(III) impurificado con sustancias no
férreas. Cuando este mineral se calienta en presencia de carbono puro se obtiene hierro
metal y monóxido de carbono. Por este procedimiento, a partir de una muestra de 7'52
gr de mineral se obtuvieron 4'53 gr de Fe puro. Ajustar la reacción redox de
producción de hierro metal y calcular el porcentaje de óxido férrico en el mineral.
540.- El ión hierro(II) puede oxidarse a ión hierro(III) en disolución ácida por medio del ión
permanganato que se reduce a sal manganosa.
a) Ajustar la reacción redox iónica.
b) Se disuelven 0'302 gr de un mineral de hierro de manera que todo el Fe del mineral
quede en forma de hierro(II). La disolución así resultante se oxida completamente a
hierro(III) utilizando 42'79 ml de una disolución 0'0025 M de permanganato potásico
en medio ácido. Hallar el % de Fe en el mineral.
541.- En disolución ácida, el permanganato potásico reacciona con los iones oxalato
(C2O4-2), oxidándolos a CO2. El permanganato se reduce a sal manganosa.
a) Ajusta la reacción redox.
b) Para oxidar completamente 30'2 ml de una disolución de oxalato sódico se
precisaron 21'6 cc. de una disolución 0'1 M de permanganato potásico. Hallar la
concentración de la disolución de oxalato.
542.- Cuando el ión permanganato reacciona con el sulfuro de hidrógeno en medio ácido, se
obtiene azufre y el permanganato se reduce a sal manganosa.
a) ajusta la reacción redox iónica.
b) Para reducir completamente 55 ml de una disolución de permanganato potásico se
utilizaron 70 cc. de una disolución 0'05 M de sulfuro de hidrógeno. Hallar la
concentración de la disolución de permanganato potásico.
543.- El cloro se produce cuando reacciona ácido clorhídrico concentrado sobre dióxido de
manganeso que se reduce a sal manganosa.
a) Escribir y ajustar la reacción redox completa.
b) Hallar los cc. de una disolución de HCl de densidad 1'18 gr/cc y 36'23 % de riqueza
necesario para producir un litro de gas cloro medido a 10 atm de presión y 25 ºC.
252
544.- Cuando se calienta el clorato potásico, se descompone mediante un proceso de
dismutación, (el mismo elemento es el que se oxida y se reduce) en cloruro potásico y
perclorato potásico. a) ajustar la reacción redox. b) Al descomponer 0'75 gr de clorato
potásico se desprenden 246 Julios de calor. Hallar la cantidad de calor que se
desprenderá en la descomposición del clorato potásico cuando se produzcan 0'15
moles de perclorato potásico.
545.- Al hacer pasar ácido nítrico 3 M sobre un exceso de cobre metálico se obtiene nitrato
cúprico, monóxido de nitrógeno y agua. Ajusta la reacción redox, y halla la masa de
nitrato cúprico que se producirá por la acción de 100 ml de ácido nítrico 3 M sobre 10
gr de cobre metálico.
546.- Calcular la concentración normal y molar de una disolución de permanganato potásico,
de la cual se sabe que 40 cc oxidan 1'2 gr de sulfato ferroso heptahidratado.
547.- Calcular el peso de Ce(NH4)2(NO3)6 necesario para preparar 250 ml de una disolución
0'15 N, que se utilizará como agente oxidante en un medio ácido.
548.- Se tienen 283 mg de una sustancia reductora. Para hallar su peso equivalente, se valora
con una disolución 0'1074 N de permanganato potásico, consumiéndose 37'8 ml.
Sabiendo que el permanganato se reduce a ión manganoso en la reacción calcular el
peso equivalente del agente reductor del problema.
549.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con yoduro de hidrógeno. En la reacción se
forma yodo, sulfuro de hidrógeno y agua. Escribir y ajustar la reacción redox y calcular
la cantidad de yodo obtenido al reaccionar 15 ml de ácido sulfúrico (d = 1,72 g/ml y
riqueza del 92%) con 200 g de yoduro de hidrógeno.
550.- En disolución acuosa y acidificada con ácido sulfúrico el ión permanganato oxida al
ión hierro(II) a ión hierro(III), pasando él a ión manganeso(II).
a) Ajustar la reacción iónica por el método del ión-electrón.
b) Calcular la concentración de una disolución de sulfato de hierro(II), expresada en
mol/l, si 10 ml de esta disolución han consumido 22,3 ml de una disolución de permanganato potásico de concentración 0,02 mol/l
551.- La reacción de ácido clorhídrico con óxido de manganeso(IV) genera cloruro de
manganeso(II), cloro y agua.
a) Escribir y ajustar la reacción estequiométrica por el método del ión-electrón.
b) ¿Qué volumen de Cl2 se obtiene, medido a 700 mmHg y 30 ºC al reaccionar 150 ml
de ácido del 35 % de riqueza y densidad 1,17 g/ml, con la cantidad necesaria de MnO2
552.- El nitrato de potasio(s) reacciona, en caliente, con cloruro amónico(s) dando lugar a
cloruro potásico(s), óxido de nitrógeno(I)(g) y agua(g).
a) Escribir y ajustar la reacción redox por el método del número de oxidación.
b) Se calientan 10 g de nitrato potásico con 12 g de cloruro amónico. ¿Cuál es el
volumen de óxido de nitrógeno(I) gas recogido sobre agua, medido a 30 ºC y 1 atm?
Presión de vapor de agua a 30 ºC = 31,82 mm de Hg.
253
553.- El ácido clorhídrico concentrado reduce al óxido de manganeso(IV) a ión manganeso(II), oxidándose él a gas cloro y agua.
a) Escribir y ajustar la reacción redox correspondiente, por el método del ión-electrón.
b) Calcular la cantidad de pirolusita, con una riqueza de un 72,6 % en MnO2, necesaria
para obtener por reacción con un exceso de ácido clorhídrico concentrado 25 g de cloro.
554.- ¿Qué volumen de H2 a 20ºC y 740 mmHg se libera cuando una corriente de 0'25 A se
hace pasar a través de electrodos de platino, sumergidos en una disolución acuosa
diluida de ácido sulfúrico durante dos horas?.
555.- Se efectúa la electrólisis del NaCl fundido. ¿Qué cantidad de Na metálico se
depositará en el cátodo en 1'5 horas si se pasa una corriente de 45 A?.
556.- Calcular la intensidad de corriente que se requerirá para recuperar todo el oro de una
disolución conteniendo 6'07 gr de cloruro aúrico en 3 horas.
557.- Se hace pasar una intensidad de 10 A durante una hora por un vaso electrolítico que
contiene una sal de cerio disuelta, comprobándose por pesada que se han recogido
13'05 gr de ese metal. Determinar la carga del ión de ese metal.
558.- Se hizo pasar una corriente eléctrica a través de una disolución de nitrato de plata. Al
cabo de 30 minutos se depositaron 1'307 gr de Ag sobre el cátodo. Se hizo pasar la
misma corriente durante el mismo tiempo por una disolución de 7 gr de sulfato de
cobre en 500 cc. de agua. ¿Cuál es la concentración de iones cobre(II) en la disolución
después del paso de la corriente?
559.- En la electrólisis del sulfato de sodio, la reacción que tiene lugar en el ánodo puede
escribirse como:
2 H2O  4 H+ + O2 + 4 eSe hace pasar una corriente constante de 2'4 A durante 1 hora. Hallar el volumen de
O2, medido a 25 ºC y 1 atm de presión, que se desprenderá.
560.- Se electroliza una disolución que contiene sulfato de cinc y de cadmio, hasta que se
deposita todo el cinc y todo el cadmio existente, para lo cual se hizo pasar una
corriente de 10 A durante 2 horas, obteniéndose una mezcla de ambos metales de 35'44
gr. Hallar el % en peso de cinc en la mezcla.
561.- Se introducen barras de plomo en cada una de las disoluciones siguientes: nitrato de
plata, sulfato de cobre (II), sulfato ferroso y cloruro magnésico. En cuál de ellas es de
esperar que se forme un recubrimiento metálico sobre la barra de plomo? ¿Cuál de los
metales plata, cinc o magnesio podría recubrirse de plomo al sumergirlo en una
disolución de nitrato de plomo(II)? ¿qué ocurrirá si una disolución de sulfato de
cobre(II) se guarda en un recipiente de hierro?¿ y si una disolución de sulfato de
hierro(II) se guarda en un recipiente de cobre? Toma como datos los potenciales
normales de reducción.
562.- ¿Puede agitarse una disolución de nitrato ferroso con una cucharilla de plomo?
Justifica la respuesta. Toma como datos los potenciales normales de reducción.
254
563.- Calcula el potencial del electrodo de Ni para una concentración de iones Ni(II) de 0'1 y
0'0003 M (Eº Ni+2/Ni) = - 0'250 V)
564.- El potencial normal del electrodo de Zn es -O'763 V. Calcula el potencial de un
electrodo de Zn sumergido en una disolución de sulfato de cinc 0'01 M.
565.- Calcula la diferencia de potencial de la siguiente pila química en la que cada metal se
encuentra inmerso en una disolución de sus iones con las siguientes concentraciones:
[Ni+2] = 0'8 M y [Ag+] = 0'1 M. Indicar qué metal se oxida.
566.- Una barra de Cu está sumergida en una disolución de CuSO4 de concentración 0'005
M y se conecta a un electrodo de estaño donde la [Sn+2] = 0'001 M. Calcular la d.d.p.
de la pila formada. Toma como datos los potenciales normales de reducción.
567.- Hallar la diferencia de potencial de una pila construida con un electrodo de Zn,
([Zn+2]=0'2 M) y otro de Cu, ([Cu+2 ]=0'045 M). Si se diluye la concentración de Zn a
la mitad y se sustituye la de Cu por otra 0'0001 M, ¿cuál será la nueva diferencia de
potencial?. Toma como datos los potenciales normales de reducción del Cu y del Zn.
568.- Se sumerge una barra de Ag en una disolución de Ni+2. Calcular la constante de
equilibrio de la reacción que tiene lugar y determinar si será posible guardar
disoluciones de Níquel en recipientes de plata. Toma como datos los potenciales
normales de reducción del níquel y de la plata.
569.- Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de platino sumergida en una
disolución 1 M de Fe2+ y 1 M de Fe3+. La otra semicelda consiste en un electrodo de
talio sumergido en una disolución 1 M de Tl+.
a) Escribir las semirreacciones en el cátodo y en el ánodo y la reacción iónica global.
b) Escribir la notación de la pila y calcular la fem.
Datos: Eo(Fe3+/Fe2+) = +0,77 V; Eo(Tl+/Tl) = -0,34 V.
570.-. a) Escribir las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo, así como la
reacción global en la siguiente pila voltaica:
Pt(s)/H2(g, 1 atm)/H+(aq, 1M)//Ag+(aq, 1M)/Ag(s).
b) Calcular la fem de la pila. Datos: Eo(Ag+/Ag) = +0,80 V.
571.- Indicar razonadamente si el ión Ni2+ tiene capacidad para oxidar al metal Cr al estado
de ión crómico (Cr3+), sabiendo que los potenciales redox estándar valen:
Eo(Ni2+/Ni) = -0,25 V y Eo(Cr3+/Cr) = +0,74 V.
572.- Suponiendo condiciones estándar, ¿reaccionarán el NO3- y el Zn en medio ácido, para
dar NH4+ y Zn2+? Razonar la respuesta. En caso afirmativo, ajuste la reacción que tiene
lugar entre ellos. Datos: Eo(NO3-/NH4+) = +0,89 V y Eo(Zn2+/Zn) = -0,76 V.
573.- Predecir qué sucederá si se añade bromo molecular a una disolución acuosa que
contenga yoduro de sodio y cloruro de sodio a 25 ºC y escribir la(s) reacción(es) química(s) espontánea(s).
Datos: Potenciales estándar: (Cl2/Cl-) = +1,36 V; (Br2/Br-) = +1,07 V; (I2/I-) = +0,53 V
255
574.- Los potenciales estándar de reducción de los pares redox Zn2+/Zn y Fe2+/Fe son
respectivamente -0,76 V y -0,44 V.
a) ¿Qué ocurrirá si a una disolución de ZnSO4 le añadimos trocitos de Zn?
b) ¿Y si le añadimos, en cambio limaduras de Cu? (Eo(Cu2+/Cu) = +0,34 V).
Razone la respuesta.
575.- Dados los potenciales redox estándar:
y
Eo(Pb2+/Pb) = - 0,126 V,
Eo(Mg2+/Mg) = - 2,36 V
justificar en qué sentido se producirá la reacción: Mg2+ + Pb  Mg + Pb2+
576.- Explicar razonadamente si los metales cobre y manganeso reaccionarán con ácido
clorhídrico 1,0 M. En caso afirmativo, escriba la correspondiente reacción redox.
Datos: Eo(Mn2+/Mn) = -1,18 V; Eo(Cu2+/Cu) = +0,34 V.
577.- Una pila voltaica está formada por un electrodo de Zn en una disolución 1 M de
sulfato de cinc y un electrodo de cobre de una disolución de sulfato de cobre(II) a
25ºC. Se pide:
a) Semirreacción que tiene lugar en cada electrodo y reacción global. ¿Cuáles son las
especies oxidante y reductora?
b) Nombre y signo de cada uno de los electrodos. ¿Qué diferencia de potencial
proporcionará la pila? Eo(Zn2+/Zn) = -0,76 V; Eo(Cu2+/Cu) = +0,34 V.
578.- Comparar las constantes de equilibrio de las dos reacciones siguientes:
a) I2 +2 Br - 
2 I- + Br2
b) F2 +2 Br - 
2 F- + Br2
determinar cuál de los dos halógenos será más fácilmente oxidado por el ión Bromuro.
579.- Calcular las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones químicas:
a) Fe+3 + I- 
DATOS:
Fe+2 + I2
Eº (Fe+3/Fe+2) = 0'771 V
E° ( I2 / I- ) = 0'536 V
b) Fe+2 + Ag+ 
DATOS:
Fe+3 + Ag
Eº (Fe+3/Fe+2) = 0'771 V
Eº (Ag+ / Ag ) = 0'799 V
c) Ce+4 + Cl- 
DATOS:
Ce+3 + Cl2
Eº (Ce+4/Ce+3) = 1'610 V
Eº (Cl2 / Cl-) = 1'360 V
d) H2O2 + Br- + H+
DATOS:

H2O + Br2
Eº (H2O2/ H2O) = 1'770 V
Eº (Br2 / Br-) = 1'060 V
e) Sn+2 + Hg+2  Sn+4 + Hg2+2
DATOS:
Eº (Sn+4/Sn+2) = -0'136 V
Eº (Hg+2/Hg2+2) = 0'920 V
256
Reacciones de precipitación
10.- REACCIONES DE
PRECIPITACIÓN.
10.1.- Concepto de solubilidad. ................................................................ 258
10.2.- Solubilidad de los compuestos iónicos. .......................................... 259
10.2.1.- Solvatación................................................................................................
10.2.2.- Factores energéticos. ................................................................................
a) Cambio entálpico. ..............................................................................
b) Cambio entrópico. .............................................................................
c) La temperatura. .................................................................................
259
259
260
260
261
10.3.- Producto de solubilidad. .................................................................. 262
10.4.- Efecto del ion común. ...................................................................... 265
10.4.1.- Solubilidad de las sales de ácido débil según el pH. ............................... 266
10.5.- Problemas y cuestiones. .................................................................. 266
257
10.1.- Concepto de solubilidad.
Muchas veces, para separar unas sustancias de otras se utiliza la precipitación, que
consiste en la formación de un sólido precipitado a partir de una disolución. Por ejemplo, si
tenemos una disolución de iones Pb+2, Cd+2 y Na+ y añadimos ácido sulfúrico (H2SO4),
aparece un precipitado de PbSO4 que si lo filtramos, habremos separado los iones de plomo de
la disolución. Métodos muy similares pueden utilizarse para recuperar metales más preciados
como el oro o la plata de determinadas disoluciones.
Hay que recordar el concepto de soluto y disolvente en una disolución, (que ya
comentamos al hablar en los primeros temas de este curso de la concentración y las distintas
formas de expresarla como molaridad, gr/l, % y molalidad).
Una disolución es un sistema homogéneo formado por dos o más componentes. Al
componente en mayor proporción se le llama disolvente y al otro u otros soluto, aunque en las
disoluciones en las que interviene el agua, a ésta se la denomina disolvente aún estando en
menor proporción.
Cuando se va añadiendo soluto a un disolvente a una
temperatura determinada, éste se va disolviendo, pero llega un
momento en el que el disolvente ya no puede disolver más
soluto. En este momento, se dice que la disolución está saturada,
y la concentración de soluto en una disolución saturada se llama
solubilidad. Es decir, que la solubilidad es la máxima
concentración de soluto que un disolvente puede disolver a una
temperatura determinada. Las unidades de la solubilidad "s" son
las mismas que las de la concentración.
La solubilidad de las sustancias sólidas depende fundamentalmente de tres factores:
a) de la naturaleza del disolvente: generalmente se cumple un antiguo axioma de la
Química: Lo semejante disuelve a lo semejante, es decir, un disolvente polar, como
el agua, disuelve a los compuestos iónicos y moleculares polares y un disolvente
apolar, como el éter, disuelve a los sólidos moleculares apolares.
b) de la naturaleza del soluto: Como ya vimos en el tema 3, la solubilidad de un
compuesto iónico aumenta al disminuir su energía reticular (los más solubles son
los que poseen iones grandes y poco cargados), ya que menor será la energía
necesaria para disociarlo en sus iones.
c) de la temperatura: Aunque no hay ninguna regla, en general, la solubilidad
aumenta al aumentar la temperatura, debido a que existe una mayor movilidad de
los iones y las moléculas del disolvente.
258
Los sólidos disueltos pueden quedar inalterados, (como el I2 en alcohol), o bien,
pueden disociarse en sus iones, (como el NaCl). De cualquier manera, se establece un estado
de equilibrio dinámico:
I2 (sólido)
NaCl (sólido)
I2 (disuelto)
Na+(ac) + Cl- (ac)
en este último caso, se forman electrolitos y la disolución obtenida conducirá la electricidad.
Los iones que se forman actúan de forma independiente, por ejemplo:
NaCl (s)
Na+ (ac) + Cl- (ac)
KCl (s)
K+ (ac) + Cl- (ac)
los iones de Cloruro (Cl-) formados son idénticos y no podemos distinguir los que provienen
del cloruro sódico de los que provienen del cloruro potásico.
10.2.- Solubilidad de los compuestos iónicos.
Vamos a estudiar de qué factores depende el que una sustancia se disuelva o no y
porqué determinados compuestos son más solubles que otros.
10.2.1.- Solvatación.
Los compuestos iónicos se disuelven principalmente debido
a que los iones del sólido interaccionan con las moléculas del
disolvente.
En el caso del agua, ésta posee un momento dipolar de
manera que los cationes quedan rodeados de dipolos orientados con
su carga negativa hacia el catión y el anión igual pero al revés.
Esto hace disminuir la atracción entre los iones lo que
favorece la disolución, por eso los compuestos iónicos suelen ser
insolubles en disolventes apolares.
10.2.2.- Factores energéticos.
Desde un punto de vista termodinámico, la solubilidad de un compuesto iónico
dependerá de tres factores: cambio entálpico, cambio entrópico y la Temperatura.
Vamos a estudiar cada uno de ellos por separado:
259
a) Cambio entálpico:
Cuando se disuelve el cloruro de litio en agua, puede observarse la ebullición del
disolvente, ya que es una reacción muy exotérmica:
Cl- (ac) + Li+ (ac)
LiCl (s)
∆Hd = -12 Kcal/mol
La disolución de cualquier compuesto iónico en agua, consta de dos etapas:
- 1ª etapa: Los iones de la red cristalina se separan, y para ello hay que vencer las
fuerzas electrostáticas:
∆Hc = 198 Kcal/mol
Li+ (g) + Cl- (g)
LiCl (s)
- 2ª etapa: Los iones gaseosos formados, se solvatan con las moléculas del disolvente:
Li+ (g) + Cl- (g)
Li+ (ac) + Cl- (ac)
∆Hh = -210 Kcal/mol
- Proceso global: Si sumamos los dos procesos aplicando la ley de Hess, tenemos:
Li+ (ac) + Cl- (ac)
LiCl (s)
∆Hd = ∆Hc + ∆Hh = 198 + (-210) = -12 Kcal/mol
el proceso total será exotérmico siempre que:
| ∆Hh | > | ∆Hc |
Hay sustancias como el cloruro amónico (NH4Cl), cuya disolución en agua es
endotérmica, (necesita calor), pero recordemos que lo que nos dice si un proceso es
espontáneo o no, no es ∆H, sino la variación de la función de Gibbs (∆G).
∆G = ∆H - T.∆S
b) Cambio entrópico:
La entropía, como ya vimos, da la idea del desorden del sistema. La disolución
representa, en la mayoría de los casos, el paso de un sistema ordenado, (cristal iónico), a otro
de desorden iónico. La entropía entonces aumentará y por lo tanto el proceso será favorable ya
que:
∆G = ∆H - T.∆S
si ∆S aumenta, ∆G se hace más negativa y por lo tanto, el proceso será más espontáneo.
260
En la disolución del LiCl, el proceso está favorecido tanto entálpicamente como
entrópicamente, en cambio, en el NH4Cl, el proceso no está favorecido entálpicamente pero sí
entrópicamente y para ciertas temperaturas ∆G será menor que cero (negativo) y por lo tanto
se disolverá.
c) La temperatura:
Un aumento de la temperatura, produce siempre un aumento de las vibraciones de los
iones en el cristal, por lo tanto, será más fácil vencer las fuerzas electrostáticas y como
consecuencia, en general se favorecerá la disolución.
Esto también se puede ver en la ecuación de la función de Gibbs, ya que al estar la
temperatura en K y no poder ser negativa, un aumento de la temperatura, hará que la variación
de la función de Gibbs se haga más negativa, ya que la entropía en este tipo de procesos será
siempre positiva como hemos indicado anteriormente.
En general, el factor entálpico es el que juega un papel más importante en la
solubilidad.
Para realizar un estudio cualitativo, vamos a considerar dos aspectos:
- Factores que influyen en la estabilidad del cristal: Los cristales que tienen un
carácter covalente son menos solubles, es decir, que cuanto más iónico sea el cristal será más
soluble en disolventes polares. Por ejemplo: el NaCl es más soluble que el CdS ya que entre
los átomos que forman el primer compuesto hay más diferencia de electronegatividades.
- Factores que influyen en la estabilidad de los iones hidratados: Los iones de gran
carga y pequeña masa tienen gran tendencia a hidratarse por lo que se favorecería la
solubilidad, sin embargo, a pesar de que este proceso sería más favorable, hay que tener en
cuenta que estos mismos iones (pequeños y de gran carga), son los que más se atraen en el
cristal, lo que dificultaría su solubilidad.
Para concluir, podríamos decir, que:
- Son solubles en agua:
a) la mayoría de los compuestos de los metales alcalinos y del ion amonio.
b) casi todos los cloruros, bromuros y yoduros, excepto los de plomo, plata y
mercurio.
c) casi todos los nitratos, cloratos y acetatos.
d) casi todos los sulfatos a excepción del de calcio, estroncio, bario, plata,
plomo y mercurio.
- Son compuestos insolubles en agua:
a) Casi todos los carbonatos, cromatos, fosfatos y arseniatos excepto los de
los metales alcalinos y los del ion amonio.
b) casi todos los óxidos, hidróxidos, cianuros y sulfuros, a excepción de los de
los metales alcalinos y el ion amonio, y escasamente solubles los de calcio
y bario.
261
10.3.- Producto de solubilidad.
Consideremos una sal poco soluble como el cloruro de plata, AgCl. Al disolverse, se
producirá el siguiente equilibrio heterogéneo:
AgCl (s ) ←2→
H O
Ag + (ac ) + Cl − (ac )
[Ag ]⋅ [Cl ]
K=
+
cuya constante de equilibrio será:
−
[AgCl ]
Al ser el cloruro de plata una sustancia sólida, en el equilibrio prácticamente
permanece constante, por lo que se define el producto de solubilidad Kps como:
Kps = K.[AgCl] = [Ag+].[Cl-]
En general, para una sustancia iónica insoluble o poco soluble en agua AxBy, su
producto de solubilidad será:
AxBy (s)
x A+y + y B-x
Kps = [A+y]x . [B-x]y
es decir, el producto de solubilidad es el producto de las concentraciones máximas de los
iones en disolución a una temperatura dada.
Los productos de solubilidad Kps sólo se definen para sustancias muy poco solubles, ya
que para las sustancias muy solubles, la saturación de sus disoluciones se produce a
concentraciones tan elevadas que no se cumple la ley de acción de masas.
262
A continuación te damos en la siguiente tabla los productos de solubilidad de algunas
sustancias a 15 ºC:
Tipo de sal
Fluoruros
Fluoruro de bario
Fluoruro de calcio
Fórmula
Expresión
Kps
BaF2
CaF2
[Ba+2].[F-]2
[Ca+2].[F-]2
1’7.10-6
3’4.10-11
AgCl
HgCl2
PbCl2
[Ag+].[Cl-]
[Hg+2].[Cl-]2
[Pb+2].[Cl-]2
1’0.10-10
2’0.10-18
1’7.10-5
AgI
CuI
PbI2
[Ag+].[I-]
[Cu+].[I-]
[Pb+2].[I-]2
8’5.10-17
5’0.10-12
1’4.10-8
ZnS
HgS
CuS
CoS
Ag2S
[Zn+2].[S-2 ]
[Hg+2].[S-2 ]
[Cu+2].[S-2 ]
[Co+2].[S-2 ]
[Ag+]2.[S-2 ]
1’0.10-23
2’0.10-52
8’5.10-36
8’0.10-22
1’6.10-49
Al(OH)3
Fe(OH)3
Fe(OH)2
Mn(OH)2
Zn(OH)2
Ag(OH)
[Al+3].[OH-]3
[Fe+3].[OH-]3
[Fe+2].[OH-]2
[Mn+2].[OH-]2
[Zn+2].[OH-]2
[Ag+].[OH-]
2’0.10-33
1’1.10-36
1’6.10-14
4’0.10-14
1’8.10-14
1’0.10-8
Cromato de bario
Cromato de plata
BaCrO4
Ag2CrO4
[Ba+2].[CrO4-2]
[Ag+]2.[CrO4-2]
2’4.10-10
1’2.10-12
Sulfato de bario
Sulfato de calcio
BaSO4
CaSO4
[Ba+2].[SO4-2]
[Ca+2].[SO4-2]
1’0.10-10
2’0.10-4
Carbonatos
Carbonato de calcio
Carbonato de magnesio
Carbonato de plomo (II)
CaCO3
MgCO3
PbCO3
[Ca+2].[CO3-2]
[Mg+2].[CO3-2]
[Pb+2].[CO3-2]
1’0.10-8
2’6.10-5
3’3.10-14
Cloruros
Cloruro de plata
Cloruro de mercurio (II)
Cloruro de plomo (II)
Yoduros
Yoduro de plata
Yoduro de cobre (I)
Yoduro de plomo (II)
Sulfuros
Sulfuro de cinc
Sulfuro de mercurio (II)
Sulfuro de cobre (II)
Sulfuro de cobalto (II)
Sulfuro de plata
Hidróxidos
Hidróxido de aluminio
Hidróxido de hierro (III)
Hidróxido de hierro (II)
Hidróxido de manganeso (II)
Hidróxido de cinc
Hidróxido de plata
Cromatos
Sulfatos
263
Es importante resaltar que los equilibrios heterogéneos son dinámicos, es decir, que
con la misma velocidad que el sólido se disuelve, los iones en disolución interaccionan para
volver a dar el sólido precipitado. A diferencia del equilibrio homogéneo, la adición de más
sólido no causa cambio alguno en la concentración de los iones en solución, ya que al estar la
disolución saturada, todo lo que añadamos de sólido, al no poderse disolver, precipitará
directamente.
El producto de solubilidad de una determinada sustancia nos puede servir para
averiguar si en unas determinadas condiciones se va a formar un precipitado o no. Por
ejemplo, dada la reacción:
x A+y + y B-x
AxBy (s)
Kps = [A+y]x . [B-x]y
- si [A+y]x . [B-x]y > Kps
las concentraciones de los iones deberán disminuir, de manera
que, habrá precipitación hasta que la disolución quede saturada.
- si [A+y]x . [B-x]y = Kps
no hay precipitación, pero la disolución está saturada, está en el
límite para que no haya precipitación.
- si[A+y]x . [B-x]y < Kps
no hay precipitación, pudiendo albergar la disolución más
cantidad de soluto, es decir, no está saturada.
Vamos a ver un ejemplo:
Se mezclan volúmenes iguales de una disolución 0'002 M de TiNO3 y 0'004 M de NaI.
¿Se obtendrá TiI precipitado?.
Kps (TiI) = 8'9 10-8 M²
como las disoluciones que mezclamos son de sales totalmente solubles, la concentración de
los iones en la disolución resultante será la mitad ya que al mezclar volúmenes iguales, el
volumen total será el doble, es decir:
[Ti ]= 0,002
= 0,001 M
2
+
[I ]= 0,004
= 0,002 M
2
−
[Ti+].[I-] = 0'001 .0'002 = 2.10-6 mol²/litro²
a este producto de concentraciones, guardando la misma estructura que el producto de
solubilidad, pero que no contiene los valores de las concentraciones en el equilibrio, se le
denomina producto iónico. Como dicho producto iónico es mayor que el producto de
solubilidad del TiI, sí se producirá precipitado hasta que las concentraciones en disolución se
igualen a la solubilidad de dicho compuesto.
264
Conociendo el producto de solubilidad de una sustancia, puede calcularse su
solubilidad en agua, por ejemplo:
Calcular la solubilidad del AgI en agua sabiendo que su producto de solubilidad es
8'5.10-17:
Ag+
AgI (s)
inicio (M)
equilibrio (M)
c
c-s
+
0
s
I0
s
donde "s" son los moles/litro de la sal que se han disuelto, es decir, su solubilidad. El AgI se
irá disolviendo hasta que el producto de los iones en disolución sea igual al producto de
solubilidad:
Kps = 8'5 10-17 = [Ag+].[I-] = s.s = s²
luego:
s = 9'2 10-9 moles/litro
por otro lado, como es obvio, también conociendo la solubilidad de un determinado
compuesto iónico, se podrá calcular su producto de solubilidad.
10.4.- Efecto del ion común.
Si se dispone de una disolución saturada de una sal poco soluble en agua, la adición de
una sal soluble en agua que contenga un ion común, originará una precipitación de la sal
insoluble.
Este efecto no es más que una consecuencia del principio de Le Chatelier sobre el
equilibrio químico al variar la concentración de uno de los productos de la reacción, por
ejemplo, si tenemos una disolución saturada de sulfato cálcico CaSO4 y añadimos cloruro
cálcico CaCl2 (ion común Ca+2 ), o sulfato sódico Na2SO4 (ion común SO4-2), aumentaremos
la concentración de uno de los iones de la sal insoluble:
CaSO4 (s)
Ca+2 (ac) + SO4-2 (ac)
y al añadir algún ion común, estamos aumentando la concentración de los productos de la
reacción por lo que el equilibrio se desplazará hacia la izquierda con lo que se formará
precipitado.
265
10.4.1.- Solubilidad de las sales de ácido débil según el pH.
Si la sal procedente de un ácido débil es poco soluble, puede aumentarse su
solubilidad añadiendo H3O+ (ac) ya que, entonces, éstos se unen al anión de la sal para formar
el ácido y al disminuir la concentración de anión puede aumentar la del catión, es decir, que a
pH ácido aumenta su solubilidad.
Vamos a ver un ejemplo:
Todos los hidróxidos insolubles pueden solubilizarse en medio ácido (pH<7).
Fe(OH)3 (s)
Fe+3 (ac) + 3 OH- (ac)
al añadirse el ácido, va disminuyendo la concentración de OH- formándose agua, con lo que el
equilibrio se desplaza a la derecha. Lo mismo ocurre con las sales del ácido débil, sólo que en
este caso en vez de formarse agua, se forma el ácido débil.
Controlando el pH, se puede hacer una precipitación selectiva de varios iones.
580.- Calcula la solubilidad en gr/l del fosfato plumboso sabiendo que su producto de
solubilidad es 1'5.10-32.
581.- Sabiendo que la solubilidad en gr/l del CdS es 1'3.10-11, calcular el producto de
solubilidad de dicho compuesto.
582.- Sabiendo que la solubilidad del fluoruro de estroncio en agua a temperatura ambiente
es de 0'23 gr/l, calcula su producto de solubilidad
583.- El producto de solubilidad del yodato de plomo (II) a 25 ºC vale 2'56.10-13. Calcular la
solubilidad de dicha sal en agua expresada en mgr/l.
584.- El producto de solubilidad del hidróxido de magnesio toma el valor de 3'4.10-12 a
25ºC. Calcular la solubilidad de dicho hidróxido:
a) en agua pura.
b) en una disolución de hidróxido sódico de pH=11.
585.- A 25 ºC, el producto de solubilidad del sulfato de calcio vale 2.10-4 M². Calcular:
a) la solubilidad en gr/l de dicha sal en agua pura a la mencionada temperatura;
b) el peso del precipitado de sulfato de calcio que se obtendrá al disolver 0'04 moles de
sulfato de sodio en 500 ml de una disolución saturada de sulfato de calcio.
586.- Accidentalmente, 0'01 mgr de NaCl caen dentro de un frasco que contiene 200 ml de
una disolución 2.10-5 M de nitrato de plata. ¿Aparecerá un precipitado de cloruro de
plata?. El producto de solubilidad del AgCl es de 10-10
266
587.- Se ha preparado una disolución conteniendo 10 gr de nitrato de plata y 5 gr de nitrato
de plomo(II) en 100 ml de agua. Poco a poco se va añadiendo cloruro potásico hasta
que aparece un precipitado.
a) ¿Qué ion precipitará primero?.
b) ¿Cuál será su concentración cuando el segundo empiece a precipitar?.
Datos: Kps (AgCl) = 1'0.10-10 Kps (PbCl2) = 1'7.10-5
588.- A 25ºC, la solubilidad del fluoruro de calcio (CaF2) en agua es de 0'22 gr/l. Calcular:
a) La molaridad de una disolución saturada de fluoruro de calcio.
b) El producto de solubilidad.
c) La solubilidad en gr/l del fluoruro de calcio en una disolución 1 M de cloruro de
calcio.
589.- El producto de solubilidad del hidróxido de aluminio a 25 ºC es de 2.10-33. Calcular la
solubilidad de dicho compuesto a:
a) pH = 5
b) pH = 9
590.- Calcular la solubilidad del cromato de plata (Ag2CrO4), cuyo producto de solubilidad
es de 1'2.10-12 en las siguientes condiciones:
a) En agua pura.
b) En una disolución 0'01 M de nitrato de plata.
c) En una disolución 0'01 M de dicromato potásico.
d) En una disolución 0'01 M de cromato potásico.
e) En una disolución 0'01 M de cromato de plata.
591.- Tenemos una disolución 0'05 M de iones Fe(II) y 0'005 M en iones Fe(III). ¿Qué
intervalo de concentración del ion hidróxido sería adecuado para precipitar el ion
Fe(III) únicamente?
DATOS: Kps (Fe(OH)2) = 1'6.10-14 ;
Kps (Fe(OH)3) = 4.10-38
592.- ¿Qué pH tiene una disolución saturada de hidróxido de magnesio si su producto de
solubilidad es de 3'4.10-12?
593.- ¿Qué cantidad de nitrato de manganeso(II) se puede disolver, sin que precipite sulfuro
de manganeso(II), en una disolución de sulfuro de sodio 0'1 M?
DATO: Kps (MnS) = 1.10-16
594.- Se tiene una disolución saturada de cloruro de plata en equilibrio con una determinada
cantidad de cloruro de plata sólido. Indicar, de forma cualitativa, qué le ocurrirá al
sistema descrito si se realizan las siguientes operaciones:
a) se le agregan 2 gr de cloruro de plata.
b) se le agregan 2 gr de cloruro sódico.
c) se le agregan 10 cc. de agua.
d) se evaporan 10 cc. de agua de la disolución.
267
595.- El producto de solubilidad del bromato de plata a 25 ºC es de 5'2.10-5. Se mezclan 40
cc. de una disolución 0'1 M de nitrato de plata con 60 cc. de bromato sódico 0'2 M.
a) ¿se formará algún precipitado? En caso afirmativo, indicar de qué compuesto se
trata y por qué.
b) Determinar la concentración de los iones presentes en la disolución una vez
alcanzado el equilibrio.
596.- El hidróxido de magnesio es una sustancia ligeramente soluble en agua. El pH de una
disolución saturada de dicho hidróxido es de 10'38. Determinar:
a) su producto de solubilidad.
b) su solubilidad en agua en mol/litro.
c) su solubilidad en una disolución 0'01 M de hidróxido sódico.
597.- Explica la diferencia entre el producto iónico y el producto de solubilidad de una sal.
598.- Una disolución saturada de carbonato de estroncio (Kps =7·10-10), ¿será una disolución
muy concentrada, concentrada, diluida o muy diluida?
599.- Una disolución saturada de fluoruro de calcio está en equilibrio con fluoruro de calcio
sólido. Indica qué sucederá si se realizan las siguientes operaciones:
a) Se añaden 1,5 g de fluoruro de sodio.
b) Se añaden 1,5 g de fluoruro de calcio.
c) Se añaden 5 ml de agua.
600.- ¿En cuál de estas tres disoluciones se disolverá una mayor cantidad de PbCl2?
a) Agua pura.
b) Una disolución 0,1 M de nitrato de plomo (II). c) Una
disolución 0,1 M de cloruro de sodio.
601.- Razona por qué se cumple:
a) El cloruro de plata es más soluble en una disolución de ioduro de sodio que en agua
pura.
b) El sulfato de plomo (II) es menos soluble en una disolución de sulfato de sodio que
en agua pura.
Kps(AgCl) = 1,7·10-10
Kps(AgI) = 1,5·10-16
602.- Una disolución acuosa contiene varios iones que pueden precipitar con el ion plata,
tales como los iones cloruro, ioduro y cromato en concentración 0,1M cada uno.
Explica lo que sucederá al ir agregando paulatinamente una disolución acuosa de
nitrato de plata.
Los productos de solubilidad del cloruro de plata, ioduro de plata y cromato de plata
son, respectivamente, 1,7·10-10, 1,5·10-16 y 1,9·10-12.
603.- Supongamos que tenemos hidróxido de manganeso (II) sólido en el fondo de una
disolución y en equilibrio con sus correspondientes iones. Explica que sustancia
podríamos añadir si queremos:
a) Disolver el precipitado.
b) Aumentar la cantidad de precipitado.
268
604.- Se tiene el sistema en equilibrio:
Fe(OH)2(s)
Fe+2(aq) + 2 OH-(aq).
Explica cómo se modifica la solubilidad del Fe(OH)2:
1) Cuando se añade Fe(OH)2 sólido.
2) Al disminuir el pH.
605.- Para preparar 250 ml de disolución saturada de bromato de plata se utilizaron 1,75 g
de esta sal. ¿Cuanto vale el producto de solubilidad del bromato de plata?.
606.- Calcula cuántos gramos de iodato de cobre (II) se pueden disolver en 5 l de agua si su
producto de solubilidad es Kps = 7,4·10-8.
607.- ¿Precipitará carbonato de cinc al mezclar 50 ml de disolución 0,01 M de carbonato de
sodio con 200 ml de disolución 0,05 M de nitrato de cinc?. El producto de solubilidad
del carbonato de cinc es Kps = 2,2·10-11.
608.- Una disolución saturada de hidróxido de cinc tiene un pH = 8,35. Calcula:
a) su pKps
b) su solubilidad en g/l.
609.- Sabiendo que los productos de solubilidad del cloruro de plata y del fosfato de plata
son, respectivamente, 1,7·10-10 y 1,8·10-18, deduce cuál de estas dos sales es más
soluble en agua.
610.- La solubilidad del carbonato de plata es 0,0032 g/100 ml.
a) Calcula el producto de solubilidad de dicha sal.
b) ¿Se formará precipitado cuando se mezclan 30 ml de disolución de carbonato de
sodio 0,8 M con 450 ml de disolución de nitrato de plata 0,5 M?.
611.- El pH de una disolución saturada de hidróxido de calcio tiene el valor de 12,434.
Calcula:
a) La solubilidad y el pKps del hidróxido de calcio.
b) Los gramos de hidróxido de calcio que precipitan si se mezclan 250 ml de
disolución 0,01 M de nitrato de calcio con 50 ml de disolución 0,1 M de hidróxido de
sodio.
612.- El producto de solubilidad, a 25 ºC, del acetato de plata es Kps = 2,3·10-3. Calcula
cuántos gramos de este compuesto se disolverán, a esta temperatura, en 100 ml de:
a) Agua pura.
b) Una disolución 0,2 M de nitrato de plata.
Compara y comenta los resultados obtenidos.
613.- Disponemos de 250 ml de disolución saturada de hidróxido de calcio, cuyo producto
de solubilidad es Kps = 8·10-6.
a) ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio obtendríamos al evaporar el agua de la
disolución?.
b) ¿Cuánto vale el pH de la disolución saturada de hidróxido de calcio?.
c) ¿Qué le pasaría al pH de esta disolución si añadiésemos agua?.
d) ¿Qué añadirías a la disolución para que precipitase hidróxido de calcio?
269
614.- Si a un determinado volumen de agua se añaden AgCl (s) y AgBr (s) en exceso,
¿cuáles serán las concentraciones de Ag+, Cl - y Br - en el equilibrio?.
Kps(AgCl) = 1,7.10-10, Kps(AgBr) = 5.10-13.
615.- El producto de solubilidad del fluoruro de bario es 1,7·10-6. Calcula:
a) La solubilidad en g/l del fluoruro de bario.
b) Los gramos de fluoruro de sodio que se deben añadir a 100 ml de disolución 0,005
M de nitrato de bario para iniciar la precipitación del fluoruro de bario.
616.- A una disolución 0,1 M en Ca+2 y 0,1 M en Ba+2 se añade lentamente sulfato de sodio
sólido que se disuelve totalmente (supón que no hay variación del volumen total).
a) ¿Cuál es la concentración de SO4-2 cuando comienza a aparecer el primer
precipitado?.
b) ¿Cuánto valen las concentraciones de Ca+2 y Ba+2 cuando comienza a aparecer el
segundo precipitado?.
Kps(CaSO4) = 2,4·10-5, Kps(BaSO4) = 1,1·10-10.
617.- Se mezclan 10 ml de disolución 0,1 M de cloruro de bario con 40 ml de disolución 0,1
M de sulfato de sodio. ¿Precipitará sulfato de bario?. En caso afirmativo calcula los
gramos que precipitan, así como las concentraciones de todos los iones presentes en la
disolución, tras la precipitación. El producto de solubilidad del sulfato de bario es
1,1·10-10.
618.- Una disolución es 0,001 M en Sr+2 y 2 M en Ca+2. Si los productos de solubilidad del
sulfato de estroncio y sulfato de calcio valen 7,6·10-7 y 2,4·10-5, respectivamente:
a) ¿qué catión precipitará antes al añadir lentamente sulfato de sodio?.
b) ¿qué concentración quedará del primero cuando empiece a precipitar el segundo?.
619.- Por medio de análisis se ha encontrado que una disolución de AgCl en equilibrio con
su precipitado, tiene 1.3.10-5 moles de Ag+ por litro. Calcula el producto de solubilidad
de dicha sal.
620.- Por medio de análisis se ha comprobado que una disolución de tetraoxofosfato (V) de
plata, contiene 3.4.10-5 moles por litro de ión fosfato cuando está en equilibrio con la
fase sólida. Calcula el producto de solubilidad de dicha sal.
621.- ¿Cual debe ser la concentración de Ag+ presente en una disolución que contiene 1.10-4
moles/l de Cl-, para que empiece a formarse precipitado?. Kps(AgCl) = 1.7.10-10
622.- En una disolución saturada de fluoruro de calcio, cuyo producto de solubilidad es
3,9.10-11 calcula:
a) concentración de iones F- cuando sólo existe dicha sal en la disolución.
b) lo mismo cuando la disolución es además 0,2 M en cloruro cálcico.
c) concentración de Ca+2 cuando la disolución es 0,2 M en fluoruro de sodio.
270
623.- A una disolución acuosa conteniendo iones cloruro y cromato, ambos en la misma
concentración 0,01 M, se le añade gota a gota disolución acuosa de nitrato de plata.
a) ¿qué sal precipita primero?
b) calcula la concentración de Ag+ necesaria para que comience la precipitación.
c) calcula la concentración de ión Ag+ para que empiece a precipitar el segundo anión.
Kps(AgCl)=1,7.10-10 Kps(Ag2CrO4) = 1,9.10-12
624.- ¿Qué sucede cuando a una disolución 0,1 M en NaCl y 0,1 M en NaBr se le añade gota
a gota una disolución diluida de AgNO3?. Escribe las ecuaciones de las reacciones.
¿Qué compuesto precipita primero? ¿por qué?. Calcula la concentración de Br- en la
disolución cuando empiece a precipitar el segundo compuesto.
Kps(AgCl) = 1,7.10-10
Kps(AgBr)=1.10-12
625.- La solubilidad del hidróxido de manganeso (II) en agua pura es de 0,0032 g/l.
a) Calcula el producto de solubilidad.
b) ¿Qué concentración de H+ será necesaria para evitar que precipite el hidróxido de
manganeso(II) en una disolución que es 0,06 M en Mn+2?
626.- El producto de solubilidad del hidróxido de calcio es 7,9.10-6
a) ¿Cual es el pH de una disolución saturada de dicho hidróxido?
b)¿Cuantos gr de Ca(OH)2 se disolverán en 100 ml de una disolución cuyo pH=14?
627.- Se mezclan 5.10-5 moles de sulfato de hierro (III) y 1.10-5 moles de hidróxido bárico,
con agua suficiente para dar 1 litro de disolución. ¿Se formará precipitado?. Justificar
la respuesta numéricamente. Kps(BaSO4)=1,5.10-9 Kps(Fe(OH)3) = 6.10-38
628.- A 25 ºC una disolución saturada de hidróxido de cinc contiene 0,27 mg de dicho
hidróxido por litro.
a) Calcula el producto de solubilidad.
b) A un litro de disolución de pH = 10 a 25ºC se le añade poco a poco y agitando, 10
mg de cloruro de cinc. Indica, mediante el uso de los cálculos necesarios, si se
obtendrá precipitado de hidróxido de cinc.
629.- El producto de solubilidad del cloruro de plata es 1,2.10-10. Calcula la concentración
de iones plata en una disolución obtenida al mezclar 50 ml de nitrato de plata 0,4 M
con 50 ml de cloruro de aluminio 0,5 M.
630.- El Kps del bromato de plata, AgBrO3 , vale 5,2.10-5 . Se mezclan 40 ml de disolución
de nitrato de plata 0,1 M con 60 ml de disolución de bromato de sodio 0,2 M.
a) ¿Se formará algún precipitado?. Justifica la respuesta numéricamente.
b) Determina la concentración de los iones presentes en la disolución una vez
631.- El hidróxido de magnesio es ligeramente soluble en agua.
a) El pH de una disolución saturada es 10,38. Determina el valor del producto de
solubilidad de dicho hidróxido.
b) Determina, en moles/litro, la solubilidad de dicho hidróxido en agua.
271
632.- El producto de solubilidad del sulfato de plomo (II), a 25 ºC, es igual a 2.10-8. Calcula
la concentración máxima de iones Pb+2 que admitiría en una disolución en la que
existe una concentración de sulfato de sodio de 0,142 g/litro.
633.- Si se mezclan volúmenes iguales de disolución de carbonato de sodio, de
concentración 10-3 M, y de cloruro de bario de concentración 10-4 M, determina si
precipitará carbonato de bario, cuyo producto de solubilidad es 8.10-9
634.- Se tiene una disolución de nitrato de plata y se añade cromato potásico sólido hasta
obtener una [CrO4-2] = 10-3 M. ¿Cual será la concentración de Ag+ en la disolución
resultante?
Datos: Kps(Ag2CrO4) = 1,9.10-12
635.- ¿Qué podemos hacer para disolver un precipitado de carbonato de calcio?. Justifica la
respuesta.
636.- El hidróxido de calcio es poco soluble en agua. Inicialmente se dispone de 100 cc. de
una disolución saturada de dicho hidróxido en equilibrio con hidróxido de calcio
sólido. Indicar, razonándolo, si la masa del sólido inicialmente presente, aumenta,
disminuye o no se modifica, al añadirle:
a) agua.
b) gotas de disolución concentrada de NaOH.
c) disolución concentrada de HCl.
d) gotas de disolución concentrada de NaCl.
e) gotas de disolución concentrada de CaCl2.
272
La Química del Carbono: Hidrocarburos
13.- LA QUÍMICA DEL CARBONO
............................................................................... 314
13.1.1.- Definición del concepto orgánico. .....................................................
13.1.2.- Tipos de enlaces del carbono. .............................................................
a) Hibridación sp3. .......................................................................
b) Hibridación sp2 y sp. ................................................................
314
314
314
216
13.2.- Hidrocarburos: Definición y clases. ............................................
317
13.3.- Alcanos.
........................................................................................ 318
13.3.1.- Estructura y nomenclatura …………...……...………………………
13.3.2.- Propiedades físicas y químicas …………...…...……………………
13.4.- Alquenos.
..................................................................................... 324
13.4.1.- Estructura ……………….....………………...…...……...………….
13.4.2.- Nomenclatura …………………..……………...……………………
13.4.3.- Propiedades físicas ……………………..………...…………………
13.4.4.- Reacciones químicas de los alquenos ……..………………………..
13.5.- Alquinos.
318
321
324
324
325
325
....................................................................................... 327
13.5.1.- Estructura y nomenclatura …………...…...…………………………
13.5.2.- Propiedades físicas. ………………...………...……………………..
13.5.3.- Reacciones químicas ………………......……………………………
327
327
327
10.6.- Hidrocarburos aromáticos. ......................................................... 328
13.6.1.- Reacciones químicas del benceno ……….......……………………..
13.6.2.- Orientación de las reacciones ………………...……………………..
330
331
13.7.- Polímeros de adición. ...................................................................
333
13.8.- Problemas y cuestiones. ...............................................................
334
313
13.1.1.- Definición del concepto orgánico.
El número de compuestos que forma el carbono es muy superior al del conjunto del
resto de los elementos. Ello obliga a un estudio por separado.
En la antigüedad se conocían sustancias como el ácido acético que por hallarse en los
organismos vivos se suponía que sólo podía obtenerse en ellos por medio de unas "fuerzas
vitales".
Con el nombre de "Química Orgánica" se empezaron a estudiar todos los compuestos
presentes en un organismo vivo.
En 1828, Wohler sintetizó en el laboratorio la urea CO(NH2)2, lo que estaba en
contradicción con los pensamientos de aquella época, es decir, con la teoría de la "fuerza
vital".
Hoy en día, se pueden sintetizar en el laboratorio la mayoría de las sustancias
orgánicas, por esa razón la Química Orgánica ha pasado a llamarse la Química del Carbono,
ya que generalmente estos compuestos tienen enlaces C-C y C-H.
El extraordinario número de compuestos de carbono conocidos (más de 1'1 millones
frente a 50.000 inorgánicos) se debe al carácter particular del mismo como más tarde
comentaremos.
13.1.2.- Tipos de enlaces del Carbono.
El carbono es un elemento que pertenece al grupo IVb y tiene una configuración
electrónica de 1s2, 2s2, 2p2. Dicha configuración presenta 4 electrones de valencia que utiliza
para formar 4 enlaces covalentes, puesto que perder los 4 electrones o ganar otros 4 para
completar su última capa requiere demasiada energía.
La gran variedad de los compuestos del carbono que existen es debida a su gran
facilidad para unirse consigo mismo formando enlaces C-C muy fuertes y de gran estabilidad
con una variedad de casi infinita de disposiciones. Esto es lo que hace que el carbono sea un
elemento único. Además, también tiene facilidad para unirse a otros no metales (H, O, N, Cl,
F, Br, I, P y S principalmente).
El carbono en los compuestos orgánicos actúa siempre como un elemento tetravalente,
(con valencia 4), mientras que en los inorgánicos actúa como divalente, (carbonatos y óxidos).
a) Hibridación sp3.
El carbono en su estado fundamental tiene una estructura electrónica de:
314
Según ésto, el carbono sólo podría formar dos enlaces porque tiene sólo dos electrones
desapareados. Se supone que cuando el carbono reacciona, un e- del nivel 2s pasa al 2p vacío
adquiriendo una configuración:
pero, además los cuatro enlaces son iguales, por lo que el orbital s y los 3 orbitales p se
homogeneizan, se hibridan, y de los cuatro orbitales atómicos de partida se forman 4 orbitales
idénticos (cada uno de ellos tiene una parte de s y tres de p, por lo que se denomina una
hibridación sp3). Los 4 orbitales híbridos tienen idéntica energía, y se disponen de forma que
el núcleo del átomo de carbono ocupa el centro de un tetraedro y los átomos a los que se une
cada uno de sus vértices como se ve en la figura:
315
b) Hibridación sp² y sp.
El carbono también puede formar dobles y triples enlaces:
Enlace
C-C
C=C
C≡C
distancia C - C (A)
1’54
1’33
1’19
Energía (Kcal/mol)
58’6
100’0
123’0
hay que observar que para romper el doble enlace no se necesita el doble de energía que para
romper el simple enlace, sino algo menos, lo que indica que no deben ser idénticos sino que
uno debe ser más débil que el otro. Esto se debe a que sólo se hibridan el orbital s y 2 orbitales
p, quedando el otro orbital p como en el átomo original (hibridación sp2). Los tres orbitales
híbridos tienen una disposición triangular plana (120º) y el orbital p que queda sin hibridar, se
dispone formando un ángulo de 90º con el plano que contiene los 3 orbitales híbridos, tal y
como muestra la figura:
entonces, entre dos átomos de carbono existen un enlace entre dos orbitales híbridos (uno de
cada átomo) y otro enlace entre los orbitales p que han quedado sin hibridar, quedando dos
orbitales híbridos de cada átomo para poderse enlazar a otros átomos:
son moléculas planas, impidiéndose el giro, lo que da lugar a la isomería geométrica ya que:
son compuestos con la misma fórmula pero que incluso poseen distintos puntos de ebullición.
316
En el triple enlace se produce una hibridación sp (sólo se homogeneizan un orbital s y
otro p, quedando 2 orbitales p como en el átomo original):
se forman por lo tanto dos enlaces entre los orbitales p sin hibridar y otro entre uno de los dos
orbitales híbridos, quedando otro para poderse enlazar a otros elementos:
En el triple enlace la molécula es lineal, que también tiene imposibilidad de rotar:
13.2.- Compuestos hidrocarbonatos: Definición y clases.
La familia más sencilla de los compuestos orgánicos son los formados únicamente por
carbono e hidrógeno. Estos compuestos reciben el nombre de hidrocarburos. Se pueden
clasificar según el tipo de hibridación de los orbitales de enlace del carbono.
- sp3
- sp2
- sp
- sp2




Alcanos
Alquenos
Alquinos
Aromáticos (dobles enlaces alternados)
317
13.3.- Alcanos.
13.3.1.- Estructura y nomenclatura.
Los alcanos, o también llamados parafinas, pueden representarse por la fórmula
general:
Cada átomo de carbono distribuye sus
orbitales orientándolos hacia los vértices de un
tetraedro (hibridación sp3). A medida que
aumenta el número de carbonos se disponen
espacialmente en forma de zig-zag, tal y como se
muestra en la figura de la derecha que representa
al hidrocarburo de 8 átomos de carbono (octano).
Si la cadena es lineal, el hidrocarburo se
nombra con un prefijo indicando el número de
átomos de carbono existentes y el sufijo -ano:
Nombre
Metano
Etano
Propano
Butano
Pentano
Hexano
Heptano
Octano
Nonano
Decano
Undecano
Dodecano
Tridecano
Tetradecano
Eicosano
nº de átomos de C
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
20
Fórmula semidesarrollada
CH4
CH3 - CH3
CH3 - CH2 - CH3
CH3 - (CH2)2 - CH3
CH3 - (CH2)3 - CH3
CH3 - (CH2)4 - CH3
CH3 - (CH2)5 - CH3
CH3 - (CH2)6 - CH3
CH3 - (CH2)7 - CH3
CH3 - (CH2)8 - CH3
CH3 - (CH2)9 - CH3
CH3 - (CH2)10 - CH3
CH3 - (CH2)11 - CH3
CH3 - (CH2)12 - CH3
CH3 - (CH2)18 - CH3
A partir del propano, en el siguiente compuesto (C4H10), se pueden presentar dos
posibilidades, la cadena lineal o ramificada:
318
Isómeros son compuestos diferentes con la misma fórmula.
- 4 átomos de carbono



2 isómeros
9 isómeros
1858 isómeros
Debe existir una nomenclatura adecuada para poderlos nombrar a todos. Para ello
tenemos que seguir los siguientes pasos:
1. Establecer la cadena más larga del compuesto a considerar y si existen varias
posibilidades, la más sustituida.
2. Nombrar los sustituyentes: Los sustituyentes se nombrarán de acuerdo con el
hidrocarburo de idéntico número de átomos de carbono cambiando su
terminación -ano por la de -il o -ilo. Hay que tener en cuenta que los radicales
ramificados más sencillos tienen nombres especiales:
Fórmula del radical
nombre del hidrocarburo
Metano
nombre del radical
Metil
Etano
Etil
Propano
Propil
propano
isopropilo
metilpropano
isobutilo
butano
secbutilo
metilpropano
terbutilo
propeno
vinilo
319
3. Numerar la cadena principal: La cadena principal se numera de un extremo al
otro escogiendo aquel sentido en el que se dé a los sustituyentes el número más
bajo posible.
4. Cuando hay varios sustituyentes idénticos, se agrupan indicando con un prefijo
el número de ellos, (di, tri, tetra ... ), pero numerándolos todos según sus
posiciones.
en el ejemplo que nos ocupa hay dos metil, ambos en el carbono 2 y un etil en
el carbono 4.
5. Los sustituyentes se nombran por orden alfabético (sin incluir el prefijo
multiplicativo) y a continuación el nombre del hidrocarburo correspondiente a
la cadena principal. Los números que indican las posiciones de los
sustituyentes se separan por comas, y las ramificaciones por guiones:
6. Cuando el sustituyente es a su vez ramificado se nombran sus ramificaciones
como sustituyentes, empezando a nombrar los átomos de carbono por el más
cercano a la cadena principal. Por ejemplo:
320
7. Si la cadena de átomos de carbono es cerrada se llama con el prefijo ciclo y el
nombre del hidrocarburo con el mismo número de átomos de carbono.
13.3.2.- Propiedades físicas y químicas.
Los alcanos con menos átomos de carbono son gases. El pentano ya es líquido a
temperatura ambiente. A medida que el peso molecular aumenta, su punto de fusión aumenta
y también su punto de ebullición y su densidad (en el caso de líquidos).
Una ramificación hace descender el punto de ebullición en unos 8-10 ºC, (los isómeros
tienen puntos de ebullición diferentes).
Los ciclo alcanos (CnH2n) tienen propiedades similares a los hidrocarburos del mismo
número de átomos de carbono, aunque su punto de ebullición es algo superior.
Los hidrocarburos saturados son especialmente inertes en la mayoría de las reacciones
químicas. No obstante reaccionan con halógenos a elevadas temperaturas y con ayuda de
catalizadores dando lugar a derivados halogenados. La reacción no conduce a un único
derivado halogenado sino a varios:
CH4 + Cl2 
CH3Cl + CH2Cl2 + CHCl3 + CCl4
En condiciones severas de presión y temperatura, los hidrocarburos de alto peso
molecular se rompen en fragmentos más pequeños. Este proceso se llama "cracking" y es de
mucho interés para la obtención de la gasolina (octano) a partir de hidrocarburos de mayor
número de átomos de carbono.
Pero la reacción por excelencia de los hidrocarburos es la combustión; se combinan
con oxígeno (arden) para dar dióxido de carbono y agua liberando gran cantidad de energía:
CnH2n+2 + (3n+1)/2 O2

n CO2 + (n+1) H2O
Esta reacción constituye la base de todas las aplicaciones de los hidrocarburos como
combustibles y sobre ella se basa nuestra economía, salud y bienestar. El calor liberado va
aumentando de forma regular al aumentar el número de carbonos del hidrocarburo (unos
660´44 KJ/mol por cada grupo -CH2-. El metano tiene una entalpía de combustión de –886´16
KJ/mol; el etano de –1.569´14 KJ/mol: el propano – 2.219´58 y así sucesivamente, el decano
–6.771,60 KJ/mol.
321
La fuente principal de los hidrocarburos es el petróleo que se encuentra a
profundidades variables tanto en sedimentos terrestres como submarinos, sometido a grandes
presiones. El petróleo se puede definir como materia orgánica formada fundamentalmente por
hidrocarburos líquidos, con otros gaseosos y sólidos en disolución, acompañada muchas veces
de agua salada. Se trata de hidrocarburos, desde el metano hasta especies complejas con más
de 40 átomos de carbono que no pueden destilarse sin una descomposición previa.
La complejidad y número enorme de especies presentes en el petróleo obliga a
considerarlo como un conjunto de fracciones, entendiendo por tales las partes en que
prácticamente puede dividirse el petróleo por razón de la distinta volatilidad de los diferentes
hidrocarburos que lo componen. Además de hidrocarburos
se hallan también presentes compuestos que contienen
Oxígeno, Nitrógeno y Azufre.
El producto que mana de los pozos es un líquido más
o menos denso, viscoso y negruzco al que acompañan
cantidades importantes de gas desorbido al disminuir la
presión del yacimiento. En el propio campo petrolífero se
priva al “crudo” del agua y los sólidos interpuestos, pero
todavía es necesario, frecuentemente, eliminar los gases
disueltos, pues hacen peligroso y difícil su transporte. Esta
operación se llama estabilización, y se aprovecha para
separar los gases de mayor volatilidad.
El crudo estabilizado se trata en las refinerías de acuerdo con el destino que se fije para
los productos obtenidos. La cantidad de cada uno de ellos que se obtenga dependerá, en gran
medida, de la constitución molecular, o sea, de la “base” del crudo.
El trabajo en la refinería tiene un cuádruple objetivo:
a) Separar el crudo en varias fracciones acomodadas a las
necesidades del mercado (gasolinas, gasóleo,
queroseno, parafinas, etc.) a lo que se llama
fraccionamiento.
b) Modificar (generalmente aumentar) las proporciones de
las fracciones volátiles, como la gasolina, mediante la
operación llamada craqueo, a expensas de las fracciones
más pesadas.
c) Variar la naturaleza de los hidrocarburos componentes
de las fracciones volátiles (gasolinas) para elevar su
calidad de carburante (su octanaje), mediante el craqueo
catalítico (reforming).
El índice de octano u octanaje es una escala que se utiliza para comparar el poder
antidetonante de las gasolinas. Los niveles de referencia son el heptano (nivel 0) y
el isooctano (nivel 100). Según esto, una gasolina de 95 octanos tiene el mismo
poder antidetonante que una mezcla del 95 % de isooctano y el 5% de heptano.
322
Hay gasolinas que superan el nivel 100, es decir son más antidetonantes que el
isooctano puro.
Las gasolinas de cadena lineal son más detonantes que las que tienen compuestos
ramificados o cíclicos. La adición de algunos compuestos químicos mejora el
poder antidetonante de las gasolinas. El más utilizado es el tetraetil plomo. Sin
embargo, últimamente se ha determinado que se dejen de utilizar ya que la
contaminación consiguiente por plomo es muy peligrosa.
d) Eliminar de las fracciones los componentes indeseables, proceso al que se llama
genéricamente refino y especialmente desulfuración, desparafinado, desalfaltado,
etc.
Existen otras dos fuentes de hidrocarburos que, aunque menos importantes que el
petróleo, son dignas de mención:
1. Gas natural: Es una mezcla de hidrocarburos de entre 1 y 8 átomos de carbono.
El metano, con un porcentaje de al menos el 80% constituye casi toda la
mezcla, y los demás hidrocarburos registran porcentajes decrecientes. El gas
natural, conducido por gaseoductos a las ciudades, es el principal componente
del gas ciudad. Con frecuencia se separan previamente por licuefacción el
propano y el butano que se comercializan en bombonas a presión.
2. Carbón: El carbón también es un combustible fósil procedente de los restos
vegetales de otras épocas geológicas. Si se calienta un trozo de carbón en
condiciones adecuadas (proceso que se conoce como destilación seca del
carbón), se descompone originando tres productos principales:
a) Gas de alumbrado (o gas de coquerías): Mezcla constituida por
aproximadamente un 50% de Hidrógeno (H2), un 30 % de metano (CH4),
un 8% de monóxido de carbono (CO) y cantidades inferiores de otros
hidrocarburos, Nitrógeno (N2) y dióxido de carbono (CO2) entre otros. Se
utiliza como combustible. Hace muchos años era muy empleado en el gas
ciudad pero en la actualidad existe la tendencia de sustituirlo por gas
natural ya que es mucho más limpio.
b) Coque: es el residuo sólido que deja el carbón. Contiene toda la materia
mineral del carbón pero principalmente carbono libre. Esto hace que sea un
combustible limpio (sin humos) y por lo tanto muy apreciado.
c) Alquitrán: líquido negro y viscoso de olor desagradable formado por una
mezcla de muchos hidrocarburos aromáticos. Constituye la fuente principal
de este tipo de compuestos aromáticos, (ya que en el petróleo y el gas
natural predominan los hidrocarburos saturados). Sometido a destilación
fraccionada, se pueden separar benceno, tolueno, xileno, naftaleno, fenol,
antraceno, etc., también aceites pesados destinados a combustibles en
motores diésel y en calefacción, y como residuo una pez negruzca que se
utiliza para impermeabilizar edificios y pavimentar carreteras.
323
El carbón más utilizado es la hulla (producto natural que contiene de entre un 74 y un
90 % de Carbono). La hulla tiene la ventaja de que produce un coque de gran calidad, pero
sobre todo porque su alquitrán es una fuente rica en los hidrocarburos aromáticos muy
utilizados en la industria química. En la siguiente tabla aparecen los datos de los productos
obtenidos en la destilación seca de la hulla (por cada 1000 Kg):
Destilación de la hulla (por cada 1000 Kg)
Producto
Cantidad
Carbón de coque
750 Kg
Alquitrán
30 – 35 Kg
Benceno, tolueno, xilenos
7 – 12 Kg
Amoniaco
1 – 3 Kg
Gas de alumbrado
300 – 500 m3
13.4.- Alquenos.
13.4.1.- Estructura.
Los alquenos son hidrocarburos con algún carbono con hibridación sp2, es decir tienen
algún doble enlace. Los más sencillos tienen la fórmula CnH2n.
Según la posición del doble enlace pueden ser alquenos interiores o terminales
presentando pequeñas diferencias de reactividad.
13.4.2.- Nomenclatura.
La forma de nombrarlos es igual que los alcanos del mismo número de átomos de
carbono pero indicando la posición del doble enlace y cambiando la terminación -ano por
-eno. Por ejemplo:
324
13.4.3.- Propiedades físicas.
Los puntos de ebullición de los alquenos son ligeramente inferiores al de su alcano
correspondiente. Sin embargo al no poder tener el doble enlace un movimiento de rotación se
presenta la isomería cis - trans. Consiste en que si los sustituyentes de un carbono unido a un
doble enlace son diferentes pueden dar lugar a compuestos diferentes, según la disposición
espacial que adopten. Por ejemplo:
Se aplica la denominación trans cuando los dos grupos más voluminosos están en
contraposición y cis si están en idéntica posición.
13.4.4.- Reacciones químicas de los alquenos.
La presencia de un doble enlace le da a la molécula una reactividad mucho mayor que
la de los alcanos.
a) Reacciones de adición al doble enlace:
1.- Adición de halógenos:
Por ejemplo:
Esta reacción es muy fácil de realizar a temperatura ambiente y es típica para
diferenciar alcanos de alquenos.
325
2.- Adición de hidrácidos:
Por ejemplo:
La adición de los halógenos se verifica por el carbono más sustituido (regla de
MarKownikoff):
3.- Hidrogenación del doble enlace:
Se realiza con hidrógeno gaseoso y en presencia de un catalizador adecuado, (Níquel si
la presión es alta y Platino o Paladio a presiones ordinarias).
b) Oxidación del doble enlace:
Es una reacción muy utilizada para conocer la posición del doble enlace. Los agentes
oxidantes más utilizados son el ozono (O3), y el permanganato potásico (KMnO4) en medio
ácido.
Los alquenos terminales dan el ácido con un carbono menos y CO2:
326
Los dobles enlaces internos dan dos cetonas (o una cetona y un aldehído):
13.5.- Alquinos.
13.5.1.- Estructura y nomenclatura.
Son moléculas que tienen carbonos con hibridación sp (tienen triples enlaces). La
forma de nombrarlos es igual que los alcanos pero cambiando la terminación -ano por -ino:
13.5.2.- Propiedades físicas.
El punto de ebullición aumenta con respecto a los alcanos:
Compuesto
Butano
1 Buteno
1 Butino
Peb (ºC)
- 0’5
- 6’3
8’3
Compuesto
Propano
Propeno
Propino
Peb (ºC)
- 42'1
- 47'7
- 23'2
13.5.3.- Reacciones químicas.
Las reacciones de los alquinos son muy similares a las de los alquenos por ejemplo la
adición de Bromo:
327
13.6.- Hidrocarburos aromáticos.
La característica común de todos los hidrocarburos aromáticos es que presentan un
anillo cíclico de seis átomos de carbono con tres enlaces dobles alternados y sin embargo no
presentan las reacciones típicas de los alquenos (adición y oxidación del doble enlace).
Kekule propuso en 1865 las dos estructuras siguientes para la molécula aromática más
sencilla, el Benceno:
Supuso que la molécula real era un intermedio entre las dos. Posteriormente se
observó que el benceno es plano y que todos sus carbonos son equivalentes siendo la distancia
C-C de 1'39 A. La moderna teoría de orbitales moleculares, explica la estructura del benceno
suponiendo que los orbitales p de los átomos de carbono crean una densidad electrónica
continua paralela al plano del anillo y los electrones de dichos orbitales p, están
deslocalizados a lo largo del anillo lo que hace que estos supuestos dobles enlaces no sean
atacados. Entonces la estructura del benceno se representará de la siguiente forma:
Esta deslocalización de electrones hace que la molécula sea muy estable, lo que podría
demostrarse de la siguiente manera:
Si hubiese tres dobles enlaces: ∆H = - 28'6 x 3 = - 85'8 Kcal/mo
Sin embargo para el benceno:
lo que indica que la molécula es más estable ya que se desprende menos energía en la
reacción.
328
Los principales hidrocarburos aromáticos son:
Compuesto
Nombre
Pfusión
(ºC)
Pebullición
(ºC)
Densidad a 20
ºC (gr/cm3 )
Benceno
5,5
80,1
0,879
Tolueno
- 9,5
110,6
0,867
o - xileno
- 25,2
144,4
0,880
m - xileno
- 47,9
139,1
0,864
p - xileno
13,3
138,4
0,861
Bifenilo
69,2
254
-------
Estireno
- 30,6
145,2
0,906
Naftaleno
80,3
218
-------
Antraceno
216,2
340
-------
329
13.6.1.- Reacciones químicas del benceno.
No presenta reacciones de adición al doble enlace, pero las reacciones de sustitución si
son relativamente fáciles:
a) Halogenación:
Estas reacciones se realizan en ausencia de luz y en presencia de un catalizador (suele
ser tricloruro de aluminio AlCl3).
Todas estas reacciones de sustitución consisten en la formación de un catión altamente
reactivo:
y luego:
con lo que el catalizador se recupera.
b) Sulfonación:
Se realiza tratando el benceno con ácido sulfúrico:
c) Nitración:
Se realiza tratando el benceno con ácido nítrico:
330
d) Reacción de Friedel-Crafts:
Es una reacción de sustitución que consiste en la introducción de un grupo alquilo o
alconilo en el núcleo bencénico:
donde X es un halógeno que normalmente es el cloro.
13.6.2.- Orientación en las reacciones.
Puede ser que en las reacciones de sustitución no intervenga el benceno sino uno de
sus derivados como el tolueno, el nitrobenceno, etc. En estos casos, una nueva reacción de
nitración o sulfonación por ejemplo, ¿introduce el grupo sustituyente en cualquier posición o
hay alguna preferencia?.
Dependiendo del sustituyente que ya tenga el benceno, éste atraerá hacia él o repelerá
los electrones deslocalizados del anillo bencénico, por lo que el resto de los átomos de
carbono tendrán una mayor o menor densidad de carga electrónica, por ejemplo:
Entonces en el caso del tolueno y el fluorobenceno al tener los carbonos situados en
orto y para mayor densidad de carga electrónica el catión atacante tendrá mayor preferencia
por estas posiciones y en el caso del nitrobenceno ocurrirá lo contrario. Vamos a verlo con
algunos ejemplos:
331
si hacemos reaccionar el tolueno con ácido nítrico, las sustituciones irán con mayor
preferencia a las posiciones “– orto” y “– para”:
en cambio, si hacemos reaccionar el nitrobenceno con ácido nítrico, la sustitución irá de forma
preferente a la posición “– meta”:
En la siguiente tabla se muestra el efecto de algunos sustituyentes comunes sobre la
reacción de sustitución:
Orientaciones a Orto y Para
-R
- OH
- OR
- NH2
- NHR
- NR2
- NHCOR
- X (halógenos)
332
Orientaciones a Meta
- COOH
- COR
- NO2
- SO3H
13.7.- Polímeros de adición.
Un grupo de aplicación industrial de gran interés en la química de los alquenos, lo
constituye la formación de los polímeros de adición. Un polímero de adición puede definirse
como una gran molécula formada por la adición de un elevado número de moléculas simples
(monómeros) de uno o más alquenos por rotura de dobles enlaces. Por ejemplo, el polietileno
se obtiene por polimerización del etileno (eteno), cuya reacción global es:
Existen muchas maneras de realizar la polimerización del etileno. Todas ellas llevan a
un mismo grupo que se repite y sólo difieren en la naturaleza de los grupos terminales y en el
valor de "n" que puede ir desde 5000 hasta varios millones, con una consistencia que va desde
ceras hasta la de productos muy duros y rígidos.
Estos polímeros son muy inertes a los agentes químicos, aunque es algo sensible a la
oxidación provocada por rayos ultravioleta. Se emplea como aislante en la industria eléctrica,
fabricación de botellas, juguetes, tejidos, etc.
Otros polimeros muy conocidos son los siguientes:
-
El teflón se obtiene por polimerización del tetrafluoretileno (CF2 = CF2), que es
el plástico más resistente a los agentes químicos que se conoce por la fuerza del
enlace C-F. Se utiliza fundamentalmente para revestimientos de metal de los
utensilios de cocina.
-
El policloruro de vinilo (PVC) se obtiene por la polimerización del cloroeteno
(también llamado cloruro de vinilo). Es duro, quebradizo y rígido, y se utiliza
para la fabricación de tubos, conducciones de agua y hace años para discos
fonográficos.
-
El polimetacrilato de metilo se obtiene por polimerización de metacrilato de
metilo que es un polímero con excelentes propiedades ópticas. Se vende bajo
nombres comerciales de Lucite, Plexiglas y Perspex.
333
-
El buna se obtiene de la polimerización del 1,3 butadieno que se utiliza para la
fabricación del caucho sintético.
-
La baquelita es una resina sintética obtenida por condensación de un fenol con el
aldehído fórmico y que se emplea como sucedáneo del ámbar y del carey
(materia córnea sacada del caparazón de algunas tortugas utilizada en
marquetería y otras artes decorativas).
No todos los polímetros son sintéticos. Muchos compuestos naturales también lo son,
por ejemplo, la seda, la lana, los almidones, la celulosa del algodón, las resinas, el caucho
natural y hasta la propia la madera.
652.- Escribe las fórmulas de todos los isómeros no cíclicos de los alquenos de fórmula
molecular C5H10. Nómbralos correctamente según la IUPAC y para cada uno de ellos
escribe una reacción de adición y nombra el producto obtenido.
653.- Formula los siguientes hidrocarburos:
a) 3-etil-2-metilhexano
b) 2,3-dimetilpentano
c) 4-etil-3,3-dimetilheptano
d) 4-etil-3,3,4-trimetilheptano
e) 4-(1,2-dimetilpropil)-2,3-dimetiloctano
f) 3,7.dietil-2,5,5-trimetilheptano
g) 4-etil-2,3,5-trimetilheptano
h) 4-etil-2,5,5-trimetilnonano
i) 4-etil-2,2,5-trimetilhexano
j) 4-(1,1-dimetiletil)-2-metiloctano
k) 2,2,5,5-tetrametilheptano
l) 2,2,3,3-tetrametilbutano
ll) 2,2-dimetilbutano
m) Propeno
n) 2-buteno
ñ) 4-metil-1-penteno
o) 3-etil-4metil-1-penteno
p) 5,5-dimetil-3-hepteno
q) 4-etil-5-metil-2-hexeno
r) 4-etil-3,6-dimetil-1-hepteno
s) 3,4,4-trimetil-1-penteno
t) 4-etil-3,5-dimetil-2,4-heptadieno
u) 6-etil-2-metil-1,3,6-heptatrieno
v) 4-etil-3-(1-metilpropil)-2-metil-1,3,5hexatrieno
w) 5.etil-3,3,6-trimetil-1,4,6-octatrieno
x) 3-metil-1,4-pentadieno
334
y) 4-etil-5-metil-1,2-hexadieno
z) 3-(1,1-dimetiletil)-1,4-pentadieno
aa) Ciclohexano
ab) Ciclopentano
ac) 1,3,5-trimetilciclohexano
ad) Ciclooctano
ae) Ciclobutano
af) 1,3-dimetilciclobutano
ag) 1-etil-3-metil-5-ciclohexeno
ah)1,2-dimetilbenceno(o-dimetilbenceno)
ai) 1,3-dimetilbenceno(m-imetilbenceno)
aj) 1,3,5-trimetilbenceno
ak) 1-metil-2-(1-metiletil)-benceno
al) 1-etenil-3-metilbenceno
(1-metil-3-vinilbenceno)
all) 1-etenil-4-etilbenceno
(1-etil-4-vinilbenceno)
am) 1-etil-3-metilbenceno
an) 1-metil-2,3-dipropilbenceno
añ) 1-cloro-1-propeno
ao) Tribromometano
ap) 1,3-dibromobenceno
aq) 4-cloro-2-penteno
ar) 1-cloro-2-metilbutano
as) 1,2-diclorobenceno
at) 1,1-dibromo-2-buteno
au) 1,3-dicloro-4-metil-5-ciclononano
654.- Escribe el nombre, según la IUPAC de los siguientes hidrocarburos:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
l)
m)
335
n)
ñ)
o)
p)
q)
r)
s)
t)
u)
v)
336
w)
x)
y)
z)
aa)
ab)
ac)
ad)
ae)
af)
ag)
ah)
337
655.- Escribe tres reacciones características de los alquenos.
656.- Describe dos ejemplos de polímeros orgánicos, indicando a partir de qué monómeros
se obtienen.
657.- Hidrocarburos etilénicos o alquenos. Escribe dos tipos de reacciones distintas que
pueden dar estos hidrocarburos, comentando la importancia industrial de alguna de
ellas.
658.- ¿De qué tipo es la reacción que se producirá entre el cloruro de hidrógeno y el 2-metil1-buteno?. Nombra el producto resultante de la reacción.
659.- Escribe las fórmulas de todos los alquenos no cíclicos de fórmula molecular C4H8.
Nómbralos. Para cada uno de ellos, formula una reacción de adición y nombra el
producto obtenido.
660.- ¿Qué es el polietileno? ¿Cómo se obtiene? Indica alguna de sus propiedades.
661.- Disponiendo de una disolución de Br2, explica cómo podría averiguarse en el
laboratorio si un hidrocarburo es o no saturado.
662.- Busca información sobre el petróleo. Tipos, composición y fracciones obtenidas en su
destilación.
663.- Derivados halogenados. Da dos ejemplos e indica cuáles son sus aplicaciones.
664.- La reactividad química del bromo con propano es inferior a la que presenta frente al
propeno y al propino.
a) Explicar la diferencia de reactividad y formular la reacción en los tres casos,
especificando las condiciones y tipo de reacción.
b) Formular la reacción del agua con propeno.
338
339
340
Problemas de Química 2º de Bachillerato
1.- La materia y sus transformaciones.
1.- El amoniaco es un compuesto formado por Hidrógeno y Nitrógeno. Al analizar
varias muestras, se han obtenido los siguientes resultados:
Masa de N (gr)
Masa de H (gr)
5,56
1,19
10,88
2,33
19,85
4,25
29,98
6,42
37,59
8,05
b) ¿Cuánto Nitrógeno se combina con 1 gr. de Hidrógeno? y ¿Cuánto amoniaco se
formará?.
2.- Al analizar compuestos gaseosos de Carbono y Oxígeno, se obtienen los siguientes
resultados:
1er gas
2º gas
Masa de C (gr)
Masa de O (gr)
Masa de C (gr)
Masa de O (gr)
12,65
16,82
6,39
17,08
24,14
32,09
10,57
28,19
37,81
50,29
12,25
32,62
54,37
72,31
21,12
56,38
b) Verificar la ley de las proporciones múltiples.
3.- Sabiendo que en el agua se cumple (masa de O)/(masa de H)= 8, ¿Qué cantidad de
agua se necesita descomponer para obtener 10 gramos de Hidrógeno?.
4.- El Indio y Oxígeno forman dos compuestos diferentes. Al analizar varias muestras
de cada uno de ellos se obtienen los siguientes resultados:
Masa de In (gr)
Masa de O (gr)
COMPUESTO 1
46,0
27,60
115,0
3,2
1,92
8,0
COMPUESTO 2
23,0
4,60
69,0
4,8
0,96
14,4
a) Comprueba que se cumplen la 2ª y la 3ª ley ponderal.
b) Calcula la cantidad del COMPUESTO 1 que habrá que descomponer para
obtener 20 gramos de In.
c) Calcula la cantidad del COMPUESTO 2 que habrá que descomponer para
obtener 20 gramos de In.
d) Calcula la cantidad del COMPUESTO 1 que se podrá obtener con 100 gramos de
In y 15 gramos de O.
e) Calcula la cantidad del COMPUESTO 2 que se podrá obtener con 100 gramos de
In y 15 gramos de O.
f) Otra muestra de un compuesto de In y O, contiene un 82'7 % de In. ¿Se trata de
alguno de los dos compuestos indicados o de otro diferente?.
3 de 40
5.- Averigua la fórmula de uno de los óxidos del Nitrógeno sabiendo que reaccionan en
la proporción de volúmenes siguiente:
Volumen de Nitrógeno
Volumen de Oxígeno
Volumen de óxido
20 cc.
50 cc.
20 cc.
4 litros
10 litros
4 litros
100 ml
250 ml
100 ml
6.- Los datos de la siguiente tabla corresponden a la reacción química entre el Carbono
y el oxígeno para formar dióxido de carbono. Complétala con los valores que
faltan:
CARBONO
OXIGENO
DIOXIDO DE CARBONO
12
32
?
6
?
22
3
?
?
7.- El Nitrógeno y el Oxígeno son gases formados por moléculas diatómicas, (con dos
átomos). Se sabe que entre ellas se pueden combinar en una proporción de
volúmenes de 2:1, 1:1 y 1:2. ¿Cuáles son las fórmulas más sencillas de los
compuestos que pueden formarse?.
8.- Determinar el % de cada uno de los elementos presentes en cada uno de los
siguientes compuestos:
a) FeO b) CH3OH
c)Na2CO3
d) H2S
9.- Calcular la fórmula empírica de los compuestos que poseen las siguientes
composiciones centesimales:
a) 2'1% H, 32'7% S y 65'2% O.
b) 57'5% Na, 40’0% O y 2'5% H.
c) 65'9% Ba y 34'1% Cl.
d) 52'2% C, 13'0% H y 34'8% O.
e) 75'0% C y 25'0% H.
10.- Halla la masa atómica del Boro natural sabiendo que se trata de una mezcla de
B10

19'8%
B11

80'22%
11.- Un compuesto orgánico posee la siguiente composición centesimal: 26'7% de C,
2'22% de H y 71'1% de O. Si su peso molecular es de 90, calcular su fórmula
empírica y su fórmula molecular.
12.- ¿Cuántos moles de CO2 hay en 5 gr de muestra?. En la misma cantidad, ¿Cuántas
moléculas de CO2 , átomos de Carbono y átomos de Oxígeno habrán?.
13.- Igualar por tanteo las siguientes reacciones:
a) Ca3(PO4)2 + SiO2 + C  CaSiO3 + P + CO
b) C6H6 + O2  CO2 + H2O
c) Al + H2SO4  Al2(SO4)3 + H2
d) CaH2 + H2O 
Ca(OH)2 + H2
e) HCl + Ba(OH)2  BaCl2 + H2O
4 de 40
14.- El carburo cálcico reacciona con el agua de la siguiente forma:
CaC2 + H2O  C2H2 + Ca(OH)2
si se parte de 5 gr de CaC2 de riqueza 90%, ¿Cuántos litros de acetileno (C2H2) se
obtendrán en condiciones normales?.
15.- Si 50 gr de CO reaccionan con 35 gr de Cl2 para dar 40 gr de COCl2 según la
reacción:
CO + Cl2 
COCl2
Calcular el rendimiento de la reacción.
16.- Se tienen dos toneladas de caliza (CaCO3) del 95% de riqueza y se pide calcular el
número de Kg de CaO que se pueden obtener según la reacción:
CaCO3

CaO + CO2
17.- Si tenemos 12 gr. de glucosa (C6H12O6), calcular:
a) La reacción química de su combustión ajustada.
b) El peso de agua que se obtiene.
c) El volumen de CO2 que se obtiene a 17 ºC y 720 mmHg.
d) La cantidad de aire necesario para la combustión medido en condiciones
normales (composición volumétrica de aire: 21% de O2 y 79% de N2).
18.- Calcular el volumen de aire necesario para la combustión completa de un Kg. de
butano (C4H10), sabiendo que la composición volumétrica (o molar) del aire es de
21% de O2 y 79% de N2.
19.- Se ha preparado una disolución disolviendo 9 gr de glucosa en 100 cc. de agua;
calcular:
a) La concentración en gr/l.
c) La molaridad.
d) La molalidad.
20.- Calcular la composición centesimal de los siguientes compuestos:
a) AgNO3
b) CaCO3
c) SiO2
d) KMnO4
21.- El análisis de un compuesto da el siguiente resultado: 26'57% de K, 35'36% de Cr
y 38'08% de O. Calcular su fórmula empírica.
22.- El anhídrido sulfuroso se oxida mediante catálisis a anhídrido sulfúrico según la
reacción:
SO2 (g) + O2  SO3 (g)
Ajusta la reacción y calcula los pesos de SO2 y de O2 necesarios para obtener 100
litros de SO3 medidos en condiciones normales.
5 de 40
23.- El amoniaco se oxida a óxido nítrico según la reacción:
4 NH3 + 5 O2  4 NO + 6 H2O
a) ¿Qué peso de óxido nítrico se puede obtener con 25 Kg de NH3?.
b) ¿Qué volumen de O2 a 1 atm y 600 ºC reaccionarán con 25 Kg de amoniaco?.
24.- Halla la masa atómica del Oxígeno natural sabiendo que se trata de una mezcla de
O16  99'759%, O17
 0’037%, O18
 0'204%
25.- Calcular la molaridad de una disolución preparada pesando 5 gr de K2CO3 y
enrasando con agua hasta 500 cc.
26.- Calcular el peso molecular del Bromo sabiendo que a 27 ºC y 0`046 atm de
presión, una muestra de 0`057 gr ocupa un volumen de 200 cc..
27.- Se tienen 2'5 moles de H2S. Calcular:
a) El número de gramos que hay de S y de H.
b) El número de moles de S.
c) El número de moléculas de sulfuro de hidrógeno.
28.- ¿Cuál es la densidad (en gr/l) del gas propano (C3H8) a 25 ºC de temperatura y 1
atm de presión?
29.- Calcular el peso molecular de un gas desconocido sabiendo que tiene una
densidad de 1'29 gr/litro en condiciones normales, es decir, 0 ºC de temperatura y
1 atm de presión.
30.- ¿Qué volumen de ácido clorhídrico (HCl), del 36% de riqueza y densidad = 1'18
gr/cc, debe tomarse para preparar 250 cc. de una disolución 1'5 molar de HCl?.
31.- Se prepara una disolución disolviendo 5 gr de BaCl2 en 95 gr de agua. Calcular:
a) La concentración en gr/litro.
c) La molaridad.
d) La molalidad.
32.- Se abre la válvula que hay entre un tanque de 5 litros que contiene un gas A a 9
atm de presión y otro tanque de 10 litros que contiene un gas B a 6 atm de
presión. Si la temperatura no varía, calcula la presión parcial de cada uno de los
gases y la presión total cuando alcance el equilibrio.
33.- 2'69 gr de PCl5 se colocan en un frasco de 1 litro y se evaporan completamente a
250 ºC y 1 atm de presión. Existe la posibilidad de que algo de PCl5 se
descomponga según la reacción siguiente:
PCl5

PCl3 + Cl2
Calcula las presiones parciales de todos los compuestos presentes cuando se
alcanza el equilibrio.
6 de 40
34.- Una disolución acuosa de densidad 1'022 gr/cc. contiene 12 gr. de azúcar
(C12H22O11) en 200 ml . Calcular la concentración en:
a) gr/l.
b) % en peso de azúcar.
c) Molaridad (M).
d) Molalidad (m).
ac. selenioso + piroarseniato férrico  selenito férrico +óxido arsénico + agua.
calcular:
a) Las cantidades de cada uno de los reactivos necesarios para obtener 3 gramos
de selenito férrico.
b) La cantidad máxima de selenito férrico que se podrá obtener con 3 gramos de
ácido selenioso y 3 de piroarseniato férrico.
c) ¿Qué cantidad de óxido arsénico se obtendrá en el apartado b).
36.- El anhídrido nitroso y el óxido de aluminio, forman al reaccionar nitrito
alumínico:
a) Calcula el rendimiento de la reacción si con 20 gr. de óxido alumínico y la
cantidad de óxido nitroso necesaria se obtienen 52 gr. de nitrito alumínico.
b) Sabiendo el rendimiento calculado en a), calcular las cantidades de cada
reactivo necesarias para obtener 9 gr. de nitrito alumínico.
37.- De los 87 gr de un mineral, supuestamente formado por carbonato potásico, se
extraen 42'3 gr. de potasio puro con un método de extracción 100% rentable.
Calcula la pureza del mineral.
anh carbónico + carbonato de aluminio +ac. sulfúrico  bicarbonato alumínico + anh. sulfúrico.
Calcular:
a) La máxima cantidad en gramos de bicarbonato que podrá formarse con 2 litros
de carbonato alumínico 0'02 M y 200 cc. de ácido sulfúrico 0'5 M, junto con el
anhídrido carbónico necesario (suponer el rendimiento de la reacción es del
100%).
b) ¿Qué cantidades de carbonato alumínico 0'01 M y de ácido sulfúrico 0'2 M
serán necesarias para obtener 1'5 gr. de bicarbonato suponiendo un rendimiento
del 100 %?
c) Repetir el apartado b) pero suponiendo un rendimiento del 67%.
d) ¿Cuál sería el rendimiento si con 5 litros de carbonato alumínico 0,04 M y las
cantidades de anhídrido carbónico y ácido sulfúrico correspondientes, se obtiene
79'2 gr. de bicarbonato?.
e) Suponiendo un rendimiento del 100%, ¿cuántos gr. de carbonato alumínico
tendríamos que pesar para que reaccionaran con 2 litros de ácido sulfúrico 0'3 M?
¿cuántos gr de bicarbonato y de óxido sulfúrico se obtendrán?.
7 de 40
39.- El latón es una aleación formada por Cu y Zn. La proporción de este último metal
puede variar de 10 a 35%. Teniendo en cuenta este hecho y basándose en una
determinada ley, ¿debemos decir que el latón es una mezcla, o por el contrario,
que es un compuesto químico resultante de la combinación de estos dos metales?
40.- Al analizar el dióxido de carbono se comprueba que tiene un 27% de C. Calcular
la cantidad de dióxido de carbono que se obtendrá al combinar 54 gr de C con el
suficiente oxígeno.
41.- En la preparación de trióxido de azufre se obtuvieron los siguientes datos en un
conjunto de experimentos:
Experimento
Masa de S (gr)
Masa de O (gr)
1
0,723
1,084
2
1,212
1,818
3
2,146
3,252
4
3,813
5,720
Comprueba que se cumple la 2ª ley ponderal y calcula la cantidad de oxígeno
necesario para combinarse con 10 gr de S y los gr de trióxido de azufre que se
obtendrán.
42.- En los tiempos de Dalton era conocida la existencia de dos gases formados por
Carbono y oxígeno. De ambos, el más rico en O contenía un 72'7% de este
elemento y el otro un 57'1%. ¿Qué relación existe entre las masas de oxígeno que
se combinan con la misma masa de carbono?
43.- El amoniaco contiene un 17'76% de hidrógeno. Cuando reaccionan
completamente 3'77 gr de hidrógeno con 26'23 gr de nitrógeno se forman 30 gr de
hidracina (compuesto formado también con los mismos elementos que el
amoniaco). Comprueba que se cumple la 3ª ley ponderal.
44.- 25'1 gr de mercurio se combinan con 2 gr de oxígeno para formar óxido de
mercurio. En otras condiciones 0'402 gr de mercurio se combinan con 0'016 gr de
oxígeno para formar otro óxido. Verificar la ley de las proporciones múltiples.
45.- Se ha medido la densidad del hidrógeno, nitrógeno y amoniaco en las mismas
condiciones de P y T encontrándose los valores de 0'081, 1'138 y 0'691 gr/l
respectivamente. Hallar:
a) la masa atómica del nitrógeno relativa al hidrógeno.
b) la masa molecular del amoniaco relativa al hidrógeno.
DATOS: Ar(H) = 1 uma
46.- El fósforo reacciona con el oxígeno para formar un compuesto de fórmula P4O10;
si 0'248 gr de fósforo reaccionan dando 0'568 gr. de óxido, determinar la masa
atómica relativa del fósforo sabiendo que Ar(O) = 16 umas.
8 de 40
47.- Determinar la masa atómica relativa del Mg a partir de las masas de sus isótopos y
sus abundancias relativas:
Isótopo
24
25
26
Abundancia (%)
78,60
10,11
12,29
Masa relativa (umas)
23,993
24,994
25,991
48.- El cobre natural está compuesto sólo de dos isótopos de masas relativas 62'929 y
64'928. Sabiendo que la masa relativa del cobre es 63'54, determinar la
abundancia relativa de cada uno de los isótopos.
49.- Al analizar 6'392 gr de cromato de plata se obtienen 1'464 gr de óxido de
cromo(III). Calcular la masa atómica relativa del cromo.
DATOS: Ar(Ag) = 107'94 ; Ar(O) = 16
50.- Se obtienen 0'365 gr de óxido de berilio a partir de 1'479 gr de acetato de berilio,
Be4O(C2H3O2)6. Calcular la masa relativa del Berilio.
DATOS: Ar(O) = 16 ; Ar(C) = 12 ; Ar(H) = 1
51.- Calcular la masa atómica relativa del Boro, sabiendo que al calentar Borax
cristalizado, Na2B4O7.10H2O, se produce una pérdida de masa del 47'1%.
DATOS: Ar(Na) = 23; Ar(O) = 16; Ar(H) = 1.
52.- Se tiene una muestra de 8 gr de Oxígeno. Calcular el número de moléculas y el de
moles. ¿Y si los 8 gr. fuesen de ozono?
53.- ¿Cuál de entre las siguientes cantidades de materia tendrá mayor masa?
10 gr de Cu, 6 moles de He ó 3'01.1023 átomos de Ag.
54.- a) ¿Cuántos moles de átomos de azufre hay en 10 gr de S8?
b) ¿Cuántos moles de moléculas de S8 hay en 10 gr de S8?
c) ¿Cuántas moléculas hay en 10 gr de S8?
55.- En 413 gr de clorato de bario monohidratado, calcular:
a) moles de Ba.
b) moles de oxígeno.
c) moles de ion clorato.
56.- Si de 100 mgr de amoniaco se quitan 2.1021 moléculas de amoniaco, ¿cuántos
moles de amoniaco nos quedarán?
57.- La composición centesimal de una sustancia es: C 39'998%, H 6'718 y el resto
oxígeno. Calcular su fórmula empírica. ¿Con estos datos, se puede determinar la
fórmula molecular?
58.- Se ha determinado que 4'638 gr de un óxido de Fe contiene 3'358 gr de Fe. ¿Cuál
es la fórmula de este óxido?
59.- Un gramo de un compuesto formado únicamente por C e H dio por combustión
1'635 gr de agua y 2'995 gr de dióxido de carbono. Hallar la fórmula empírica del
compuesto.
9 de 40
60.- 2 gr de fósforo se queman al aire y forman 4'582 gr de un óxido. Esta cantidad de
óxido reacciona exactamente con 1'744 gr de agua para formar 6'326 gr de un
compuesto formado por P, O e H. Determinar la fórmula empírica del óxido y del
otro compuesto.
61.- Se calientan 6'192 gr de cloruro de bario hidratado y se obtienen 5'280 gr de
cloruro de bario anhidro. Mediante nitrato de plata, 0’663 gr de la sal hidratada
dan lugar a 0'778 gr de cloruro de plata. Averiguar la fórmula empírica del cloruro
hidratado.
62.- Al quemar 0'739 gr de un hidrocarburo se forman 2'471 gr de dióxido de carbono
y 0'578 gr de agua. A 100ºC y 722 mmHg de presión, un matraz de 325'6 ml de
capacidad contiene 0'932 gr de dicho hidrocarburo en estado vapor. Calcular su
fórmula empírica y molecular.
63.- Hallar la cantidad de pirolusita de un 72'6% de dióxido de manganeso, necesaria
para obtener por reacción con exceso de ácido clorhídrico concentrado, 25 gr de
cloro según la reacción:
dióxido de manganeso + cloruro de hidrógeno 
 cloruro de manganeso(II) + cloro + agua.
64.- Por acción del bromo sobre hidróxido potásico en caliente, se forman bromuro y
bromato potásico más agua. Calcular el volumen de bromo necesario para obtener
50 gr de bromato potásico. La densidad del bromo es de 3'19 gr/ml.
65.- Calcular el volumen de oxígeno en condiciones normales que se desprende al
calentar 100 gr de nitrato potásico, el cual se reduce a nitrito potásico.
66.- Al hacer pasar 100 litros de aire a 20 ºC y 740 mmHg a través de una disolución
de hidróxido de bario precipitaron 0'296 gr de carbonato de bario. Calcular el %
de dióxido de carbono en el aire.
67.- Calcular el volumen de oxígeno en condiciones normales que es necesario para la
combustión de:
a) 5 litros de metano.
b) 5 litros de acetileno (C2H2)
68.- Se hacen reaccionar 15 litros de hidrógeno con 15 litros de nitrógeno para obtener
amoniaco. ¿Cuál será la composición volumétrica final de los gases?
69.- ¿Cuántos ml de sulfuro de hidrógeno en c.n. son necesarios para precipitar en
forma de sulfuro de cobre(II) todo el cobre contenido en una disolución de 100 ml
que contiene 0'75 gr de cloruro de cobre (II)?
70.- Al tratar con un ácido 13 gr de sulfito de sodio heptahidratado, se desprenden 1'2
litros de dióxido de azufre a 27ºC y 770 mmHg ¿cuál es la pureza de la sal?
10 de 40
71.- ¿Cuál es la presión parcial de cada uno de los gases de una mezcla que a 740
mmHg contiene un 78% de nitrógeno, un 20% de oxígeno y un 2% de dióxido de
carbono?
72.- 5'610 gr del compuesto Bi(C6H5)3 producen por combustión 2'969 gr. del óxido de
bismuto(III). Hallar la masa atómica relativa del Bismuto.
DATOS: Ar(O) = 16 ; Ar(C) = 12 ; Ar(H) = 1.
73.- El bicarbonato sódico es un remedio casero para la "acidez de estómago",
reacciona con el HCl del estómago liberando dióxido de carbono y agua según la
reacción:
HCO3-(ac) + H+ (ac)

CO2 (g) + H2O (l)
a) ¿Cuántos gr de bicarbonato sódico son necesarios para neutralizar 100 ml de
jugo gástrico de acidez excesiva (equivalente al HCl 0'1 M)?
b) ¿Cuál sería el volumen de dióxido de carbono que se producirá teniendo en
cuenta que la temperatura del cuerpo humano es de 37ºC y la presión de 1 atm.?
2.- El átomo.
74.- Explica por qué el experimento de Rutherford obligó a desechar el modelo atómico
de Thomson.
75.- ¿Cuánta energía se necesita para ionizar un átomo de hidrógeno en el que el electrón
se encuentra en la órbita n=5 de Bohr?
Dato: Ctte de Rydberg Rh = 109.678 cm-1
76.- A partir de la constante de Rydberg para el átomo de hidrógeno igual a 109677'58
cm-1. calcular la longitud de onda de las tres primeras líneas de la serie de Balmer y
el límite de esta serie.
77.- En el espectro del átomo de hidrógeno se conoce una línea de longitud de onda 1216
A°. Sabiendo que pertenece a la serie de Lyman ¿a que transición pertenece?. Toma
como dato la constante de Rydberg.
78.- Calcular la longitud de onda asociada a la molécula de hidrógeno moviéndose a una
velocidad de 1840 m/s.
Datos: Ar(H) = 1 uma , h = 6'67.10-34 J.s
79.- Calcular la onda asociada a una pelota de tenis de 150 gr de masa que posee una
velocidad de 15 m/s. Hágase lo mismo para un electrón de velocidad 2'18.107 m/s.
Comparar los resultados e indicar lo que nos sugieren.
80.- Indica los números cuánticos representativos de los orbitales:
a) 3py b) 2s
c) 1pz
d) 4dxy
e) 5px
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81.- Un electrón se encuentra en un orbital 3d. ¿cuáles son los posibles valores de sus
números cuánticos n, l y m?
82.- Explicar la información que suministra la expresión (3,2,0,-½) para un electrón del
átomo de hidrógeno.
83.- Indicar cómo difieren entre sí los electrones de mayor energía, en cada uno de los
átomos de los siguientes elementos:
a) Na
b) B c) N
d) Mg
84.- Considerar las dos configuraciones electrónicas siguientes de dos átomos neutros A
y B:
A - 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
B - 1s2, 2s2, 2p6, 6s1
Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas razonando la respuesta:
a) A y B representan dos elementos distintos.
b) Se necesita energía para pasar de A a B.
c) A representa al átomo de sodio
d) Se requiere menos energía para arrancar un electrón de A que de B.
85.- Escribir las demás estructuras equivalentes al estado fundamental del átomo de
carbono, además de la 1s2, 2s2, 2px1, 2py1
86.- Indicar a qué grupo y periodo pertenece el elemento cuya configuración electrónica
es: 6s2, 4f14, 5d10, 6p3
¿Podrías decir de qué elemento se trata y algunas de sus propiedades?.
87.- Para los 100 primeros elementos del sistema periódico, indicar para cuantos de ellos
puede escribirse en su estado fundamental:
a) una configuración electrónica con uno o más electrones 1s.
b) una configuración electrónica con uno o más electrones 2p.
c) una configuración electrónica con uno o más electrones 3d.
Razonar la respuesta.
88.- Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su energía de ionización: Na,
Be, Mg y K. Utiliza como datos sus números atómicos.
89.- Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su radio atómico: Na, O, F, y
Mg. Utiliza como datos sus números atómicos.
90.- Ordena menor a mayor los siguientes iones y elementos según su volumen: O-2, Ne y
Na+. Utiliza como datos sus números atómicos.
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3.- El enlace químico.
91.- Interpretar de forma cualitativa la siguiente tabla:
Compuesto
Temperatura de fusión (ºC)
NaF
1000
NaCl
800
NaBr
750
NaI
670
y predecir cuál de los dos compuestos NaF o CaO tendrá mayor temperatura de
fusión, teniendo en cuenta que tienen la misma estructura cristalina y sus iones
tienen radios similares.
92.- Cuatro elementos diferentes A, B, C y D, tienen de números atómicos 6, 9, 13 y 19
respectivamente. Averigua:
a) el número de electrones de la capa de valencia.
b) su clasificación en metales y no metales.
c) Las fórmulas de los compuestos que formará B con cada uno de los restantes
elementos y ordenarlos desde el más iónico hasta el más covalente.
93.- ¿Qué quiere decir que una molécula es polar? ¿Qué molécula será más polar el CH4
o el NH3? ¿y entre el NH3 y el NF3?
94.- Dar una explicación entre los siguientes hechos:
a) el cloruro sódico tiene un punto de fusión de 800 ºC, en cambio, el cloro es un
gas a temperatura ambiente.
b) el diamante no conduce la corriente eléctrica mientras que el níquel si lo hace.
¿Y el grafito?
c) el flúor es una molécula covalente mientras que el fluoruro de cesio es iónico.
95.-Indicar qué fuerzas atractivas han de ser vencidas para que se verifiquen los
siguientes procesos:
a) Disolución de nitrato sódico en agua.
b) Fusión de un cristal de hielo.
c) Ebullición de hidrógeno líquido.
d) Fusión de una aleación de plomo-estaño (soldadura).
96.- Justificar la geometría de las siguientes moléculas, así como su longitud de enlace y
su energía de enlace:
Molécula
C2H6
C2H4
C2H2
Ángulo de enlace
109'5°
120°
180°
Longitud de enlace
1'54 Aº
1'34 Aº
1'20 Aº
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Energía de enlace
346'94 KJ/mol
610'28 KJ/mol
836'02 KJ/mol
97.- Las gráficas siguientes proporcionan los valores de temperaturas de ebullición de
algunos compuestos. Tratar de explicar las variaciones que presentan así como las
anomalías:
98.- Teniendo en cuenta la estructura electrónica, ¿cuál es el motivo de que los
halógenos tengan predominantemente valencias impares?
99.- Indicar en qué sustancias de las mencionadas abajo existen enlaces por puente de
hidrógeno, para lo que es recomendable dibujar su estructura espacial:
Compuesto
Mr (umas)
CH4
NH3
H2 O
16
17
18
T.
Ebullición
- 161’4
- 33’1
100,0
Compuesto
Mr (umas)
CH3 - CH3
CH3 - NH2
CH3 - OH
30
31
32
T.
Ebullición
- 88’0
- 6’7
65’0
100.- Clasificar como covalente puro, covalente polar o iónico el enlace que presentará
la unión de los siguientes pares de elementos, explicándolo:
a) Li-O
b) Br-I
c) Mg-H
d) O-O
e) Rb-F
NF3
;
SO2 ;
SF4
102.- Clasificar como iónico, covalente molecular, covalente macromolecular o
metálico:
a) Un sólido que funde por debajo de los 100 °C dando un líquido no conductor de
la electricidad.
b) Un sólido que conduce la corriente eléctrica.
c) Un sólido que no es conductor, pero sí lo es cuando funde.
d) Un sólido aislante que no se disuelve en agua y funde a 2000°
e) Un sólido aislante que se disuelve en agua dando una disolución conductora de
la electricidad.
SiCl4 ;
CO
;
NO2- ;
BrF3
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104.- Escribir las estructuras de Lewis para el metano y el amoníaco. ¿Cuáles son las
fuerzas intermoleculares que mantienen unidas a sus moléculas en estado sólido?
¿cuál de las dos sustancias tendrá un punto de fusión más elevado?. Justifica las
respuestas.
105.- Trata de identificar las siguientes temperaturas de ebullición a qué gas noble Ne,
Ar o Kr pertenecen. Justifica la respuesta.
-152'30 °C,
-246'05 °C,
-185'71 °C
106.- Asigna correctamente a cada sustancia su punto de ebullición:
Compuesto
Punto de ebullición (°C)
CaO KF CsI
1280 1505 2850
107.- Indicar el tipo de enlace interatómico e intermolecular de las siguientes sustancias:
a) NaCl (s),
f) NH3 (g)
b) NaCl (a), c) NaCl (g)
g) NH4OH (a)
d) H2 (s),
e) H2 (g)
108.- Realiza un trabajo monográfico donde se reflejen:
- tipo de enlaces que mantienen unidos a los átomos o iones.
- estructura de la red cristalina.
- justificación de las propiedades físicas, químicas y mecánicas en base a los dos
puntos anteriores.
de los siguientes compuestos:
a) cloruro sódico.
b) cloruro de cesio.
c) Blenda (sulfuro de cinc).
d) Cuarzo (dióxido de silicio).
e) Carbono grafito.
f) Carbono diamante.
g) Azufre en sus distintas formas de cristalización.
4.- Energía de las reacciones químicas. El equilibrio
químico.
109.- Determinar la entalpía de formación del ácido acético a partir de las siguientes
ecuaciones termodinámicas:
a) C(s) + O2 (g)

b) H2 (g) + 1/2 O2 (g) 
c) CH3COOH (l) + 2 O2 (g)
CO2 (g)
H2O (l)
 2 CO2 (g) + 2 H2O(l)
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∆H = -208 Kcal/mol
110.- Hallar el calor de formación del n-butano (C4H10) sabiendo que su calor de
combustión es de -687'98 Kcal/mol, que el calor de formación del CO2 es de
-94'05 Kcal/mol y que el calor de formación del agua es de -68'32 Kcal/mol.
111.- Calcular la temperatura resultante al mezclar 150 gr de agua a 75ºC con 75 gr de
agua a 20ºC.
112.- 50 gr de plata metálica a 150 ºC se mezclan con 50 gr de agua a 20 ºC. Determinar
la temperatura de equilibrio sabiendo que el calor específico de la plata es 0'056
cal/grºC.
113.- Calcular la temperatura resultante de equilibrio al mezclar 150 ml de agua a 50ºC,
25 gr de hielo a 0ºC y 100 gr de Cu a 110ºC, sabiendo que el calor de fusión del
hielo es de 1'435 Kcal/mol y el calor específico del Cu de 0'093 cal/grºC.
114.- Calcular la entalpía de la reacción de disociación del PCl5 en PCl3 y Cl2 sabiendo
que:
∆Hf (PCl5) = -95'35 Kcal/mol; y ∆Hf(PCl3) = -73'22 Kcal/mol
115.- Determinar el calor de formación del monóxido de carbono conociendo las
entalpías a 25ºC de los siguientes procesos:
∆H = -94’05 Kcal/mol
a) C(s) + O2 (g)  CO2 (g)
b) CO (g) +1/2 O2 (g)  CO (g)
116.- El calor de formación del NO2 (g) a 25ºC es ∆H = 8'O9 Kcal/mol. Por otra parte,
el calor de formación del N2O4 (g) a 25ºC, es ∆H = 2'31 Kcal/mol. Calcular la
entalpía de reacción para la disociación del N2O4 en NO2
117.- La entalpía de formación del metanol (CH3OH) en estado líquido es de -57'02
Kcal/mol. Si el metanol queda en estado vapor, la entalpía de formación es
entonces -48'08 Kcal/mol. Con estos datos, calcular la entalpía de vaporización
del metanol.
118.- El etanol (CH3CH2OH) puede ser oxidado en atmósfera de oxígeno para dar ácido
acético (CH3COOH) y agua. Calcular la entalpía de dicha reacción sabiendo que
en la combustión de 10 gr de etanol se desprenden 71'3 Kcal, mientras que en la
combustión de 10 gr de ácido acético se desprenden 34'7 Kcal.
119.- Determinar la entalpía de reacción del siguiente proceso:
2 NO (g) + O2 (g)  2 NO (g)
Entalpía de formación del NO (g) = -21'6 Kcal/mol
Entalpía de formación del NO2 (g) = - 8'03 Kcal/mol
120.- Calcular la entalpía de formación molar del Ca(OH)2 a partir de los siguientes
datos:
a) H2(g) + 1/2 O2 (g) 
H2O (l)
∆H = -68'3 Kcal/mol H2O
b) CaO (s) + H2O (l) 
Ca(OH)2(s) ∆H = -15'3 Kcal/mol Ca(OH)2
c) Ca (s) +1/2 O2(g) 
CaO (s)
∆H = -151'8 Kcal/mol CaO
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121.- Calcular la entalpía de formación del AlCl3 sólido a partir delas siguientes
ecuaciones termodinámicas:
Al (s) + 3 HCl (ac)

AlCl3 (ac) + 3/2 H2 (g)

2 HCl (g)
H2 (g) + Cl2 (g)
HCl (g) + agua

HCl (ac)
AlCl3 (s) + agua

AlCl3 (ac)
122.- Hallar el calor de vaporización del amoniaco sabiendo que su calor de formación
es de 11,0 Kcal/mol cuando queda en estado gaseoso y de -16'07 Kcal/mol cuando
queda en estado líquido.
123.- En una serie de experiencias se determina que el n-octano posee un calor de
formación de 60'3 Kcal/mol, que este parámetro para el CO2 vale 94'0 Kcal/mol y
para el vapor de agua 57'8 Kcal/mol.
Determinar la entalpía de combustión de un mol de dicho hidrocarburo y el
volumen de O2 necesario para dicha combustión medido en condiciones normales.
124.- En una aluminotermia, se trata el óxido férrico con aluminio para obtener hierro
metálico puro y el óxido de aluminio correspondiente. Calcular el calor
desprendido en dicha reacción a partir de los siguientes datos:

Al2O3 (s)
∆H = -399 Kcal
2 Al (s) + 3/2 O2 (g)
2 Fe (s) + 3/2 O2 (g)

Fe2O3 (s)
∆H = -192 Kcal
125.- A una determinada temperatura, se añaden a un recipiente vacío 746 gr de I2 y
16'2 gr de H2. Se deja alcanzar el equilibrio y entonces se comprueba que se han
formado 721 gr de HI. Calcular Kp y Kc para el proceso de formación de HI.
126.- Se introducen 0'02 moles de CaCO3 en un recipiente de 1 litro, y éste se calienta
hasta 1170 ºK. Determinar la composición de equilibrio sabiendo que la reacción:
 CaO (s) + CO2 (g)
posee una Kp= 1'0 atm.
CaCO3 (s)
127.- Determinaciones experimentales han permitido conocer que si se calienta
amoniaco puro a 673 K y 0'934 atm, se halla disociado en un 40% en N2 y H2.
Determinar:
a) La presión parcial de cada uno de los gases cuando se alcance el equilibrio.
b) Los moles de cada gas en el equilibrio (suponer que el peso total de la mezcla
es de 100 gr).
c) El volumen de la mezcla.
d) El valor de Kp a 673 K.
128.- La constante Kp para la reacción de descomposición del N2O4 (g) en NO2 (g) a
308 K, vale 0'32 atm. Calcular la presión a la que el N2O4 se encuentra disociado
en un 25%
129.- La constante Kc para la reacción del etanol (CH3CH2OH) con el ácido acético
(CH3COOH) para dar acetato de etilo (CH3COOCH2CH3) y agua, vale 4.
¿Cuántos gr de acetato de etilo se formarán al mezclar 1'3 moles de etanol con
1'33 moles de ácido acético?.
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130.- A 630 ºC y 1 atm de presión, la densidad del SO3 es de 0’927 gr/l. Calcular el
grado de disociación, Kp y Kc para la reacción:
2 SO3 (g)
 2 SO2 (g) + O2 (g)
131.- En un recipiente de 250 cc, se mezclan 16 gr de S con la cantidad estequiométrica
de Hidrógeno a 25 ºC. A esa temperatura, la constante de equilibrio para la
reacción:
S (s) + H2 (g)
 H2S (g)
-5
tiene el valor de Kp = 6'32.10 . Determinar la cantidad de ácido sulfhídrico
formada.
132.- En la síntesis de Haber, una mezcla de nitrógeno e hidrógeno en la proporción 1:3
tiene a 723 K y 50 atm la siguiente composición en el equilibrio: 9'6% de NH3 ;
28'2% de N2 y 62'2% de H2. Determina el valor de Kp.
133.- En la reacción de formación del HI, Kp = 54'4 a 355 ºC. Determinar el porcentaje
de I2 que se convertirá en HI al mezclar 0'2 moles de I2 con 0'2 moles de H2 a la
citada temperatura.
134.- Si en el problema anterior la cantidad de H2 se aumenta hasta 2 moles, ¿cuál será
el nuevo porcentaje de I2 reaccionado?. ¿Se podría predecir a priori si sería mayor
o menor?.
135.- A 248 ºC y 1 atm, se ha determinado que si se utiliza una muestra inicial de 0'5
moles de SbCl5, la mezcla de equilibrio contiene un 42'8% de Cl2. Calcular Kp
para la reacción:
SbCl5(g)

SbCl3(g) + Cl2 (g)
136.- El CO2, se disocia parcialmente a 2000 K según la reacción:
2 CO2 (g)
 2 CO (g) + O2 (g)
Experimentalmente se encuentra que reacciona sólo un 1'6% del dióxido de
carbono presente inicialmente. Calcular Kp suponiendo una presión parcial de
CO2 en el equilibrio de una atm, y la presión total en estas condiciones.
137.- Se sabe que la reacción: 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) tiene una Kp = 3'4 a
1000 K. Cuando se alcanza el equilibrio la presión de SO3 respecto a la de SO2 es
de 1'25. Calcular las presiones parciales de los gases presentes en la mezcla y la
presión total del sistema cuando se alcance el equilibrio.
138.- El equilibrio CO (g) + H2O (g)  CO2 (g) + H2 (g) tiene una constante de
0'63 a 986 ºC. Determina la presión parcial de cada uno de los gases en el
equilibrio si una mezcla del 12% de CO, 22% de H2O, 3O% de CO2 y 36% de H2
se calienta a 986 ºC bajo una presión de 1 atm.
139.- 9 moles de CO y 15 de Cl2 se colocan en un recipiente de 3 litros. En el equilibrio:
CO (g) + Cl2 (g)
 COCl2 (g)
se encuentra que hay 6'3 moles de Cl2 en la mezcla. Determina el valor de la
constante de equilibrio Kc.
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140.- 12 moles de SO2 y 8 de NO2 se colocan en un recipiente de 2 litros. Al alcanzarse
el equilibrio según la reacción:
SO2(g) + NO2 (g)
 SO3 (g) + NO (g)
se determina que la concentración de NO2 es de 1 M. Calcula el valor de Kc en
esas condiciones.
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
la constante de equilibrio Kc es de 2. Se introduce en un recipiente de 1 litro, 1
mol de N2O4 dejando que se alcance el equilibrio. ¿Qué concentración de NO2 se
obtendrá?. ¿Y si el volumen fuese de 10 litros?.
142.- En un recipiente de 5 litros, hay 0'158 moles de I2 y 4'89 de H2. Determinar la
cantidad de HI formado sabiendo que Kc = 50.
143.- Cuando un mol de HCN (ac) se neutraliza según la reacción:
HCN (ac) + OH- (ac)  H2O (l) + CN- (ac)
∆H= -2'9 Kcal/mol
calcular la entalpía de disociación del ácido cianhídrico sabiendo que:
H2O (l)
H+ (ac) + OH- (ac) 
144.- Sabiendo que la variación de entalpía de formación del sulfito de bario es de
-282'6 Kcal/mol y que para el sulfato de bario es de -350’2 Kcal/mol, calcular la
variación de entalpía de la reacción:
BaSO3 (s) + 1/2 O2 (g)

BaSO4 (s)
145.- La ∆Hf del acetileno (C2H2) es de 53'9 Kcal/mol y la del benceno (C6H6) en estado
gaseoso 19'1 Kcal/mol. Calcula la entalpía de la polimerización del acetileno en
benceno:

C6H6 (g)
3 C2H2 (g)
146.- Calcular la entalpía de la reacción:
ZnO (s) + CO (g)

Zn (s) + CO2 (g)
sabiendo que:
a) variación de entalpía de formación del óxido de cinc sólido = - 83 Kcal/mol
b) variación de entalpía de sublimación del Zn = 32 Kcal/mol
c) variación de entalpía de combustión del CO = - 68 Kcal/mol
147.- Dados los siguientes datos:
- variación de entalpía de combustión del C2H6 gaseoso = - 378'8 Kcal/mol
- variación de entalpía de combustión del hidrógeno = - 68'3 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del C2H6 gaseoso = - 20'2 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del C2H4 gaseoso = + 12'4 Kcal/mol
calcular:
a) variación de la entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno para dar
etano.
b) variación de la entalpía de combustión del eteno gaseoso.
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148.- ¿Qué cantidad de calor hay que suministrar a una Tn de piedra caliza de una
riqueza del 80% en carbonato cálcico para descomponerlo totalmente en cal
(CaO) y dióxido de carbono?. El rendimiento de la reacción es del 75% en cuanto
al aprovechamiento de la energía.
DATOS:
- variación de entalpía de formación del CaCO3 (s) = -289 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del CaO (s) = -152 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del CO2 (g) = - 94 Kcal/mol
149.- Cuando se prepara ácido nítrico a partir de nitrato potásico tienen lugar
simultáneamente las siguientes reacciones:
KHSO4 (s) + HNO3 (g)
KNO3 (s) + H2SO4 (l) 
2 KNO3 (s) + H2SO4 (l)

K2SO4 (s) + 2 HNO3 (g)
Calcular el calor necesario para la producción de 1 Kg de ácido nítrico, sabiendo
que el 80% del ácido se produce según la primera reacción.
DATOS:
- variación de entalpía de formación del KNO3 (s) = - 119'50 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del H2SO4 (l) = - 192'19 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del HNO3 (g) = - 34'40 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del KHSO4 (s) = - 274'00 Kcal/mol
- variación de entalpía de formación del K2SO4 (s) = - 340'60 Kcal/mol
150.- Dadas las siguientes reacciones:
2 HI (g)
∆H = - 0'8 Kcal
I2 (g) + H2 (g) 
I2 (s) + H2 (g) 
2 HI (g)
∆H = + 12'0 Kcal
2 HI (ac)
∆H = - 26'8 Kcal
I2 (g) + H2 (g) 
calcular:
a) El calor de sublimación del I2.
b) El calor de disolución del HI.
c) Las calorías que habrá que aportar para disociar en sus componentes el HI
contenido, a 25 °C, en un matraz de 750 cc. a la presión de 800 mmHg.
151.- Hallar la entalpía de la reacción:
CaC2 (s) + 2 H2O (l)  Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g)
DATOS:
- variación de entalpía de formación del CO2 (g) = - 393'505 KJ/mol
- variación de entalpía de formación del H2O (l) = - 285'851 KJ/mol
- variación de entalpía de formación del CaC2 (s) = - 58'994 KJ/mol
- variación de entalpía de formación del Ca(OH)2 (s) = - 986'587 KJ/mol
- variación de entalpía de combustión del C2H2 (g) = - 1299'590 KJ/mol
152.- Determinar la entalpía de formación del ácido nitroso disuelto en agua HNO2 (ac),
a partir de los siguientes datos:
a) NH4NO2 (ac)  N2 (g) + H2O (l)
b) NH3 (ac) + HNO2 (ac) 
NH4NO2 (ac)
c) 2 NH3 (ac) 
N2 (g) + 3 H2 (g)
d) variación de entalpía de formación del H2O (l) = -68'3 Kcal/mol
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153.- Calentando a 200 °C una cantidad de pentacloruro de fósforo en un vaso de 10
litros, se establece un equilibrio que contiene 0’26 moles de PCl5, 0'35 moles de
PCl3 y 0'35 moles de Cl2. Calcula el valor de Kc.
154.- Tenemos la siguiente reacción en equilibrio:
N2 (g) + 3 H2 (g)
 2 NH3 (g)
que contiene 3'6 moles de H2, 13'5 moles de N2 y 1 mol de NH3. La presión total
es de 2 atm. Calcular las presiones parciales de cada uno de los gases en dicho
equilibrio y el valor de Kp.
155.- Calcular las concentraciones en el equilibrio que se alcanza al introducir 0'1 moles
de N2O4 en un erlenmeyer de 2 litros de capacidad a 25 °C, teniendo presente que
la reacción: N2O4 (g)  2 NO2 (g)
tiene de Kc = 0'0058 M a dicha temperatura.
156.- Dado que, a 760 °C, Kc = 33'3 M para el equilibrio:
PCl5 (g) 
PCl3 (g) + Cl2 (g)
¿Cuál será el estado de equilibrio que alcanzará el sistema si inyectamos 1'5 gr de
PCl5 y 15 gr de Cl2 en un volumen de un litro?
157.- Se desea obtener un mol de acetato de etilo según la reacción:
CH3COOH(l) + CH3CH2OH (l)

CH3COOCH2CH3(l) + H2O(l)
Calcular las cantidades mínimas, en moles, de reactivos en partes iguales que
deben utilizarse inicialmente. Para la citada reacción, K = 4 a 20 °C.
158.- Si se calientan 46 gr de I2 y 1 gr de H2 hasta alcanzar el equilibrio a 450 °C según
la reacción:
I2 (g) + H2 (g)  2 HI (g)
la mezcla en el equilibrio contiene 1'9 gr de I2. ¿cuántos moles de cada gas
existirán en el equilibrio?; ¿cuánto vale su constante de equilibrio a 450 °C?
159.- Calcular el % de disociación del N2O4 a 27 °C y 0'7 atm de presión sabiendo que
Kc = 0'17 M y la reacción:
N2O4 (g) 
2 NO2 (g)
2 NOBr (g)  2 NO (g) + Br2 (g)
Si el bromuro de nitrosilo está disociado en un 34% a 25 °C y 25 atm de presión,
calcular el valor de Kp a dicha temperatura.
161.- A 374 K, Kp para la reacción: SO2Cl2(g)  SO2(g) + Cl2(g) vale 2'4 atm. Si
introducimos 6'4 gr de SO2Cl2 en un tubo de un litro, ¿cual será la presión de
SO2Cl2 si no se ha disociado nada?; ¿cuáles serán las presiones parciales de todos
los gases cuando se alcance el equilibrio?
162.- Al hacer reaccionar en un recipiente de 10 litros a 240 °C, 0'5 moles de H2 con 0'5
moles de I2 según la reacción:
I2 (g) + H2 (g)  2 HI (g)
Kc = 50
a) ¿Cuál es el valor de Kp?
b) ¿Cuál es el valor de la presión total en el recipiente cuando se alcance el
equilibrio?
c) ¿Cuántos moles habrán de I2 en el equilibrio?
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CO2 (g) + H2 (g)
 CO (g) + H2O (g)
cuya constante a 1000 K vale K = 0'719. calcular:
a) la composición volumétrica de equilibrio a dicha temperatura partiendo de
cantidades equimolares de los reactivos.
b) La presión parcial de cada uno de los componentes en el equilibrio, si la
presión total es de 10 atm.
c) ¿qué efecto tendrá sobre el equilibrio un aumento de la presión?
164.- Cuando el óxido de mercurio(II) se calienta en un recipiente cerrado, en el que se
ha hecho el vacío, se disocia en mercurio y oxígeno hasta alcanzarse una presión
total que a 380 °C es de 141 mmHg. Calcular:
a) las presiones parciales de cada uno de los gases cuando se alcance el equilibrio
a esa temperatura.
b) las concentraciones de los mismos.
c) el valor de Kc.
165.- El carbamato de amonio se disocia según la reacción:
NH4CO2NH2 (s)
 2 NH3 (g) + CO2 (g)
A 25 °C, la presión total de los gases en el equilibrio es de 0'116 atm. Calcular Kp.
166.- A 400 °C y 50 atm de presión total la síntesis del amoniaco sobre catalizador
adecuado y partiendo de cantidades estequiométricas de hidrógeno y nitrógeno,
conduce a un porcentaje volumétrico de amoniaco en el equilibrio del 15%.
Calcular:
a) la composición volumétrica del sistema en el equilibrio.
b) las presiones parciales en el equilibrio de cada gas.
c) el valor de Kc.
167.- En un cilindro provisto con un pistón se tiene una mezcla en equilibrio de COCl2,
CO y Cl2, cuyas concentraciones respectivas son 20M, 2M y 2M.
a) Predecir de forma cualitativa qué sucederá si se reduce el volumen a la mitad.
b) Comprobar la predicción realizada en el apartado anterior si la temperatura
permanece constante.
168.- A 1000 K y presión 30 atm en el equilibrio:
CO2 (g) + C (s)  2 CO (g)
el 17% de los gases presentes son de CO2. ¿Cuál será el nuevo % si la presión la
reducimos a 20 atm?
169.- Sea el sistema en equilibrio:
Xe (g) + 2 F2 (g) 
F4Xe (g)
∆H = -218 KJ/mol
Predecir el efecto que producirá sobre el equilibrio cada una de las siguientes
operaciones, explicándolo:
a) Aumento del volumen del recipiente.
b) Disminución de la temperatura.
c) Adición de Xe (g).
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170.- A una temperatura determinada se produce la reacción:
Xe (g) + 2 F2 (g)
 F4Xe (g)
a) Se mezclan 0'4 moles de Xe con 0'8 moles de F2 en un recipiente de 2 litros.
Cuando se alcanza el equilibrio, el 60% de todo el Xe se ha convertido en F4Xe.
Hallar Kc.
b) Se mezclan 0'4 moles de Xe con "y" de F2 en el mismo recipiente. Cuando se
alcanza el equilibrio, el 75% de todo el Xe se ha convertido en F4Xe. Hallar el
valor de "y".
171.- En un recipiente que contiene amoniaco a una presión de 0'5 atm se colocan 5 gr
de bisulfuro amónico.
a) Hallar la presión total en el recipiente una vez alcanzado el equilibrio.
b) Hallar la fracción molar de cada uno de los gases en el equilibrio.
c) ¿Cual hubiese sido el resultado de los dos apartados anteriores si en lugar de
introducir 5 gr de bisulfuro amónico se hubiesen introducido 10 gr?
DATOS: la reacción que se produce es:
NH4HS (s)
 NH3 (g) + H2S (g)
Kp = 0'11 atm2
172.- Considerar el equilibrio:
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
∆H = - 92'4 KJ
indicar cómo afectará al equilibrio cada una de las siguientes operaciones
explicando las respuestas:
a) Aumento de la presión.
b) Aumento de la temperatura.
c) Adición de un gas inerte que no participe en la reacción, por ejemplo argón.
d) Adición de hidrógeno.
173.- Una mezcla de nitrógeno e hidrógeno en proporción 1:3 se calienta a 400 °C y se
comprime hasta 50 atm. En estas condiciones, se obtiene un 15'11 % de amoniaco.
Hallar Kp para el equilibrio:
N2 (g) + 3 H2 (g)
 2 NH3 (g)
174.- A temperatura ambiente, en el aire atmosférico, la relación molar entre Nitrógeno:
Oxígeno:Argón es de 78'08 : 20'94 : 0'98 (ignorar la presencia de otros gases).
A la temperatura de 2500 °C, la constante de equilibrio para la reacción:
N2 (g) + O2 (g)

2 NO (g)
vale K = 2'07.10-3. Hallar la fracción molar del NO a dicha temperatura.
5.- Reacciones ácido-base.
175.- Calcular el pH de una disolución de ácido sulfúrico que contiene 0,5 gr/l.
Considera las dos disociaciones completas.
176.- Calcular el pH de una disolución de ácido nítrico 0,05 M.
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177.- Calcular el pH de una disolución obtenida al disolver 0,387 gr de NaOH en 400
ml de agua.
178.- Se añaden 0,05 cc. de una disolución de HCl 0,1 M a 500 cc. de agua. Hallar el
pH de la nueva disolución.
179.- Hallar el pH de una disolución de HCl 10-8 M.
180.- Se hacen reaccionar 200 ml de ácido nítrico 0,5 M con 300 ml de NaOH 0,5 M.
Calcular el pH de las disoluciones por separado y el pH de la disolución
resultante.
181.- Se prepara una disolución disolviendo 0,5 moles de ácido fórmico (HCOOH), en
un poco de agua, y añadiendo agua hasta enrasar a un litro. ¿Cuál es el pH de la
disolución?. (Ka = 0,00017)
182.- ¿Qué pH tendrá una disolución de ácido acético 0,1 M disociada en un 3,2 %?.
183.- Medidas experimentales han demostrado que una disolución de HCN 0,1 M está
ionizada en un 0,0085%. Determinar la constante de ionización de dicho ácido.
184.- Determinar la concentraciones de protones y de iones oxidrilo de una disolución
de amoniaco 0'01 M que está ionizada en un 4'2%.
185.- Calcula la molaridad de una disolución de ácido cianhídrico que está ionizada el
2%.
DATO: Ka = 7.10-10
186.- Una disolución de ácido acético 0'1 M está ionizada en un 1'34 %. Calcula su Ka
y el pH de la disolución.
187.- Halla el pH de cada una de las siguientes disoluciones:
a) 10 ml de HCl 15 M en 750 ml de disolución.
b) 0'1 M de ácido hipocloroso (Ka = 3.10-8).
c) 0'01 M de hidracina: N2H4. (Kb = 2'3.10-6).
188.- Calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una disolución de
ácido fórmico (HCOOH) de pH = 3 si Ka = 1'7.10-4.
189.- Si 0,2 moles de acetato sódico (CH3COONa), se disuelven en un litro de agua.
Calcular el pH de la disolución resultante, sabiendo que el ácido acético tiene una
Ka = 1,75.10-5 y Kw = 10-14.
190.- Hallar el pH y la concentración de HCN (Ka = 4,93.10-10) en una solución
preparada disolviendo 0,45 moles de NaCN hasta un litro de agua.
191.- Calcular el pH de una disolución 0,1 M de acetato sódico. Ka = 1,8.10-5.
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192.- Calcular el pH de una disolución 0'1 M de nitrato amónico si Kb = 1'8.10-5 y Kw =
10-14.
193.- El pH de una disolución de acetato sódico es de 8'35, calcular la concentración de
esta disolución si la constante de acidez del ácido acético vale Ka = 1'8.10-5.
194.- Para neutralizar una disolución de 0,186 gr de KOH puro en 100 ml de agua, se
necesitan 40,4 ml de una disolución de HCl. ¿Cuál es la Normalidad de la
disolución de ácido clorhídrico?.
195.- ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 0'1 M se necesita para neutralizar una mezcla de
0'5 gr de NaOH y 0'8 gr de KOH? ¿Qué indicador se podría utilizar?
196.- Se mezclan 50 ml de ácido nítrico 0'1 M con 60 ml de hidróxido cálcico 0'1 M.
¿Qué volumen de ácido 0'05 M se necesitaría para neutralizar la mezcla?
197.- ¿Qué volumen de una disolución de ácido acético 0'1 M se necesita para
neutralizar 25 ml de NaOH 0'2 M? ¿Qué indicador será el adecuado?
198.- Calcular el pH de equivalencia para una valoración de 35 ml de ácido
tricloroacético 0,1 N (Ka = 0,13), con KOH 0,1 M.
199.- Un vinagre comercial se valora con sosa 0,127 N consumiéndose 50 ml para
neutralizar 10,1 ml de muestra. Calcular:
a) La Normalidad del ácido en el vinagre.
b) La acidez del vinagre es debida al ácido acético. Calcular el tanto por cien en
peso del ácido acético que hay en el vinagre si éste tiene una densidad de 1 gr/ml.
200.- Se pretende seguir con algo de detalle la valoración de 50 ml de ácido acético 0,1
M (Ka= 1,75.10-5), con 60 ml de NaOH 0,1 M. Calcular el pH de la disolución
resultante:
a) Cuando no se ha añadido nada de sosa.
b) Se han añadido 25 ml de solución de NaOH.
c) Se ha neutralizado exactamente el ácido.
d) Se han añadido 5 ml en exceso de NaOH 0,1 M.
201.- Responde verdadero o falso a cada una de las siguientes afirmaciones, justificando
la respuesta:
i) Para una disolución acuosa 1 M de un ácido fuerte HX:
a) La concentración del ion X- es 1 M.
b) La concentración del ácido no ionizado es de 0'5 M.
c) el pH = 0.
ii) Para una disolución acuosa 0'1 M de un ácido débil HA:
d) La concentración del ion A- es 0'1 M.
e) el pH = 1.
f) La concentración del ion H+(ac) es la misma que la del ion A-(ac).
g) una disolución de Ca(OH)2 tiene un pH=3.
h) Una disolución de cloruro sódico tiene un pH=7
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202.- Una central térmica de producción de energía eléctrica libera 5 Tn de dióxido de
azufre por hora a la atmósfera. En días húmedos, el dióxido de azufre liberado
reacciona con el oxígeno atmosférico y el agua para producir ácido sulfúrico. A
cierta distancia de la central existe una laguna con un volumen de 5 Hm3. Si un
1% de todo el dióxido liberado en un día precipita en forma de ácido sulfúrico en
la laguna en forma de lluvia ácida y la fauna autóctona existente en ella no puede
soportar un pH inferior a 5'2, ¿podrá sobrevivir a dicha agresión?
203.- La aspirina o ácido acetil salicílico es un ácido monoprótico débil, cuya fórmula
empírica es HA = C9O4H8 (Ka = 2'64.10-5).
Hallar el pH de una disolución preparada disolviendo una tableta de aspirina de
0'5 gr en un vaso de 100 cc. de agua.
204.- Seguidamente se formulan 5 sales. Para todas ellas escribe su nombre (o su
fórmula) y si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas, básicas o
neutras:
sulfato amónico ; KCl ; Acetato sódico ; NaBr ; cianuro potásico
205.- La hidracina es una base débil que se hidroliza según la reacción:
N2H4 + H2O
 N2H5+ + OHKb = 2.10-6
a) calcular la concentración de ion hidracinio (N2H5+) que existirá en una
disolución preparada disolviendo 0'05 moles de hidracina en agua hasta un
volumen de disolución de 250 ml.
b) Determinar el pH de dicha disolución.
DATOS: Kw = 10-14
206.- Responde verdadero o falso a cada una de las siguientes afirmaciones, justificando
la respuesta:
i) Para una disolución acuosa 1 M de un ácido fuerte HX:
a) La suma de las concentraciones de los iones X-(ac) y H+(ac) es 2 M.
b) el pH de la disolución es negativo.
c) la concentración de HX(ac) es 1 M.
ii) Para una disolución acuosa 0'1 M de un ácido débil HA:
d) La concentración del ion H+ (ac) es la misma que la del ion A- (ac).
e) El pH de la disolución es mayor que 1.
f) la disolución es básica.
g) una disolución de cloruro amónico es básica.
h) Una disolución de nitrato cálcico tiene un pH = 5
207.- Seguidamente se formulan 5 sales. Para todas ellas escribe su nombre (o su
fórmula) y si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas, básicas o
neutras:
NH4Cl ; KBr ; carbonato potásico ; sulfato sódico ; Ca(NO3)2
208.- Calcular el pH de una disolución de formiato sódico (HCOONa) que contiene 0'1
gr de la sal en 25 ml de disolución acuosa.
DATO: Ka = 1'78.10-4
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209.- Se dispone de tres indicadores para los cuales figura entre paréntesis el pH de
viraje:
Rojo de metilo (5), Azul de bromotinol (7), fenolftaleina (9)
Indica cuál será el más adecuado para las siguientes valoraciones ácido-base:
a) hidróxido sódico con ácido nítrico.
b) amoniaco con bromuro de hidrógeno.
c) ácido acético con hidróxido sódico.
210.- Si a una disolución de un electrolito fuerte se le añade un electrolito débil de
forma que ambas sustancias posean un ion común, ¿Cuál es el efecto resultante?
211.- El ácido salicílico es un ácido monoprótico cuya fórmula es C7O3H6 y tiene una
Ka = 1'06.10-3. Hallar:
a) el grado de ionización del ácido salicílico en una disolución que contiene un
gramo de ácido por litro de disolución.
b) el pH de la disolución resultante del apartado anterior.
c) el grado de ionización del ácido salicílico cuando se prepara una disolución de
1 gramo de dicho ácido en una disolución de 1 litro de ácido clorhídrico 0'1 M.
212.- Dados los pK correspondientes, escribir en orden creciente de acidez las
siguientes especies químicas:
HCO3;
H2S
;
S-2
y
NH4+
Datos: Ácido carbónico: pK1 = 6'4 pK2 = 10'3
Ácido sulfhídrico: pK1 = 7'0 pK2 = 12'9
Amoniaco: pK = 4'8
6.- Reacciones Redox.
213.- Dadas las siguientes semirreacciones, calcular los equivalentes por mol y el peso
equivalente de la sustancia indicada:
a) IO3
I(KIO3)
b) Au

AuCl4(Au)
c) H3AsO3

H3AsO4
(H3AsO3)
d) C2O4-2

CO2
(H2C2O4.2H2O)
214.- El ion permanganato oxida al ion oxalato en medio ácido, formándose dióxido
de carbono y reduciéndose el permanganato a ion manganoso. Escribe la
reacción ajustada y calcula los moles de CO2 que se podrán obtener con 3 moles
de permanganato.
215.- Ajusta por el método del ion-electrón las siguientes reacciones redox:

ZnSO4 + NO2 + H2O
a) ZnS + HNO3
b) AsO3 + Cr2O7-2 + H+

AsO4-3 + Cr+3 + H2O
c) MnO4- + NO2 + H+

Mn+2 + NO3- + H2O
d) MnO2 + PbO2 + HNO3

Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O
e) Cr(OH)3 + Cl2 + OH

CrO4-2 + Cl- + H2O
f) Fe(OH)2 + SO3-2 + H2O 
FeS + Fe(OH)3 + OH-
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216.- El estaño metálico reacciona con el ácido nítrico para dar dióxido de estaño,
dióxido de nitrógeno y agua. Ajusta la reacción y calcula cuántos ml de ácido
nítrico de densidad 1'18 gr/ml y 30% de riqueza se consumirán en el ataque de 2'5
gr de estaño del 80% de riqueza.
217.- El estaño metálico es oxidado por el dicromato potásico en presencia de ácido
clorhídrico a cloruro de estaño(IV), ¿Qué volumen de una disolución 0'1 M de
dicromato sería reducida por 1 gr de estaño puro?
218.- En medio ácido, el aluminio reduce el ion clorato a ion cloruro, y él pasa a ion
aluminio.
a) Formular y ajustar la correspondiente reacción iónica.
b) Formular ajustada la reacción estequiométrica sabiendo que se parte de clorato
potásico y de ácido clorhídrico.
c) calcular los gramos de aluminio en polvo que se necesitarán para reaccionar
con 2 gr de clorato potásico.
219.- Un mineral de hierro es en realidad óxido de hierro(III) impurificado con
sustancias no férreas. Cuando este mineral se calienta en presencia de carbono
puro se obtiene hierro metal y monóxido de carbono. Por este procedimiento, a
partir de una muestra de 7'52 gr de mineral se obtuvieron 4'53 gr de Fe puro.
a) Ajustar la reacción redox de producción de hierro metal.
b) calcular el porcentaje de óxido férrico en el mineral.
220.- El ion hierro(II) puede oxidarse a ion hierro(III) en disolución ácida por medio del
ion permanganato que se reduce a sal manganosa.
a) Ajustar la reacción redox iónica.
b) Se disuelven 0'302 gr de un mineral de hierro de manera que todo el Fe del
mineral quede en forma de hierro(II). La disolución así resultante se oxida
completamente a hierro(III) utilizando 42'79 ml de una disolución 0'0025 M de
permanganato potásico en medio ácido. Hallar el % de Fe en el mineral.
221.- El sulfito de sodio es oxidado por el permanganato en medio ácido. Ajustar la
reacción e indicar los cambios que se producirán.
222.- El nitrito potásico es oxidado por el dicromato potásico en disolución ácida.
Ajustar la reacción redox iónica e indicar los cambios físicos que se producirán.
223.- En disolución ácida, el permanganato potásico reacciona con los iones oxalato
(C2O4-2), oxidándolos a CO2. El permanganato se reduce a sal manganosa.
a) Ajusta la reacción redox.
b) Para oxidar completamente 30'2 ml de una disolución de oxalato sódico se
precisaron 21'6 cc. de una disolución 0'1 M de permanganato potásico. Hallar la
concentración de la disolución de oxalato.
224.- Cuando el ion permanganato reacciona con el sulfuro de hidrógeno en medio
ácido, se obtiene azufre y el permanganato se reduce a sal manganosa.
a) ajusta la reacción redox iónica.
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b) Para reducir completamente 55 ml de una disolución de permanganato potásico
se utilizaron 70 cc. de una disolución 0'05 M de sulfuro de hidrógeno. Hallar la
concentración de la disolución de permanganato potásico.
225.- El cloro se produce cuando reacciona ácido clorhídrico concentrado sobre dióxido
de manganeso que se reduce a sal manganosa.
a) Escribir y ajustar la reacción redox completa.
b) Hallar los cc. de una disolución de HCl de densidad 1'18 gr/cc y 36'23 % de
riqueza necesario para producir un litro de gas cloro medido a 10 atm de presión y
25 ºC.
226.- Cuando se calienta el clorato potásico, se descompone mediante un proceso de
dismutación, (el mismo elemento es el que se oxida y se reduce) en cloruro
potásico y perclorato potásico.
a) ajustar la reacción redox.
b) Al descomponer 0'75 gr de clorato potásico se desprenden 246 Julios de calor.
Hallar la cantidad de calor que se desprenderá en la descomposición del clorato
potásico cuando se produzcan 0'15 moles de perclorato potásico.
227.- Al hacer pasar ácido nítrico 3 M sobre un exceso de cobre metálico se obtiene
nitrato cúprico, monóxido de nitrógeno y agua.
a) ajustar la reacción redox.
b) Halla la masa de nitrato cúprico que se producirá por la acción de 100 ml de
ácido nítrico 3 M sobre 10 gr de cobre metálico.
228.- Calcular la concentración normal y molar de una disolución de permanganato
potásico, de la cual se sabe que 40 cc oxidan 1'2 gr de sulfato ferroso
heptahidratado.
229.- Calcular el peso de Nitrato Cérico Amónico, Ce(NH4)2(NO3)6 necesario para
preparar 250 cc de una disolución 0'15 N, que se utilizará como agente oxidante
en un medio ácido.
230.- Se tienen 283 mg de una sustancia reductora. Para hallar su peso equivalente, se
valora con una disolución 0'1074 N de permanganato potásico, consumiéndose
37'8 ml. Sabiendo que el permanganato se reduce a ion manganoso en la reacción
calcular el peso equivalente del agente reductor del problema.
231.- ¿Qué volumen de H2 a 20ºC y 740 mmHg se libera cuando una corriente de 0'25
A se hace pasar a través de electrodos de platino, sumergidos en una disolución
acuosa diluida de ácido sulfúrico durante dos horas?.
232.- Se efectúa la electrólisis del NaCl fundido. ¿Qué cantidad de Na metálico se
depositará en el cátodo en 1'5 horas si se pasa una corriente de 45 A?.
233.- Calcular la intensidad de corriente que se requerirá para recuperar todo el oro de
una disolución conteniendo 6'07 gr de cloruro aúrico en 3 horas.
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234.- Se hace pasar una intensidad de 10 A durante una hora por un vaso electrolítico
que contiene una sal de cerio disuelta, comprobándose por pesada que se han
recogido 13'05 gr de ese metal. Determinar la carga del ion de ese metal.
235.- Se hizo pasar una corriente eléctrica a través de una disolución de nitrato de plata.
Al cabo de 30 minutos se depositaron 1'307 gr de Ag sobre el cátodo. Se hizo
pasar la misma corriente durante el mismo tiempo por una disolución de 7 gr de
sulfato de cobre en 500 cc. de agua. ¿Cuál es la concentración de iones cobre(II)
en la disolución después del paso de la corriente?
236.- En la electrólisis del sulfato de sodio, la reacción que tiene lugar en el ánodo
puede escribirse como:
2 H2O

4 H+ + O2 + 4 eSe hace pasar una corriente constante de 2'4 A durante 1 hora. Hallar el volumen
de O2, medido a 25 ºC y 1 atm de presión, que se desprenderá.
237.- Se electroliza una disolución que contiene sulfato de cinc y de cadmio, hasta que
se deposita todo el cinc y todo el cadmio existente, para lo cual se hizo pasar una
corriente de 10 A durante 2 horas, obteniéndose una mezcla de ambos metales de
35'44 gr. Hallar el % en peso de cinc en la mezcla.
238.- Se introducen barras de plomo en cada una de las disoluciones siguientes: nitrato
de plata, sulfato de cobre (II), sulfato ferroso y cloruro magnésico. En cuál de
ellas es de esperar que se forme un recubrimiento metálico sobre la barra de
plomo? ¿Cuál de los metales plata, cinc o magnesio podría recubrirse de plomo al
sumergirlo en una disolución de nitrato de plomo(II)? ¿qué ocurrirá si una
disolución de sulfato de cobre(II) se guarda en un recipiente de hierro?¿ y si una
disolución de sulfato de hierro(II) se guarda en un recipiente de cobre? Toma
como datos los potenciales normales de reducción.
239.- ¿Puede agitarse una disolución de nitrato ferroso con una cucharilla de plomo?
Justifica la respuesta. Toma como datos los potenciales normales de reducción.
240.- Calcula el potencial del electrodo de Ni para una concentración de iones Ni(II) de
0'1 y 0'0003 M (Eº Ni+2/Ni) = - 0'250 V)
241.- El potencial normal del electrodo de Zn es -O'763 V. Calcula el potencial de un
electrodo de Zn sumergido en una disolución de sulfato de cinc 0'01 M.
242.- Calcula la diferencia de potencial de la siguiente pila química en la que cada metal
se encuentra inmerso en una disolución de sus iones con las siguientes
concentraciones :
[Ni+2] = 0'8 M y [Ag+] = 0'1 M. Indicar qué metal se oxida.
243.- Una barra de Cu está sumergida en una disolución de CuSO4 de concentración
0'005 M y se conecta a un electrodo de estaño donde la [Sn+2] = 0'001 M. Calcular
la d.d.p. de la pila formada. Toma como datos los potenciales normales de
reducción.
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244.- Hallar la diferencia de potencial de una pila construida con un electrodo de Zn,
([Zn+2]=0'2 M) y otro de Cu, ([Cu+2 ]=0'045 M). Si se diluye la concentración de
Zn a la mitad y se sustituye la de Cu por otra 0'0001 M, ¿cuál será la nueva
diferencia de potencial?. Toma como datos los potenciales normales de reducción
del cobre y del cinc.
245.- Se sumerge una barra de Ag en una disolución de Ni+2. Calcular la constante de
equilibrio de la reacción que tiene lugar y determinar si será posible guardar
disoluciones de Níquel en recipientes de plata. Toma como datos los potenciales
normales de reducción del níquel y de la plata.
246.- Comparar las constantes de equilibrio de las dos reacciones siguientes :

2 I- + Br2
a) I2 +2 Br b) F2 +2 Br

2 F- + Br2
determinar cuál de los dos halógenos será más fácilmente oxidado por el ion
Bromuro.
247.- Calcular las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones químicas:
a) Fe+3 + I-

Eº (Fe+3/Fe+2) = 0'771 V
E° ( I2 / I- ) = 0'536 V
DATOS:
b) Fe+2 + Ag+


d) H2O2 + Br- + H+
DATOS:
DATOS:
Ce+3 + Cl2
Eº (Ce+4/Ce+3) = 1'610 V
Eº (Cl2 / Cl-) = 1'360 V
DATOS:
e) Sn+2 + Hg+2
Fe+3 + Ag
Eº (Fe+3/Fe+2) = 0'771 V
Eº (Ag+ / Ag ) = 0'799 V
DATOS:
c) Ce+4 + Cl-
Fe+2 + I2

H2O + Br2
Eº (H2O2/ H2O) = 1'770 V
Eº (Br2 / Br-) = 1'060 V

Sn+4 + Hg2+2
Eº (Sn+4/Sn+2) = -0'136 V
Eº (Hg+2/Hg2+2) = 0'920 V
7.- Reacciones de precipitación.
248.- Calcula la solubilidad en gr/l del fosfato plumboso sabiendo que su producto de
solubilidad es 1'5.10-32.
31 de 40
249.- Sabiendo que la solubilidad en gr/l del CdS es 1'3.10-11, calcular el producto de
solubilidad de dicho compuesto.
250.- Sabiendo que la solubilidad del fluoruro de estroncio en agua a temperatura
ambiente es de 0'23 gr/l, calcula su producto de solubilidad
251.- El producto de solubilidad del yodato de plomo (II) a 25 ºC vale 2'56.10-13.
Calcular la solubilidad de dicha sal en agua expresada en mgr/l.
252.- El producto de solubilidad del hidróxido de magnesio toma el valor de 3'4.10-12 a
25 ºC. Calcular la solubilidad de dicho hidróxido:
a) en agua pura.
b) en una disolución de hidróxido sódico de pH=11.
253.- A 25 ºC, el producto de solubilidad del sulfato de calcio vale 2.10-4 M². Calcular
la solubilidad en gr/l de dicha sal en agua pura a la mencionada temperatura; y el
peso del precipitado de sulfato de calcio que se obtendrá al disolver 0'04 moles de
sulfato de sodio en 500 ml de una disolución saturada de sulfato de calcio.
254.- Accidentalmente, 0'01 mgr de NaCl caen dentro de un frasco que contiene 200 ml
de una disolución 2.10-5 M de nitrato de plata. ¿Aparecerá un precipitado de
cloruro de plata?. El producto de solubilidad del AgCl es de 10-10
255.- Se ha preparado una disolución conteniendo 10 gr de nitrato de plata y 5 gr de
nitrato de plomo(II) en 100 ml de agua. Poco a poco se va añadiendo cloruro
potásico hasta que aparece un precipitado. ¿Qué ion precipitará primero?. ¿Cuál
será su concentración cuando el segundo empiece a precipitar?.
Datos: Kps (AgCl) = 1'0.10-10 Kps (PbCl2) = 1'7.10-5
256.- A 25ºC, la solubilidad del fluoruro de calcio (CaF2) en agua es de 0'22 gr/l.
Calcular:
a) La molaridad de una disolución saturada de fluoruro de calcio.
b) El producto de solubilidad.
c) La solubilidad en gr/l del fluoruro de calcio en una disolución 1 M de cloruro
de calcio.
257.- El producto de solubilidad del hidróxido de aluminio a 25 ºC es de 2.10-33.
Calcular la solubilidad de dicho compuesto a:
a) pH = 5
b) pH = 9
258.- Calcular la solubilidad del cromato de plata (Ag2CrO4), cuyo producto de
solubilidad es de 1'2.10-12 en las siguientes condiciones:
a) En agua pura.
b) En una disolución 0'01 M de nitrato de plata.
c) En una disolución 0'01 M de dicromato potásico.
d) En una disolución 0'01 M de cromato potásico.
e) En una disolución 0'01 M de cromato de plata.
32 de 40
259.- Tenemos una disolución 0'05 M de iones Fe(II) y 0'005 M en iones Fe(III). ¿Qué
intervalo de concentración del ion hidróxido sería adecuado para precipitar el ion
Fe(III) únicamente?
DATOS: Kps (Fe(OH)2) = 1'6.10-14 ; Kps (Fe(OH)3) = 4.10-38
260.- ¿Qué pH tiene una disolución saturada de hidróxido de magnesio si su producto
de solubilidad es de 3'4.10-12?
261.- ¿Qué cantidad de nitrato de manganeso(II) se puede disolver, sin que precipite
sulfuro de manganeso(II), en una disolución de sulfuro de sodio 0'1 M?
DATO: Kps (MnS) = 1.10-16
262.- Se tiene una disolución saturada de cloruro de plata en equilibrio con una
determinada cantidad de cloruro de plata sólido. Indicar, de forma cualitativa, qué
le ocurrirá al sistema descrito si se realizan las siguientes operaciones:
a) se le agregan 2 gr de cloruro de plata.
b) se le agregan 2 gr de cloruro sódico.
c) se le agregan 10 cc. de agua.
d) se evaporan 10 cc. de agua de la disolución.
263.- El producto de solubilidad del bromato de plata a 25 ºC es de 5'2.10-5. Se mezclan
40 cc. de una disolución 0'1 M de nitrato de plata con 60 cc. de bromato sódico
0'2 M.
a) ¿se formará algún precipitado? En caso afirmativo, indicar de qué compuesto se
trata y por qué.
b) Determinar la concentración de los iones presentes en la disolución una vez
264.- El hidróxido de magnesio es una sustancia ligeramente soluble en agua. El pH de
una disolución saturada de dicho hidróxido es de 10'38. Determinar:
a) su producto de solubilidad.
b) su solubilidad en agua en mol/litro.
c) su solubilidad en una disolución 0'01 M de hidróxido sódico.
8.- Química descriptiva.
265.- Escribir tres reacciones químicas en las que intervenga el ácido nítrico y se ponga
de manifiesto sus distintos comportamientos químicos.
266.- Describe esquemáticamente el proceso de síntesis industrial del amoniaco,
indicando las materias primas de las que se parte y analizando las condiciones de
operación.
267.- Escribir tres reacciones químicas en las que intervenga el ácido sulfúrico y se
ponga de manifiesto sus distintos comportamientos químicos.
33 de 40
268.- Clasifica los siguientes óxidos como ácidos, básicos o anfóteros escribiendo las
reacciones químicas que lo pongan de manifiesto:
a) óxido de sodio.
b) óxido de calcio.
c) anhídrido fosfórico.
d) óxido de aluminio.
e) óxido de dicloro.
9.- Química del carbono: Hidrocarburos.
269.- Escribe las fórmulas de todos los isómeros no cíclicos de los alquenos de fórmula
molecular C5H10. Nómbralos correctamente según la IUPAC y para cada uno de
ellos escribe una reacción de adición y nombra el producto obtenido.
270.- Formula los siguientes hidrocarburos:
a) 3-etil-2-metilhexano
b) 2,3-dimetilpentano
c) 4-etil-3,3-dimetilheptano
d) 4-etil-3,3,4-trimetilheptano
e) 4-(1,2-dimetilpropil)-2,3-dimetiloctano
f) 3,7.dietil-2,5,5-trimetilheptano
g) 4-etil-2,3,5-trimetilheptano
h) 4-etil-2,5,5-trimetilnonano
i) 4-etil-2,2,5-trimetilhexano
j) 4-(1,1-dimetiletil)-2-metiloctano
k) 2,2,5,5-tetrametilheptano
l) 2,2,3,3-tetrametilbutano
ll) 2,2-dimetilbutano
m) Propeno
n) 2-buteno
ñ) 4-metil-1-penteno
o) 3-etil-4metil-1-penteno
p) 5,5-dimetil-3-hepteno
ah)1,2-dimetilbenceno (o-dimetilbenceno)
ai) 1,3-dimetilbenceno (m-dimetilbenceno)
aj) 1,3,5-trimetilbenceno
ak) 1-metil-2-(1-metiletil)-benceno
al) 1-etenil-3-metilbenceno
(1-metil-3-vinilbenceno)
all) 1-etenil-4-etilbenceno
(1-etil-4-vinilbenceno)
am) 1-etil-3-metilbenceno
q) 4-etil-5-metil-2-hexeno
r) 4-etil-3,6-dimetil-1-hepteno
s) 3,4,4-trimetil-1-penteno
t) 4-etil-3,5-dimetil-2,4-heptadieno
u) 6-etil-2-metil-1,3,6-heptatrieno
v)4-etil-3-(1-metilpropil)-2-metil-1,3,5hexatrieno
w) 5.etil-3,3,6-trimetil-1,4,6-octatrieno
x) 3-metil-1,4-pentadieno
y) 4-etil-5-metil-1,2-hexadieno
z) 3-(1,1-dimetiletil)-1,4-pentadieno
aa) Ciclohexano
ab) Ciclopentano
ac) 1,3,5-trimetilciclohexano
ad) Ciclooctano
ae) Ciclobutano
af) 1,3-dimetilciclobutano
ag) 1-etil-3-metil-5-ciclohexeno
an) 1-metil-2,3-dipropilbenceno
añ) 1-cloro-1-propeno
ao) Tribromometano
ap) 1,3-dibromobenceno
aq) 4-cloro-2-penteno
ar) 1-cloro-2-metilbutano
as) 1,2-diclorobenceno
at) 1,1-dibromo-2-buteno
au) 1,3-dicloro-4-metil-5-ciclononano
34 de 40
271.- Escribe el nombre, según la IUPAC de los siguientes hidrocarburos:
35 de 40
10.- Química del carbono: Compuestos oxigenados.
272.- Escribe la fórmula estructural desarrollada de todos los alcoholes de fórmula
molecular C4H10O y nómbralos correctamente según la IUPAC.
Indica cuáles los sus productos de oxidación de dichos alcoholes nombrándolos
también correctamente.
273.- Escribe tres reacciones representativas del grupo carboxílico, indicando los
productos que en ellas se obtienen.
274.- Describe con detalle la forma de diferenciar aldehidos y cetonas.
275.- Un compuesto orgánico contiene solamente C,H y O. Cuando se queman
completamente con oxígeno 0'2035 gr de dicho compuesto se obtienen 0'484 gr de
dióxido de carbono y 0'2475 gr de agua.
Un litro de dicho compuesto en estado gas, tiene la misma masa que 37 litros de
H2, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura.
a) Halla la fórmula molecular de dicho compuesto
b) Escribe dos fórmulas diferentes de dicho compuesto y nómbralas
correctamente.
276.- Describe tres reacciones diferentes de la función alcohol.
277.- Un compuesto tiene de fórmula empírica C3H8O. Escribe las fórmulas
desarrolladas de todos los compuestos con dicha fórmula así como procesos
químicos para diferenciarlos entre sí.
278.- Formula los siguientes compuestos orgánicos oxigenados:
a) 2-metil-1,4-pentanodiol
b) 1,2,3-propanotriol (glicerina)
c) 4,4-dimetil-1-pentanol
d) 3-buten-1,2-diol
e) 4-hexen-2-lo
f) 2-propen-1-ol
g) 2-etil-2-buten-1-ol
h) propanona
i) 3-metil-2-butanona
j) 4-metil-2-pentanona
k) 1,5-hexadien-3-ona
u) 3-metil-3-pentenal
v) 2,2-dimetilpropanodial
w) Dietiléter (éter etílico)
x) Metoxi-1-metiletano
y) Etoxipropano (etilpropiléter
z) 2-metoxi-4-oxahexanol
aa) Etoxibenceno (etilfeniléter)
ab) Etoxiciclobutano (ciclobutiletiléter)
l) 4-fenil-2-butanona
ll) 5-etil-5-hexen-2,4-diona
m) 3-pentin-2-ona
n) 3,4-dihidroxi-2-butanona
ñ) 3-oxobutanal
o) butanal
p) 3-hidroxibutanal
q) 2-hidroxibutanodial
r) 2-etil-5-metil-4-hexenal
s) 4-hexen-2-in-al
t) 4-penten-2-in-al
ai) ácido pentanoico
aj) ácido 2,3-dioxobutanodioico
ak) ácido 2-hidroxipropanoico
al) ácido 2,3-dihidroxibutanodioico
all) ácido 2-hidroxibutanodioico
am) Propanoato de metilo
an) Etanoato de etilo
añ) Etanoato de sodio (acetato sódico)
36 de 40
ac) Metoxobenceno (Fenilmetiléter)
ad) ácido acético (ácido etanoico)
ae) ácido 2-metilpropanoico
af) ácido etanodioico
ag) ácido 3-metilbutanoico
ah) ácido 2-butenodioico
ao) 2-metilpropanoato de etilo
ap) 2-metilpropanoato de 1-metiletilo
aq) Metanoato de 2-metilpropilo
ar) Metanoato de etenilo
as) Etanoato de sodio
at) 2,3-dimetilbutanoato de 1-etilpropilo
279.- Nombra según la IUPAC todos los compuestos orgánicos oxigenados que a
continuación se relacionan:
37 de 40
11.- Química del carbono: Compuestos nitrogenados.
280.- Formula los siguientes compuestos orgánicos (la mayoría de ellos nitrogenados):
a) Etilamina (etanamida)
b) N-metil-2-propanamina (N-metil-1-metiletilamina)
c) 2-butanamida (1-metilpropilamina)
d) Bencenamina (fenilamina o anilina)
e) 2-metil-2-propanamina ( 1,1-dimetiletilamina)
f) Metilmetamina (dimetilamina)
g) Fenilbencenamina (difenilamina)
h) 1,3-propanodiamina
i) 3-metil-2,5-diazoheano
j) 2-aminoetil-1,3-propanodiamina
k) ácido 3-aminopropanoico
l) 4-metilamino-2-heptanona
ll) ácido 3-aminometil-4-metilamino-azoheptanoico
m) Etanamida (acetamida)
n) Propanamida
ñ) Benzamida
o) Etanopropanodiamida
p) Hexanamida
q) 2-metilpropanamida
r) Propanodiamida
s) 2-metilpropanamida
t) ácido 3-oxo-4-hexenoico
u) ácido 2-carboxi-6-hidroxi-4-oxooctanidioico
v) ácido 3-metil-5-oxohexanoico
w) 3-bromopropanal
x) ácido 2-oxopropanoico
y) ácido 2,3-dihidroxibutanodioico
z) 2-clorociclohexanona
aa) 2,2,3-trihidroximetilpropanal
ab) 2-cianometil-6-ciano-5-hidroxihexanal
ac) ácido 3-etil-5-oxohexanoico
ad) Metanoato de 2-metil-3-pentenilo
ae) 3,5-dioxohexanoato de etilo
af) 3-metil-2-penten-4-in-1-ol
ag) 5-hidroxi-2-metil.3.oxopentanal
ah) 5-hexen-1,2-diol
ai) 4,6-diazo-2-heptanona
aj) ácido 2-aminobutanoico
ak) ácido 3-aminociclohexanoico
al) 1-hidroxi-2-propanona
all) ácido 3-hidroxi-2,3,4-trimetilpentanoico
am) 4-metilamino-2-heptanona
38 de 40
Apéndice D: Soluciones a los problemas y cuestiones propuestos
515
D.- SOLUCIONES A LOS
PROBLEMAS PROPUESTOS.
Tema 2:
12.-
13.-
a) N/H = 4,67
b1) 4,67 gr de H
b2) 5,67 gr de NH3
90 gramos de agua
15
200 gr de CO2
16.-
a) O/S = 1,50
b1) 15,037 gr de O
b2) 25,037 gr de SO3
17.-
25.-
a1) gas 1: O/C = 1,33
a2) gas 2: O/C = 2,67
b) gas 2/gas 1 = 2
14.-
a1) C1: In/O = 14,375
a2) C2: In/O = 4,792
a3) C1/C2 = 3
b) 21,39 gr de C1
c) 24,17 gr de C2
d) 106,96 gr de C1
e) 86,86 gr de C2
f) es el C2
26.-
27.-
28.-
31.-
a1) C1: Hg/O = 12,55
a2) C2: Hg/O = 25,125
a3) C1/C2 = 2
N2O5
23.-
a) 44 gr de CO2
b) 16 gr de O2
c) 8 gr de O2 y 11 de CO2
24.-
a) N2O
b) NO
a1) 1,506.1023 molec. O2
a2) 0,25 moles de O2
b1) 1,003.1023 molec. O3
b2) 0,166 moles de O3
a) 0,313 moles de S
b) 0,039 moles de S8
c) 2,349.1022 molec. de S8
a1) amoniacio N/H = 4,63
a2) hidracina N/H = 6,96
a3) (NH3/N2H4) = 1,5
22.-
a) 80 gr de S y 5 gr de H
b) 2,5 moles de S
c) 1,5058.1024 molec. H2S
30.-
19.-
Es una disolución (mezcla)
a) 0,0136 moles de CO2
b) 6,84.1022 moléc. CO2
c) 6,84.1022 átomos de C
d) 1,369.1023 átomos de O
Cu < He < Ag
2; nº entero sencillo
21.-
a1) C1: N/H = 4,67
a2) C2: N/H = 6,98
a3) C1/C2 = 1,5
b1) NH3
b2) NH2 (N2H4)
29.-
18.-
20.-
d3) 2,243.1010 gr de H2O
c) NO2
34.-
1,672.1023 moléc. H2O
35.-
6,02.1019 átomos de H
36.-
40 % de C
6,67 % de H
53,3 % de O
37.-
La magnetita
38.-
Ar(B) = 10,80 umas
39.-
Ar(O) = 16,00445 umas
40.-
Ar(Br2) = 152,4 umas
41.-
a) Ar(N) = 14,049 umas
b) Ar(NH3) = 17,062 umas
42.-
Ar(P) = 31 umas
43.-
Ar(Mg) = 24,3198 umas
44.-
Cu63=69,7%; Cu65=30,3%;
45.-
Ar(Cr) = 52,017 umas
a) 1,282 moles de Ba
b) 8,972 moles de O
c) 2,563 moles de ClO3-
46.-
a) Ar(Co) = 58,9332 umas
b)Ar(Ni) = 58.6883 umas
32.-
2,56.10-3 moles de NH3
47.-
Isótopo 1: 51,75 %
Isótopo 2: 48,25 %
33.-
a2) 1,806.1024 moléc. H2O
a3) 54 gramos de H2O
a4) 3,61.1024 átomos de H
b1) 21,595 moles de H2O
b3) 388,7 gramos de H2O
b4) 2,6.1025 átomos de H
c1) 13,889 moles de H2O
c2) 8,361.1024 moléc. H2O
c4) 1,67.1025 átomos de H
d1) 1,25.109 moles de H2O
d2) 7,5.1032 moléc. H2O
48.-
Ar(Be) = 9,067 umas
49.-
Ar(B) = 11,041 umas
50.-
Ar(Bi) = 208,7 umas
51.-
a) 77,7 % de Fe y
22,3 % de O
b) 37,5 % de C; 50 % de O
y 12,5 % de H
517
c) 43,4 % de Na; 45,3 %
de O y 11,3 % de C
d) 5,9 % de H; 94,1% de S
68.-
a)
b)
86.87.-
69.52.-
a) H2SO4
b) Na(OH)
c) BaCl2
d) C2H6O
e) CH4
70.-
88.-
a)
b)
c)
d)
89.-
a1)
a2)
b1)
b2)
a)
b)
71.-
53.-
a) CHO2
b) C2H2O4
72.-
a)
b)
54.-
a) 63,48 % de Ag; 8,25 %
de N y 28,27 % de O
b) 40,00 % de Ca; 48,00 %
de O y 12,00 % de C
c) 46,67 % de Si y
53,33 % de O
d) 34,97 % de Mn; 40,76
% de O y 24,27 % de K
73.-
a) 90 gr/l
b) 9 %
c) 0,5 M
d) ≈ 0,5 m
55.56.-
74.-
0,072 M
75.-
1,80 gr/l
K2Cr2O7
76.-
28,87 umas
a) C7H13O7
b) No
77.-
32,22 cc de HCl
78.-
a) 50 gr/litro
b) 5,0 %
c) 0,24 M
d) 0,253 m
79.-
a) 60 gr/litro
b) 5,87 %
c) 0,175 M
d) 0,182 m
90.91.-
a1)
a2)
a3)
b1)
b2)
b3)
92.-
57.-
8,6 % de Mg y 91,4 % de I
58.-
Fe3O4
59.-
C3H8
60.-
a) P2O5
b) H3PO4
61.-
BaCl2.5(H2O): Cloruro de
Bario pentahidratado
80.-
546 K
81.-
a)
b)
82.-
a) PA = 3 atm
b) PB = 4 atm
c) Pt = 7 atm
62.-
a) C7H8
b) C7H8
63.-
a)
b)
64.-
a)
b)
83.-
a)
b)
65.-
a)
b)
c)
84.-
a) P(N2) = 0,759 atm
b) P(O2) = 0,195 atm
c) P(CO2) = 0,019 atm
66.-
a)
b)
85.-
a)
b)
c)
67.-
Es el cianuro: Ni(CN)2
518
93.-
a) 1:3:5  3:2:5
b) 2:15  12:6
c) 2:3  1:3
d) 1:2  1:2
e) 2:1  1:2
94.-
1,575 litros de C2H2
95.-
81,97 %
96.-
1064 Kg de CaO
97.-
a) 1:6  6:6
b) 7,2 gr de agua
c) 10,04 litros de CO2
d) 42,67 litros de aire
98.-
11.954,0 litros de aire
99.-
a) 2:1  2
b) 285,7 gr de SO2
c) 71,36 gr de O2
100.-
a) 44,12 Kg de NO
b) 131591,2 litros de O2
101.-
a1) 2,3568 gr de H2SeO3
a2)3,073 gr de Fe4(As2O7)3
b) 2,926 gr de Fe2(SeO3)3
c) 2,049 gr de As2O5
102.-
a) 80,36 %
b1) 7,737 gr de N2O3
b2)3,462 gr de Al2O3
103.-
86,02 %
104.-
a) 14 gr de Al(HCO3)3
b1) 53,5 ml de H2SO4
b2) 357,1 ml de Al2(CO3)3
c1) 79,95 ml de H2SO4
c2) 533,0 ml de Al2(CO3)3
d) 94,28 %
e1) 46,8 gr de Al2(CO3)3
e2)
e3)
105.-
42,137 gr de pirolusita
106.-
44, 995 ml de Br2
107.-
11,078 litros de O2 en c.n.
108.-
0,037 % de CO2
109.-
a) 10 litros de O2
b) 12,5 litros de O2
112.-
95,76 %
113.-
a) 0,839 gr de NaHCO3
b) 0,254 litros de CO2
124.-
a)
b)
114.-
a)
b)
125.-
a)
b)
115.-
a)
b)
126.-
a)
b)
116.-
a)
b)
127.-
117.-
a)
b)
128.-
a) 50 % de N2
b) 50 % de NH3
c) 0 % de H2
130.-
119.-
131.-
a)
b)
132.-
a)
b)
121.-
a)
b)
a1)
a2)
b)
133.134.-
122.135.123.-
111.-
129.-
118.-
120.-
110.-
c)
123,3 ml de H2S en c.n.
a)
b)
a)
b)
Tema 3:
125.-
126.-
127.-
Experiencia de los tubos
de
Rayos catódicos.
El átomo tenía grandes espacios vacíos
El fenómeno de los espectros
128.-
La energía está cuantizada
129.-
No sabemos exactamente
dónde está el electrón
b) 2 = 4862,7 Aº
d) (4, 2, -2)
c) 3 = 4341,7 Aº
d) ∞ = 3647,0 Aº
e) (5, 1, 1)
138.-
n=3; l=2 y m= -2 ….0….2
139.-
Es un electrón que está en
un O.A. 3dz2 con spin -1/2
a) pelota = 2,946.10-24 Aº
140.-
b) electrón = 3,339 Aº
c) sólo es aplicable a partículas muy pequeñas que
circulan a gran velocidad.
No.En cualquier orbital
“s”
caben como máximo 2
electrones
141.-
No. Si n=2, l no puede tomar el valor 2
142.-
a) Aportándole la energía
suficiente.
b) Lo mismo, salvo en el
caso de los halógenos.
133.-
n1 = 1 y n2 = 2
134.-
(H2) = 1,085 Aº
135.-
130.-
Ver espectros
136.-
La opción c)
131.-
E.I. = 0,544 V
137.-
132
a) 1 = 6564,7 Aº
a) (3, 1, -1)
b) (2, 0, 0)
c) no existe
519
143.-
a) que necesita energía.
b) que desprende energía
144.-
a) (4, 2, x)  x = -2 … 2
b) (3,0,0,y)  y = ½ ó -½
145.-
Principio de exclusión de
Pauli
a) los electrones se sitúan
en los niveles más bajos
de energía.
b) libera energía.
c) sí.
d) aportándole energía.
173.-
Pocos electrones en la última capa.
174.-
a) aumenta al aumentar Z
b) si es corto, aumenta de
derecha a izquierda.
a) Z = 19
b) M = 39
c) e- = 19
d) p+ = 19
e) 39 umas
f) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
g) metal
h) 4º período; alcalino
i) X+1
j) es el potasio (K)
175.-
El Na+ es más pequeño ya
que tiene más protones.
176.-
Mg > Na > Rb
177.-
Li+ < K+ < Ar < Cl- < S-2
178.-
a) Verdadero
b) Falso
c) Verdadero
159.-
1s22s22p63s23p64s23d104p3
179.-
160.-
1s22s22p63s23p64s13d5
a) Ca
b) Al
c) Tl
a) Falso
b) Verdadero
c) Verdadero
d) Falso
161.-
1s22s22p63s23p64s23d104p6
5s14d5
180.-
a) I) Cl, II) P, III) B
b) Al
c) P
162.-
Sí; es un estado excitado
181.-
150.-
1s2 2s2 2px1 2pz1
1s2 2s2 2py1 2pz1
163.-
a) Cl
b) O
c) Se
d) F
151.-
Nitrogenoideo del 6º período. Es el Bismuto
a) A
b) C
c) B
d) A y C
e) C
f) D
182.-
a<c<d<b
183.-
Orbitales semillenos
184.-
a) los no metales
b) tienen tendencia a ganar
electrones.
185.-
a1) Alcalinotérreo
a2) Alcalino
a3) Carbonoideo
a4) Halógeno
a5) Gas noble
b1) Sr+2
b2) Na+
b3) Si-4
b4) Brb5) Xe
c1) metal
c2) metal
c3) no metal
c4) no metal
c5) gas noble
146.-
Por el principio de llenado
147.-
Las masas que aparecen en
la tabla periódica son medias ponderadas de todos
los isótopos de cada elemento.
148.-
149.-
152.-
a) 3s1
b) 2p1
c) 2p3
d) 3s2
a) 100
b) 96
c) 80
157.-
158.-
164.-
K > Na > Mg > Be
165.-
F > O > Mg > Na
a) 1s2 2s2 2p6
b) O-2, F- , Na+, Mg+2, Al+3
166.-
Na+ > Ne > O-2
154.-
1s2 2s2 2p6
167.-
Mg > Ca > Li > Rb
155.-
Porque el número de electrones varía al formar iones, mientras que el de
protones no.
168.-
a) mayor radio: Ra
b) menor radio: Ar
169.-
a) mayor radio: H
b) mayor E.I.: Li+2
170.-
altas
171.-
mayor
172.-
Altas: gases nobles
Bajas: alcalinos
153.-
156
520
a) átomos de un mismo
elemento con distinto nº
másico (distinto nº de neutrones): C12, C13, C14
b) especies que tienen el
mismo nº de electrones:
O-2, F- , Na+, Mg+2, Al+3
d1) electropositivo: Z=11
d2) electronegativo: Z=35
186.-
a) No metal
b) Halógeno: I (Z = 53)
c) mayor EI: Cl, F, Ne, He
menor EI: Na, Li, Ca, Sr
d) iónico: NaI, MgI2
Covalente: I2O5, IF3
187.-
a1) Cl; 1s22s22p63s23p5
a2) Ca; 1s22s22p63s23p64s2
b1) Clb2) Ca+2
c) Cl- (menos protones)
c) iónica CaCl2
188.-
a) K > S > Cl
b) Cl > S > K
198.-
Tienen 7 electrones en la
última capa y pueden ganar o compartir un electrón. Si desaparean electrones siempre queda un
número impar de electrones desapareados.
189.-
a1) 1s1
a2) 4s1
b) 4s1
c) 1s1
d) 1s1
190.-
a1) radio: Rb > K > Na
a2) E.I.: Na > K > Rb
Tema 4:
191.-
A mayor radio, mayor distancia entre los iones y por
lo tanto menor fuerza de
Atracción t menor Tfusión.
192.-
a) 4, 7, 3 y 1 electrones
respectivamente
b) A y B no metales; C y D
metales.
c) DB > CB3 > AB4
193.-
194.-
195.-
199.-
a) H2O y NH3
b) CH3-NH2 y CH3OH
a) que no se anulan los
momentos bipolares de sus
enlaces covalentes.
b) más polar el NH3
c) también el NH3
200.-
a) iónico
b) covalente polar
c) covalente muy polar
d) covalente puro
e) iónico
El cloruro sódico es una
sustancia iónica y el cloro
molecular.
201.-
Sugerencia: Dibujar los
Diagramas de Lewis.
197.-
a) A medida que el átomo
es más grande, el dipolo
creado es mayor.
b) El metano es una molécula apolar.
c) Las moléculas de HF,
H2O y NH3 están unidas
por enlaces por puente de
Hidrógeno.
204.-
a) CH4: fuerzas de Van der
Waals con dipolos inducidos.
b) NH3: enlaces por puente
de Hidrógeno.
c) el NH3 mayor Tfusión.
205.-
Kr  - 152,30 ºC;
Ar  - 185,71 ºC;
Ne  - 246,04 ºC;
206.-
CaO  2850 ºC;
KF  1505 ºC;
CsI  1280 ºC;
207.-
a) NaCl (s): iónico
(fuerzas
electrostáticas)
b) NaCl (ac): ión-dipolo
c) NaCl (g) fuerzas electrostáticas.
d) H2 (s): Fuerzas de Van
der Waals por dipolos in-
b) Todos los enlaces son
polares. Los que se cargan
negativamente son:
en NF3 el F; en SO2 el S y
en SF4 el F
c) Todas las moléculas
son
polares, ya que son asimétricas.
a) electrostáticas.
b) enlaces por puente de
Hidrógeno.
c) Fuerzas de Van der
Waals
entre
dipolos
inducidos.
d) Enlace metálico.
196.-
a) NF3 pirámide trigonal
SO2 angular y SF4 tetraedro irregular
en SiCl4 el F; en CO el O;
en NO2- el O y en BrF3 el
F
202.-
203.-
a) covalente molecular.
b) metálico.
c) iónico.
d) covalente macromolecular.
a) SiF4 tetraédrica; CO lineal; NO2- angular y BrF3
forma de T.
b) Todos los enlaces son
polares. Los que se cargan
negativamente son:
ducidos.
e) H2 (g): covalente puro
f) NH3 (g): covalente polar
g) NH4OH (ac) ión-dipolo
208.-
Debido a los enlaces por
puente de Hidrógeno.
209.-
Porque no son tan electronegativos.
210.-
a) CO2: lineal apolar
b) PF3: Pirámide trigonal
polar
c) SO2 angular polar
521
211.-
CF2Cl2: Tetraédrica polar
HCN lineal polar
212.-
PF3: Pirámide trigonal
polar
SiF4: tetraédrica apolar
225.-
A mayor diferencia de
electronegatividad más polar. H-F > …….. > Cl-Cl
a) índice coordinación = 6
b) estructura cúbica centrada en las caras.
226.-
Su configuración electrónica presenta una hibridación sp3: 1s2 (2s12p3)
213.-
214.-
H2O ánfular tetraédrica
215.-
Todas son apolares
216.-
LiF < NaCl < KCl < NaI
217.-
a) OF2: angular tetraédrica,
enlace polar, molécula polar.
b) BF3: trigonal, enlace polar, molécula apolar
c) NF3: pirámide trigonal,
218.-
a) CO2: lineal, enlace polar, molécula apolar.
b) H2: lineal, enlace apolar, molécula apolar.
c) NH3: pirámide trigonal,
d) HCHO: trigonal, enlace
polar, molécula polar
e) SO2 angular trigonal,
219.-
Cu  metálico
CO2  molecular
CsF  iónico
220.-
a) A-A  covalente
B-B  metálico
A-B  iónico
b) Sí.
221.-
El H2O es polar mientras
que el CF4 no.
222.-
a) H2O: angular tetraédrica, enlace polar, molécula
polar.
b) CO2: lineal, enlace polar, molécula apolar.
522
223.-
Mirar apuntes.
224.-
CH4: tetraédrica, enlace
polar, molécula apolar
227.-
228.-
229.-
a) HCl: lineal, enlace polar, molécula polar.
b) H2O: angular tetraédrica, enlace polar, molécula
polar.
c) BF3: trigonal, enlace
d) CH2=CH2: bitrigonal;
enlace C=C apolar y C-H
polar, molécula apolar.
e) NH3: pirámide trigonal,
f) CCl4: tetraédrica, enlace
a) O-2: tiene electrones
desapareados.
b) HBr: lineal, enlace polar, molécula polar.
c) SO4-2: tetraédrica, enlace polar, molécula polar.
a) CF4: tetraédrica, enlace
b) PCl5: Bipirámide trigonal, enlace polar, molécula apolar
c) PCl3: pirámide trigonal,
d) Br2: lineal, enlace apolar, molécula apolar.
230.-
a) Covalente: Agua, acetileno, cloro,
b) iónico: el resto
231.-
a) BeH2: lineal, enlace polar, molécula apolar.
b) BF3: trigonal, enlace
c) CBr4: tetraédrica, enlace
232.-
a) sólidos: NaOH, I2, Fe,
CaCO3, KCl, NiCl2 y NaI
b) líquidos: HCl y
CH3COOH
c) gas: CO2, NH3, Cl2 y
CH4
233.-
a) sólido: Na, K, Fe, Ca y
S
b) líquidos: Cs, Ga, Hg, Fr
y Br2
c) gas: N2, O2, Cl2, Ne y
Ar
234.-
a) 1s22s22p1, pero al hibridarse, 1s2 (2s12p2)
b) BF3: trigonal, enlace
235.-
a) C  4 (CF4)
b) B  3 (BF3)
c) As  5 (AsF5)
d) Be  2 (BeF2)
236.-
a) iónico
b) covalente polar
c) covalente apolar
d) iónico
237.-
a) CH4: tetraédrica, enlace
polar, molécula apolar. En
estado sólido: Fuerzas de
Van der Waals por dipolos
inducidos.
b) NH3: pirámide trigonal,
enlace polar, molécula polar. En estado sólido: enlaces por puente de hidrógeno.
c) El NH3 tendrá mayor
Punto de fusión.
238.-
a) NaCl(s): iónico
b) C(diamante): covalente
puro
c) H2(g): entre átomos covalente puro; entre moléc.
fuerzas de Van der Waals
por dipolos inducidos.
d) NH3: entre átomos coValente polar; entre moléc.
enlaces por puente de Hidrógeno.
239.-
a) N: 3 pares enlazantes y
1 no enlazante
b) C: 4 pares enlazantes.
240.-
Fe > NaCl > Br2 > He
241.-
a) molecular
b) covalente (macromolecular)
c) metálica
d) iónica (aunque el grupo
NO3- tiene enlaces covalentes)
a) Be – Cl: covalente muy
polar.
b) C – I: covalente apolar
c) Ba – F: iónico
d) Al – Br: iónico?
e) S – O: covalente polar
f) C – O: covalente polar
242.-
243.-
a) iónico
b) fuerzas de Van der
Waals
c) Fuerzas de Van der
Waals por dipolos inducidos.
d) Fuerzas de Van der
Waals por dipolos inducidos.
e) metálico
f) puentes de Hidrógeno.
g) enlace covalente.
244.-
a) metano
b) sodio
c) silicio (dióxido de Si)
d) cloruro potásico
e) agua
245.-
a) O: 2 enlazantes y 2 no
enlazantes. Angular tetraédrica.
b) P: 3 enlazantes y 1 no
enlazante. Pirámide trigonal.
c) B: 3 enlazantes y 0 no
enlazantes. Trigonal
d) C: 4 enlazantes (2 dobles enlaces). Lineal
246.-
Hacer estructura de Lewis
247.-
El NCl5 no existe ya que el
N no tiene orbitales d para
desaparear 5 electrones.
248.-
H2O: angular tetraédrica,
enlace polar, molécula polar. Las moléculas se unen
por enlaces por puente de
Hidrógeno.
249.-
a) SO2 angular trigonal,
b) CS2: lineal, enlace polar, molécula apolar.
c) HCN: lineal, enlace polar, molécula polar.
250.-
a) HCN: lineal, enlace polar, molécula polar.
b) AsCl3: pirámide trigonal, enlace polar, molécula polar.
c) SiH4: tetraédrica, enlace polar, molécula apolar
251.-
a) metálico; propiedad 2,
4, 5 y 6
b) Covalente molecular
unido por grandes dipolos
inducidos; Propiedad 2 y
10
c) Covalente: propiedades
1y3
d) iónico: propiedades 1,
7, 8 y 9
252.-
a) PCl3: pirámide trigonal,
b) BCl3: trigonal, enlace
253.-
a) HF > HCl > HBr > HI
b) HF> H2O > CH4 > BH3
254.-
a) Cl2: covalente
b) Na: metálico
c) NaCl: iónico
255.-
N-F>N-O>N-N
256.-
a) agua
b) Litio
c) diamante
d) Bromuro de cesio
257.-
a) iónico
b) Covalente polar
c) iónico
d) metálico
258.-
a) AsCl3: pirámide trigonal
b) CO2: lineal, enlace polar, molécula apolar.
c) no existe esa molécula,
es una forma de representar el ión H+ hidratado. Si
existiese tendría una estructura de pirámide trigonal, enlace polar, molécula
polar
b) BF3: trigonal, enlace polar, molécula apolar
259.-
a1) z = 38: [Kr] 5s2, alcalinotérreo
a2) z = 16: [Ne] 3s23p4, anfígeno.
b) iónico
260.-
a) H2: entre átomos, covalente apolar; entre moléculas, fuerzas de Van der
Waals por dipolos inducidos; será gas.
b) NaF: iónico; sólido
c) H2O: entre átomos, covalente polar; entre moléculas, enlaces por puente
de Hidrógeno,será líquido.
d) C(diamante): covalente,
macromolecular, será solido.
e) CaSO4: iónico (aunque
el grupo SO4-2 tiene enlalaces covalentes); será solido.
261.-
a) CH2Cl2: tetraédrica irregular; enlace polar, molécula polar.
b) CCl4: tetraédrica, enlace
polar, molécula apolar.
c) BF3: trigonal, enlace polar, molécula apolar.
d) NH3: pirámide trigonal,
262.-
a) NH3: pirámide trigonal,
523
b) F2O: angular tetraédrica, enlace polar, molécula
polar.
c) SnBr2: angular triangular; enlace polar, molécula
polar.
263.-
Hacer diagramas de Lewis
264.-
a) XY2
b) iónico
265.-
a) [Ne] 3s23p6
b) iónico
266.-
a) covalente polar
b) metálico
268.-
269.-
a) Mg: metálico
b) H2O: puentes de Hidrógeno.
c) C(diamante): covalente.
270.-
a) NaCl: iónico; Cl2:
molecular
b) C(diamante): covalente,
Ni: metálico
c) F2: compartición de electrones, CsF: cesión de
electrones.
c) iónico
d) covalente polar
267.-
a) HCN, tiene un triple enlace H-C≡N. Será lineal
b) CS2 tendrá dos dobles
enlaces S=C=S. Será lineal
c) CO2 tendrá dos dobles
enlaces O=C=O. Será lineal
d) BH3 no tendrá enlaces
múltiples y será triangular.
a1) NO: molecular, las
moléculas se unen por
fuerzas de Vander Waals.
a2)H2S: molecular, las moléculas se unen por enlaces por puente de Hidróg..
a3) K2SO4: iónico.
b1) gas
b2) gas
b3) sólido
271.-
a) metálico
b) iónico
c) covalente
d) iónico
287.-
a)ΔHc = -1211,9 Kcal/mol
b) 280 litros de O2 en c.n.
288.-
ΔHf = 207 Kcal/mol
289.-
ΔHd = 10,8 Kcal/mol
290.-
ΔHf = -67,6 Kcal/mol
291.-
ΔHp = -142,6 Kcal/mol
292.-
ΔHr = 47 Kcal/mol
293.-
a) ΔHh = -32,6 Kcal/mol
b) ΔHc = -337,1 Kcal/mol
272.-
Kr  - 152,3 ºC;
Ar  - 185,7 ºC;
Ne  - 246,048 ºC;
273.-
a) H2O: molecular; punto
de fusión medio, aislante.
b) SiO2: covalente; punto
de fusión alto, aislante.
c) Mg: metálico; punto de
fusión alto, conductor.
d) NaCl: iónico; punto
de fusión alto, aislante en
estado sólido, conductor
disuelto o fundido.
274.-
a) Li: blando; etano: es
gas; CsF: duro; sílice: muy
duro.
b) el Li
c) el etano (CH3 – CH3)
d) el CsF
275.-
No trates de copiar y pegar, no sirve de nada y se
nota enseguida. Busca información y realiza TÚ
trabajo.
296.-
ΔHf = -129,162 KJ/mol
297.-
298.-
76,364 Kcal
299.-
a) endotérmico
enlace iónico
b) endotérmico
pueste de hidrógeno
c) exotérmico
pueste de hidrógeno
d) endotérmico
enlace covalente
e) exotérmico
enlace metálico
f) endotérmico
Fuerzas de Van der Waals
300.-
a)
b)
Tema 5:
276.-
277.-
278.279.-
280.-
281.-
ΔHv = 8,94 Kcal/mol
282.-
ΔHc = -119,78 Kcal/mol
283.-
ΔHc = 27,14 Kcal/mol
284.-
294.-
4,586.105 Kcal
285.-
295.-
286.-
ΔHv = 27,07 Kcal/mol
a) ΔHs = 12,8 Kcal/mol
b) ΔHd = -13 Kcal/mol
524
301.-
a)
b)
302.-
b)
c) exotérmica
321.-
a)
b)
340.-
Kp = 1,27 atm
341.-
Kp = 2,15.10-6 atm
342.-
a) P(SO2) = 0,92 atm;
P(O2) = 0,46 atm y
P(SO3) = 1,15 atm.
b) PT = 2,53 atm
343.-
P(CO) = 0,2296 atm
P(H2O) = 0,3296 atm
P(CO2) = 0,1903 atm y
P(H2) = 0,2503 atm.
344.-
Kc = 13,81 M
345.-
Kc = 3
346.-
a) [NO2] = 1 M; 1 mol
a) [NO2] = 0,17 M;
1,7 moles
303.322.304.323.305.-
a)
b) no
306.-
a)
b)
307.-
a)
b)
a)NaOH+HClNaOH+H2O
o, para efectos de calor:
H+ + OH-  H2O
b) Calor desprendido en la
reacción del apartado anterior.
c) realiza la experiencia
324.-
a)
b)
325.-
a)
b)
308.309.310.-
326.-
347.-
0,3152 moles de HI
311.-
327.-
348.-
Kc = 0,0471 M
328.-
349.-
a) P(N2) = 1,491 atm;
P(H2) = 0,3978 atm y
P(NH3) = 0,1105 atm.
b) Kp = 0,1300 atm-1
350.-
a) [N2O4] = 0,0422 M
b) [NO2] = 0,0156 M
351.-
[PCl5] = 0,00005 M
[PCl3] = 0,00714 M
[Cl2] = 0,2187 M
352.-
1,5 moles de cada uno de
ellos.
353.-
a) 0'3264 moles de H2;
0'0074 moles de I2 y
0'3472 moles de HI
b) Kc = 49'3895
354.-
77'39 %
355.-
Kp = 0'961 atm
356.-
a) 1'5232 atm
b)P(SO2) = 1'0573 atm;
P(Cl2) = 1'0573 atm y
P(SO2Cl2) = 0'4658 atm
357.-
a) Kp = 50
312.-
a)
b)
329.313.314.-
Se obtendrá el mismo
valor ya que los dos son
ácidos fuertes, y lo que
reacciona es el H+ con OH-
330.-
Kp = Kc = 55,4
331.-
[CaCO3] = 0,01 M
[CaO] = [CO2] = 0,01 M
332.-
a) P(N2) = 0,133 atm
P(NH3) = P(H2) = 0,4 atm
b) 1,18 moles de N2;
3,54 moles de NH3 y H2 y
8,24 moles totales
c) V = 486,5 litros
d) Kp = 0,0532 atm2
315.316.-
a)
b)
317.318.-
319.-
320.-
a) C4H10 + 13/2 O2 
 4 CO2 + 5 H2O
b)
333.-
P = 1,23 atm
334.-
77,2gr de CH3COOCH2CH3
a)
b) Calor que se absorbe o
se desprende en la reacción
de formación de un compuesto, a presión constante, a partir de los elementos que lo forman
335.-
66,9 %
336.-
1 mmgr de H2S
337.-
Kp = 5,37.10-5 atm-2
338.-
78,6 %
a)C2H4+3O22CO2+2H2O
339.-
99,2 %. Si se podía predecir
525
b) PT = 4'206 atm
c) 0'11025 moles de I2
371.-
a)
b)
387.-
[CO2] = M
358.-
2'312.10-4 atm3
372.-
359.-
a) 27'057 % de CO2 y H2;
22'943 % de CO y H2O
b) P(CO2) = P(H2) = 2'706
atm; P(CO) = P(H2O) =
2'294 atm
c) no influye.
a) Kp = Kc
b) Kp = Kc(RT)-1
c) Kp = Kc(RT)-2
388.-
moles de CH3CH2OH
moles de CH3COOH
389.-
Kp =
373.-
390.-
Kc =
374.-
391.-
a) Kp =
b)
c)
d)
392.-
a) Kp =
b) PT =
393.-
a1) a la izquierda
a2) a la derecha
b1) a la derecha
b2) a la izquierda
394.-
a) Kc =
b) a la izquierda
c)[COCl2] = M y
[CO]=[Cl2]= M
395.-
a) a la izquierda
b) a la derecha
c) no influye
d) a la izquierda
396.-
a) a la izquierda
b) a la derecha
c) a la izquierda
396.-
a) Kc =
b) [H2O] = M
[H2] = M
c) no ¿
397.-
a)
b)
c)
d)
398.-
gr de NH4Cl
399.-
a)
el
equilibrio
se
desplazará a la izquierda. La constante de equilibrio disminuirá.
a) el equilibrio se desplazará a la izquierda.
400.-
a) a la izquierda
375.360.-
361.-
362.-
a) P(Hg) = 0'1236 atm y
P(O2) = 0'0618 atm
b) [Hg] = 0'00231 M y
[O2] = 0'00115 M
c) Kc = 6'1365.10-9 M3
a) 21'25 % de N2; 63'75 %
de H2 y 15 % de NH3
b) P(N2) = 10'625 atm;
P(H2) = 31'875 atm y
P(NH3) = 7'5 atm
c) Kc = 0'4976 M-2
376.-
a) a la derecha
b) está en equilibrio
c) a la izquierda
377.-
a) moles de H2,
moles de N2
0,4 moles de NH3
b) P(H2) =
P(N2) =
P(NH3) =
c) Kp =
a) se desplaza hacia la izquierda.
b) [COCl2] =41'1318 M y
[CO]=[Cl2]= 2'8682 M
378.-
363.-
12'574 % en vol de CO2
364.-
a) izquierda
b) derecha
c) derecha
365.-
a) Kc = 58'594 M-2
b) "y" = 1'053 moles.
366.-
Kp = 0'000163 atm-2
367.-
a) Pt = 0'83 atm.
b) x(NH3)= 0'801;
x(H2S)= 0'199
368.-
c) el mismo.
369.-
a) derecha
b) izquierda.
c) no influye si consideramos que la presión permanece ctte.
d) derecha.
370.-
526
a) [NO2] = 0,319 M
b) [N2O4] = 0,044 M
a) P(H2) =
P(N2) =
P(NH3) =
b) Kp =
Kc =
a) moles de H2,
moles de I2
moles de HI
b) Kc =
379.380.-
a)
b) moles de
CH3COOCH2CH3
381.-
moles de CO2
382.-
a) [NO2] = M
b) [N2O4] = M
383.-
a) a la derecha
b) moles de H2,
moles de I2
moles de HI
384.-
moles de NO2
385.386.-
a)
b)
b) a la derecha
c) aumenta la velocidad
pero el equilibrio no se
modifica
d) a la derecha
401.-
402.-
x(N2) =
x(NH3) =
407.-
a) Kp12 = Kp2
b1) Kp1 = Kc1(RT)-1/2
b2) Kp2 = Kc2(RT)-1
a) a la derecha
b) a la izquierda, pero aumentará la velocidad de la
reacción.
c) si afecta a la presión, a
la derecha, de lo contrario
no influiría.
d) a la derecha
408.-
Kc = K p =
409.-
a) a la derecha
b) a la izquierda
c) a la izquierda
410.-
a) a la izquierda
b) a la derecha
c) a la derecha
d) no se modifica aunque
aumenta la velocidad con
que
se
alcanza
el
equilibrio
403.-
404.-
a) Kp =
b) moles de CO
moles de CO2
405.-
a) Kp =
b) Kc =
406.-
a) Kp =
b) Kc =
c) x(H2) =
a) Kc =
b) [SO2] = M
[NO2] = M
[SO3] = M
[NO] = M
b) Kc a 400ºC > Kc a 25ºC
413.-
a) V =
b) [PCl5] = M
[PCl3] = M
[Cl2] = M
414.-
a) no, ya que los productos no pueden escapar
b) si, ya que al escaparse
los gases, (productos de la
reacción), el equilibrio
siempre estará desplazándose a la derecha.
415.-
a1) aumentará
a2) no se modificará
a3) disminuirá
b) disminuirá
416.-
a) [Cl2] = M
b) gr de ICl(s)
411.-
412.-
P(H2) =
P(H2S) =
a1) P(HBr):
i) disminuirá
ii) aumentará
a2) cantidad de NH4Br
i) aumentará
ii) disminuirá
417.-
a) disminuirá
b) no se modificará
c) aumentará
d) aumentará
418.-
a) Kc = Kp =
b) no se modificarán.
Tema 6:
419.-
pH = 1'99
427.-
pH=5'07; Ka=7'22.10-10 M
433.-
pH = 9'03
420.-
pH = 1'30
428.-
[H+] = 2'38.10-11 M
434.-
421.-
pH = 12'38
429.-
[HCN] = 1'715.10-6 M
a) pH = 11'35 (si se
aproxima sale pH = 11'48)
b) [HCN] = 0'003 M
422.-
pH = 5'0
430.-
a) Ka = 1'82.10-5
b) pH = 2'87
435.-
pH = 8'87
423.-
pH = 6'98
436.-
pH = 5'13
431.-
a) pH = 0'699
b) pH = 4'26
c) pH = 10'18
437.-
[CH3COONa]=9'03.10-3 M
438.-
[HCl] = 0'0821 N
439.-
a) V = 133'8 ml
b) cualquiera que vire a
pHs neutros.
424.-
a) pH = 0'3
b) pH = 13'7
c) pH = 13
432.-
425.-
pH = 2'04
426.-
pH = 2'495
[H+]=[HCOO-] = 10-3 M;
[HCOOH] = 5'88.10-3 M;
[OH-] = 10-11 M
pH = 3; pOH = 11
527
440.441.-
V = 140 ml
a) V = 50 ml
b) fenolftaleina.
442.-
pH = 6'79
443.-
a) 0'628 N
b) 3'77 %
444.-
a) pH = 2'88
b) pH = 4'76
c) pH = 8'73
d) pH = 11'68
445.-
No sobrevivirán (pH=5'04)
447.-
pH = 3'07
448.-
a) (NH4)2SO4: ácida
b) cloruro potásico: neutra
c) CH3COONa: básico
d) Bromuro sódico: neutra
e) KCN: básica
449.-
a) [N2H5+] = 6'32.10-4 M
b) pH = 10'8
450.-
Las afirmaciones verdaderas son la a) d) y e)
451.-
a) cloruro amónico: ácida
b)bromuro potásico: neutra
c) K2CO3 : básica
d) Na2SO4: ligeramente
básica
e) nitrato cálcico: neutra
452.-
pH = 8'25
453.-
a) azul de bromotinol
b) rojo de metilo
c) fenolftaleina
455.-
456.-
528
457.-
Las afirmaciones verdaderas son la a) c) f) y h.
446.-
454.-
(la especie S-2 no puede
ser considerada como
ácido).
El electrolito débil se hace
más débil. Es una disolución amortiguadora o
tampón.
458.-
a) ácida
b) básica
c) ácida
d) anfótera
459.-
a) aumentará.
b) disminuirá.
460.-
a) básico: NH3/NH4+
b) básico: OH-/ H2O
c) ácido: HCl/Cld) HCO3- anfótero:
ácido: HCO3-/ CO3-2
básico HCO3-/H2CO3
461.-
H2SO3 > HCOOH > NH4+
462.-
Porque el NaOH es una
base fierte y el HF es un
ácido semifuerte.
463.-
a) CH3NH2/CH3NH3+
C6H5NH2/C6H5NH3+
NH3/NH4+
b) C6H5NH3+ > NH4+ >
CH3NH3+
464.-
a)
b)
465.-
a) pH =
b) [NO3-] =
[NH4+] =
[NH3] =
[OH-] =
a) α = 0'317
b) pH = 2'64
c) α = 5'97.10-3
HCO3- > NH4+ >H2S > S-2
a) H2O: ácido; S-2 base;
OH-: base conjugada y
HS: ácido conjugado.
b) NH4+:ácido; OH-: base;
NH3: base conjugada y
H2O: ácido conjugado.
c) HNO3: base; HClO4:
ácido; H2NO3+: ácido conjugado y ClO4-: base conjugada.
d) H2CO3: ácido; NaOH:
base; Na2CO3 base conjugada y H2O: ácido conjugado.
466.-
467.-
a)
b)
468.-
a)
b)
469.-
a) disolución ácida.
b) pH =
470.-
a)
b)
471.-
a)
b)
472.-
a) Ka =
b) pH =
c)
473.-
a) Ka =
b) α =
474.-
a) Ka =
b) α =
c) gr de NaOH
475.-
a) Ka =
b) α =
476.-
a) [HCOOH] =
b) α =
477.-
a) Ka =
b) α =
478.-
a) pH =
b) pH =
479.-
a) [H3O+] =
b) [OH-] =
480.-
[HCN] =
481.-
Ka =
482.-
a) [H3O+] =
pH =
b) [H3O+] =
pH =
c) [H3O+] =
pH =
483.-
[HCOOH] =
[HCOO-] =
[H3O+] =
[OH-] =
484.-
pH =
485.-
a) [N2H5+] =
b) pH =
486.-
pH =
487.-
[CH3COONa] =
488.-
a) Bromuro potásico: neutra.
b) COONa: básica
c) Cianuro sódico: básica
d) Cloruro cálcico: neutra
e) NH4NO3: ácida
a3) NH3
a4) CH3COOb) i) V; ii) F; iii) F
502.-
ácida: NH4Cl
básica: COONa
neutra: NaCl
496.-
a)
b)
503.-
NH3 + H2O 
 NH4+ + OH+
par NH4 / NH3
497.-
a)
b)
504.-
a) el amoniaco es una base
b) el cloruro amónico produce una disolución ácida.
505.-
a) CH3COOH/CH3COOOH-/H2O
b1) i) aumentará;
b2) ii) disminuirá
b3) iii) aumentará
506.-
a) SO4-2: base
HCO3-: anfótero
Cl-: no es base ya que dicho anión proviene de un
ácido fuerte.
H3O+: ácido
b) ácido más fuerte: HF
base más fuerte: CN-
507.-
a) pKb =
b) litros
c) ácida.
498.-
499.489.-
pH =
490.-
gr/100 ml
491.-
%
492.-
litros
493.-
litros
494.-
litros
495.-
a) Ver teoría
b1) NH4Cl: ácida
b2) NaI: básica.
b3) CH3COONa: básica.
b4) NaClO4: nutra.
a) por las Ka
b1) HCO3-: anfótera
b2) NH4+: ácida
b3) NO3-: no es básica ya
que dicho anión proviene
de un ácido fuerte.
500.-
a) ácido más fuerte:
HNO2
b) base más fuerte:
NH3
501.-
a) pH =
b) litros
a1) Cla2) OH-
Tema 7:
508.-
a) 5; Peq = 42'8
naranja por la presencia
de
iones dicromato, se tornará amarilla al reducirse a
iones Cr(III).
b) 3; Peq = 65'7
c) 2; Peq = 62'5
d) 2; Peq = 63'0
509.-
510.-
511.-
a) 1 : 8 == 1 : 8 : 4
b) 3:1:8 = 3:2:4
c) 2:5:6 == 2:5:3
d) 2:3:6 == 3:2:2
e) 2:3:10 == 2:6:8
f) 7:1:3 == 1:6:2
a) 5:2:6 == 5:2:3
b) la disolución de color
violeta se decolorará.
a) 3:1: 8 == 3:2:4
b) la disolución de color
512.-
513.-
a) Ver teoría.
b1) No es redox
b2) Si es Redox: CuO oxidante y H2 reductor
b3)Si es redox: Cl2 oxidante y reductor a la vez;
Es una reacción de dismutación.
a) Ver teoría.
b1) Cu (de 0 a 2): se oxida
y es el Reductor;
S (6 a 4): se reduce, es el
oxidante.
b2) Mg (de 0 a 2): se oxida
y es el Reductor;
H (1 a 0): se reduce, es el
oxidante.
b3) S (de -2 a 0): se oxida
y es el Reductor;
S (4 a 0): se reduce, es el
oxidante.
514.-
a) Ver teoría.
b) H2 (0 a 1): pierde electrones, se oxida, es el Redoctor.
Cl2 (0 a -1): gana electrones, se reduce, es el oxidante.
529
515.-
a) Fe (2 a 0) e H2 (0 a 1)
b) no es redox
c) no es redox
516.-
a) sí es redox: H (-1 a 0) e
H (1 a 0). En los hidruros
metálicos el i.o. del Hidrógeno es -1
b) no es redox
c) sí es redox: Cl (1 a -1) y
Cl (1 a 5)
530.-
a) 2:5:16  2:10:8
b) 0'178 M
531.-
a) 2:5:6  2:5:8
b) 0'0254 M
532.-
a) 1 : 4  1 : 1 : 2
b) V = 139'48 ml
533.-
a) 4  3 : 1
b) 8.039'28 J
550.-
a) Recubrimiento de Ag y
Cu.
b) Se recubre de Zn y Mg.
c) Se disuelve el Fe y se.
deposita Cu sobre las paredes y el fondo del recipiente
d) no hay reacción.
551.-
No
552.-
a) E = -0'2795 V
b) E = -0'3539 V
553.-
E = -0'822 V
554.-
a) E = 1'049 V
b) el Ni se oxida y la Ag se
reduce.
517.-
8 HNO3 + ZnS 
8 NO2 + ZnSO4 + 4 H2O
534.-
a) 3 : 8  3 : 2 : 4
b) 7'032 gr de Cu(NO3)2
518.-
3H3AsO3+Cr2O7-2+8H+
2Cr+3+3H3AsO4+4H2O
535.-
a) 0'108 N
b) 0'0216 M
2 MnO2+3 PbO2 + 6 HNO3
 3 Pb(NO3)2 +2 H+ +
+ 2MnO4- +2 H2O
536.-
20'55 gr
537.-
Peq = 69'7
555.-
E = 0'497 V
520.-
Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 + 5 C
 3 CaSiO3 + 5 CO + 2 P
538.-
a)
556.-
a) E = 1'084 V
b) E = 1'014 V
521.-
2MnO4- + 5H2S + 6H+ 
2 Mn+2 + 5 S + 8 H2O
557.-
a) Kc = 2'75.10-36
b) Si, ya que la constante
es muy pequeña.
558.-
a1) cátodo:
519.-
b)
522.-
539.-
2MnO4- + 3SO3-2 + 2H+ 
2 MnO2+ 3SO4-2 + H2O
b)
540.-
523.-
a) MnO2 + 2 Cl- + 4H+ 
Mn+2 + Cl2 + 2H2O
b) I- + 3 Br2 + 3H2O 
IO3- + 6 Br- + 6 H+
524.-
a) 2 : 5 : 16  2 : 10 : 8
b) 15 moles de CO2
525.-
a) 1:4  1:4:2
b) V = 11'994 ml
a)
a)
b)
541.-
a)
a3) global:
b)
542.-
a)
b)
526.-
V = 56'1 ml
543.-
V = 0'23 litros.
527.-
a) 2:1:6  2:1:3
b) 2Al+KClO3 +6HCl 
2 AlCl3 +KCl +3 H2O
c) 0'8812 gr de Al
544.-
58 gr de Na
545.-
41'2 A
546.-
Q = +4
547.-
[Cu+2] = 0'0756 M
548.-
V = 0'5449 litros de O2
549.-
25'437 % de cinc
528.-
a) 1 : 3  2 : 3
b) 86'238 %
a2) ánodo:
b)
559.-
a1) cátodo:
a2) ánodo:
a3) global:
b)
560.-
529.-
530
a) 5:1:8 == 5:1:4
b) 80'679 %
561.-
a)
b)
562.-
a)
b)
567.-
a) Kc = 1'72.10-18
b) Kc = 7'91.1053
c) el I2 es más fácilmente
oxidado por el ion bromuro.
568.-
Kc = 9'6.103
b) Kc = 2'98
c) Kc = 1'72.104
d) Kc = 1'08.1012
e) Kc = 6'26.1035
b)
566.563.-
a1) cátodo:
a)
b)
a2) ánodo:
564.a3) global:
565.-
a)
b)
Tema 8:
569.-
s = 1'37.10-4 gr/l
581.-
pH = 10'27
570.-
Kps = 8'1.10-27 M²
582.-
[Mn(NO3)2] = 10-15 M
571.-
Kps = 2'46.10-8 M3
583.-
572.-
s = 22'38 mgr/litro
a) el sistema no se altera.
b) precipita AgCl.
c) se disuelve AgCl.
d) precipita AgCl.
573.-
a) s = 5'49.10-9 gr/litro
b) s'= 1'96.10-4 gr/litro
584.-
a) precipita AgBrO3.
b) [Ag+] = 0'0007 M;;
[NO3-] = 0'04 M;
[Na+] = 0'12 M
[BrO3-] = 0'0807 M
574.-
a) s = 1'9176 gr/litro
b) 0'7938 gr
575.-
No se forma precipitado.
585.-
576.-
577.-
a) precipita antes AgCl.
b) [Ag+] = 9'43.10-9M
selectiva por este orden:
592.-
a) más agua o mejor algún
ácido para que el pH disminuya.
b) alguna sal con un ion
común.
593.-
a) disminuirá.
b) aumentará.
594.-
a) Kps = 6'91.10-12 M3
b) s = 1'2.10-4 M
c) s = 6'91.10-8 M
595.-
Ver teoría
597.-
596.-
a) 2'82.10-3 M
b) Kps = 8'94.10-8M3
c) 0'0116 gr/litro.
586.-
a) 1'56.10-4 gr/litro.
b) 1'56.10-16 gr/litro.
588.-
a) 6'69.10-5 M
b) 1'2.10-8 M
c) igual que a) ya que no
hay ningún ion común.
d) 5'47.10-6 M
e) igual que a)
589.-
en agua.
590.-
a) porque el pH es mayor.
b) por el efecto del ion
común
a)
b)
587.598.-
578.-
579.-
580.-
[OH-]mín = 2.10-12 M
[OH-]máx = 5'65.10-7 M
591.-
a) precipitará CaF2
b) no se disolverá
c) se disolverá más cantidad de CaF2
Irán
precipitando
forma
de
599.-
a)
b)
600.-
a1)
a2)
b)
601.-
a)
b)
c) la solubilidad disminuye
con el AgNO3 por el efec-
531
602.-
603.-
604.-
to del ion común.
608.-
a)
b)
c)
d) cualquier base para que
el pH aumentase.
609.-
[Ag+] =
[Cl-] =
[Br-] =
606.-
Tema 9:
532
619.-
a)
b) [Ag+] =
[NO3-] =
[Na+] =
[BrO3-] =
a)
b)
c)
612.-
a)
b)
c)
620.-
a)
b)
a)
621.-
[Pb+2]máx =
a)
b) [Ca+2] =
[Ba+2] =
a)
b)
[Ag+] =
611.-
622.b)
614.-
615.-
616.607.-
618.+
[Ag ] =
a)
b)
a)
b) gr
[Ba+2] =
[SO4-2] =
[Cl-] =
[Na+] =
a)
b)
610.-
613.605.-
617.-
a)
b)
623.-
[Ag+] =
624.-
añadir un ácido para bajar
el pH, ya que dicha sal
producirá un pH básico.
625.-
a) disminuirá.
b) aumentará.
c) no se modificará.
d) aumentará.
a)
b)

Libro Guia Apuntes Quimica 2Bach 100cia

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