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OPCIÓN A PROBLEMA 1.- Dada la siguiente reacción química: 2

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OPCIÓN A PROBLEMA 1.- Dada la siguiente reacción química: 2
OPCIÓN A
PROBLEMA 1.- Dada la siguiente reacción química:
1
O 2.
2 AgNO3 + Cl2 → N2O5 + 2 AgCl +
2
a) Dí que reactivo es el oxidante y plantea la semirreacción de reducción.
b) Calcula los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3.
c) Calcula el volumen de oxígeno que se obtiene al hacer la reacción del apartado b) a 20
ºC y 620 mm Hg.
Solución:
a) Oxidante es la especie química que provoca la oxidación de otra reduciéndose ella. En la
reacción propuesta, el cloro molecular es el oxidante al variar el número de oxidación del oxígeno desde
– 2, AgNO3, hasta 0, O2, pasando el suyo desde 0, Cl2, a – 1, AgCl.
La semirreacción de reducción es: Cl2 + 2 e– → 2 Cl–.
b) La estequiometría de la reacción indica que 2 moles de AgNO3 producen 1 mol de N2O5, por
1 mol AgNO3
1 mol N 2 O5
con los 20 g de AgNO3 se obtendrán: 20 g AgNO3 ·
⋅
= 0,059 moles N2O5.
170 g AgNO3 2 moles AgNO3
c) Se determinan los moles de oxígeno como en el apartado anterior, y de la ecuación de estado
de los gases ideales de obtiene el volumen que se desprende.
1 mol AgNO3 0,5 moles O 2
20 g AgNO3 ·
⋅
= 0,03 moles de O2, que llevados a la ecuación de
170 g AgNO3 2 moles AgNO3
estado de los gases ideales, una vez despejado el volumen, y operando:
n ⋅ R ⋅ T 0,03 moles ⋅ 0,082 atm ⋅ L ⋅ mol −1 ⋅ K −1 ⋅ 293 K
V=
=
= 0,88 L.
1 atm
P
620 mm Hg ⋅
760 mm Hg
Resultado: b) 0,059 moles N2O5; c) 0,88 L O2.
CUESTIÓN 1.- Explica razonadamente las siguientes cuestiones:
a) Se sabe que la reacción A (s) + B (s) → C (g) es espontánea. Si en esta reacción ∆S
es positivo ¿puede deducirse que ∆H debe ser negativo?
b) ¿Puede ser espontánea una reacción endotérmica? ¿Qué condiciones deben cumplirse
para ello?
c) Una determinada reacción es exotérmica y espontánea si se realiza a 25 ºC y presión
atmosférica. ¿Qué puede decirse acerca de los valores de ∆H y ∆G?
Solución:
a) Una reacción es espontánea cuando su variación de energía libre de Gibbs es negativa, ∆G <
0, siendo ∆G < ∆H – T · ∆S. Luego, si ∆S > 0, para que la reacción sea espontánea, ∆G < 0, ha de ser ∆H
< 0, o si ∆H > 0, la temperatura de la reacción ha de ser elevada para que el valor absoluto del producto
de la temperatura por la variación de entropía sea mayor que el valor absoluto de la variación de entalpía,
es decir, │ T · ∆S│> │∆H│ y se cumpla que ∆G < 0, condición de espontaneidad.
b) Una reacción endotérmica, ∆H > 0, puede ser espontánea si ∆S > 0 y las condiciones en las
que se produce hace que el valor absoluto del producto de la temperatura por la variación de entropía sea
superior al valor absoluto de la variación de entalpía, es decir, │ T · ∆S│> │∆H│, lo cual ocurre a
temperatura elevada y hace que ∆G < 0.
c) Si una reacción es espontánea en condiciones normales, ello indica que la reacción es
exotérmica, ∆H < 0, y se produce un aumento del desorden molecular, ∆S > 0, pues en estas condiciones
se cumple, para cualquier temperatura, que ∆G < 0.
PROBLEMA 2.- Se dispone de dos frascos, sin etiquetar, con disoluciones 0,1 molar de ácido
sulfúrico y 0,1 M de ácido acético. Se mide su acidez, resultando que el frasco A tiene pH = 2,9, y el
frasco B, pH = 0,7.
a) Explica que frasco corresponde a cada uno de los ácidos.
b) Calcula la constante de acidez del ácido acético.
c) Se toman 50 mL del frasco de ácido acético y se diluyen en un matraz aforado hasta
100 mL añadiendo agua. Calcula el pH de la disolución resultante.
Solución:
a) El ácido sulfúrico es mucho más fuerte que el ácido acético, incluso en su segunda ionización,
por lo que, su pH ha de ser siempre menor. Luego, de los resultados que aparecen se deduce que el frasco
A, de mayor pH, corresponde al ácido acético, mientras que el frasco B, de menor pH, es el del ácido
sulfúrico.
b) Al ser el pH del la disolución acuosa de ácido acético 2,9, ello indica que la concentración de
iones oxonios en el equilibrio es [H3O+] = 10–pH = 10–2,9 = 100,1 · 10–3 = 1,26 · 10–3 M, y la concentración
de cada una de las especies en el equilibrio es:
CH3 – COOH + H2O ⇆ CH3 - COO– + H3O+
Concentración en el equilibrio:
0,1 – 1,26 · 10–3
1,26 · 10–3 1,26 · 10–3
0,0987
0,00126
0,00126
y sustituyendo estos valores en la expresión de la constante de acidez del ácido acético se tiene:
CH 3 COO − ⋅ H 3 O +
0,00126 2
=
= 1,6 · 10–5.
Ka =
[CH 3 COOH ]
0,0987
[
][
]
c) Los moles de ácido acético que se encuentran disueltos en los 50 mL de disolución del frasco
A son: n = M · V = 0,1 moles · L–1 · 0,050 L = 0,005 moles, que al disolverlos con agua destilada hasta los
0,005 moles
moles
100 mL, proporciona a la nueva disolución la concentración: M =
=
= 0,05 M, y
volumen
0,1 L
siendo “x” los moles de ácido que se disocian, la concentración de cada especie al inicio y en el equilibrio
es:
CH3 – COOH + H2O ⇆ CH3 - COO– + H3O+
Concentración inicial:
0,05
0
0
Concentración en el equilibrio:
0,05 – x
x
x
que llevadas a la constante de acidez del ácido y resolviendo la ecuación de segundo grado que aparece,
se determina el valor de “x”:
CH 3 COO − ⋅ H 3 O +
x2
Ka =
⇒ 1,6 ⋅10 −5 =
⇒ x 2 + 1,6 ⋅10 −5 ⋅ x − 8 ⋅10 −7 = 0, que
[CH 3 COOH ]
0,05 − x
produce los valores “x1” = imposible por ser negativo, y “x2” = 0,00177 M, que es la concentración de
iones oxonios en la disolución, por lo que el pH de la misma es: pH = – log 0,00177 = 2,75.
[
][
]
Resultado: a) A = acético; B = sulfúrico; b) Ka = 1,6 · 10–5; c) pH = 2,75.
OPCIÓN B
PROBLEMA 1.- Dada la reacción del carburo cálcico con agua:
CaC2 (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g).
a) Calcula su variación de entalpía estándar.
b) ¿Qué calor se desprende en la combustión de 100 dm3 de acetileno, C2H2, medidos a 25
ºC y 1 atm?
DATOS: ∆Hºf (CaC2) = – 59,0 kJ · mol–1; ∆Hºf (CO2) =–- 393,5 kJ · mol–1; ∆Hºf [H2O (l)] = – 285,8
kJ · mol–1; ∆Hºf [Ca(OH)2]= – 986,0 kJ · mol–1; ∆Hºf (C2H2) = 227,0 kJ · mol–1.
Solución:
a) La reacción ajustada es: CaC2 (s) + 2 H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g).
La variación de entalpía de la reacción se determina por la expresión:
∆Hor = Σa · ∆Hof productos − Σb · ∆Hof reactivos = ∆Hof [Ca(OH)2 (s)] + ∆Hof [C2H2 (g)] − ∆Hºf [CaC2
(s)] – 2 · ∆Hof [H2O (l)] = – 986,0 kJ · mol–1 + 227,0 kJ · mol–1 + 59,0 kJ · mol–1 + 2 · 285,8 kJ · mol–1 = –
128,4 kJ · mol–1.
5
O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (l),
2
y su entalpía estándar, teniendo presente que la entalpía de los elementos simples es cero, es:
∆Hoc = Σa · ∆Hof productos − Σb · ∆Hof reactivos = 2 · ∆Hºf [CO2 (g)] + ∆Hºf [H2O (l)] – ∆Hºf (C2H2) = 2 · (–
393,5) kJ · mol–1 – 285,8 kJ · mol–1 – 227,0 kJ · mol–1 = – 1.299,4 kJ · mol–1. Luego, determinando los
moles de acetileno contenidos en los 100 L, en condiciones normales, se determina fácilmente el calor
que se desprende en la combustión.
1 mol
Los moles de acetileno son 100 L ·
= 4,464 moles, a cuya combustión corresponde los kJ:
22,4 L
b) La ecuación de combustión del acetileno es: C2H2 (g) +
4,464 moles C2H2 ·
−1.299,4 kJ
= – 5.800,5 kJ. (El signo menos indica calor desprendido).
1 mol C 2 H 2
Resultado: a) ∆Hor = – 128,4 kJ · mol–1; b) Q = – 5.800,5 kJ.
PROBLEMA 2.- Se dispone de dos baños electrolíticos independientes, uno con una disolución de
iones Au3+ y otro con una disolución de iones Ag+.
a) Indica las reacciones que ocurren si se hace pasar una corriente eléctrica por dichos
baños.
b) Calcula los moles de oro y plata que se depositarán si se pasa, por cada baño, una
corriente de 5 amperios durante 193 minutos.
Solución:
a) El paso de la corriente eléctrica por cada baño produce la reacción:
Au3+ + 3 e– → Au;
Ag+ + 1 e– → Ag.
b) La masa de oro y plata que se deposita en cada baño se determina por la expresión:
M ⋅ I ⋅ t 197 g ⋅ mol −1 ⋅ 5 C ⋅ s −1 ⋅193 ⋅ 60 s
m( Au ) =
=
= 39,4 g
z⋅F
3 ⋅ 96.490 C ⋅ mol −1
m( Ag ) =
M ⋅ I ⋅ t 108 g ⋅ mol −1 ⋅ 5 C ⋅ s −1 ⋅193 ⋅ 60 s
=
= 64,8 g.
z⋅F
1 ⋅ 96.490 C ⋅ mol −1
Los moles que corresponden a los gramos de oro y plata depositados son:
1 mol Au
1 mol Ag
39,4 g Au ·
= 0,2 moles de oro;
64,8 g Ag ·
= 0,6 moles de plata.
197 g Au
108 g Ag
Resultado: b) 0,2 moles Au y 0,6 moles Ag.
PROBLEMA 3.- Contesta a las siguientes cuestiones:
a) Calcula los gramos de sulfato de sodio, Na2SO4, que se necesitan para preparar 100 mL
de una disolución 0,01 M. Indica el material que se utilizaría y describe las operaciones
a realizar en el laboratorio para preparar dicha disolución.
b) Justifica si se producirá precipitado cuando se mezclan 80 mL de una disolución 0,01
M de sulfato de sodio, Na2SO4, con 120 mL de otra disolución 0,02 M de nitrato de
bario, Ba(NO3)2. Los volúmenes son aditivos.
DATOS: Kps (BaSO4) = 1,1 · 10–10.
Solución:
a) Los moles de sulfato sódico contenidos en 100 mL de disolución acuosa 0,01 M son:
n (Na2SO4) = M · V = 0,01 moles · L–1 · 0,1 L = 0,001 moles, a los que corresponden la masa:
142 g
0,001 moles ·
= 0,142 g.
1 mol
b) Los moles de cada una de las sustancias que se mezclan son:
moles (Na2SO4) = M · V = 0,01 moles · L–1 · 0,08 L = 0,0008 moles;
moles [Ba(NO3)2] = M · V = 0,02 moles · L–1 · 0,120 L = 0,0024 moles;
La reacción que se produce al mezclar las disoluciones es:
Ba(NO3)2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2 NaNO3
El equilibrio de ionización del compuesto poco soluble es: BaSO4 ⇆ Ba2+ + SO42–.
En la disolución de la mezcla hay 0,0024 moles de Ba2+ y 0,0008 moles de SO42–, siendo la
0,0024 moles
0,0008 moles
concentración de ambos iones: [Ba2+] =
= 0,012 M; [SO42–] =
= 0,004 M
0,2 L
0,2 L
Aplicando la expresión del producto de solubilidad con los valores obtenidos anteriormente, se
tiene que: Kps = [Ba2+] · [SO42–] = 0,012 M · 0,004 M = 4,8 · 10–5, que por ser bastante superior al valor
del producto de solubilidad del compuesto indica que se produce precipitado.
Resultado: a) 0,142 g; b) Hay precipitado.
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