1. Ciencia

MÉTODO DE ESTUDIO DE LA ASIGNATURA
1º) Estudiar detenidamente el resumen teórico que se presenta para cada tema
2º) Acudir al libro de texto para consultar aquel apartado o concepto que
no se haya comprendido al estudiar el resumen indicado anteriormente
(únicamente los apartados que en él aparecen).
Nota :Al final de cada tema, se encuentra en el libro de texto, un resumen del
mismo con las fórmulas más importantes que en él aparecen
(Pueden ser de gran ayuda para la resolución de los ejercicios)
3º) Estudiar los Ejercicios Resueltos que aparecen en el libro de texto a lo l
largo de todo el tema
4º) Resolver los Ejercicios de Autoevaluación que se indican para cada tema en
esta página Web, consultando sus soluciones cuando sea necesario
5º) Visualizar (y experimentar con) las animaciones didácticas que aparecen
en las páginas Web que se indican en cada tema
6º) Consultar con el profesor de la asignatura, todas las dudas que se tengan,
bien personalmente, bien por teléfono (943 - 28.82.11) o mediante correo
electrónico ([email protected])
Nota : Las figuras que aparecen en los resúmenes teóricos correspondientes a
las tres evaluaciones del curso de Química de 2º Bachillerato que se
presentan en esta página Web han sido tomadas del libro:
• QUÍMICA 2 (Ciencias de la Naturaleza y de la Salud/ Tecnología)
Ed. S.M. (Bachillerato)
(Utilizado como libro de texto ,durante el curso 2008-2009, de la asignatura
Química 2º Bachillerato en el I.B.D. “Bilintx” de Guipúzcoa)
QUÍMICA 2º BACHILLERATO
1ª EVALUACIÓN
TEMA 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA
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RESUMEN TEÓRICO
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS
PÁGINAS WEB
TEMA 2: ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
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RESUMEN TEÓRICO
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS
PÁGINAS WEB
TEMA 3: UNIONES ENTRE ÁTOMOS
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RESUMEN TEÓRICO
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS
PÁGINAS WEB
TEMA 4: ENLACE COVALENTE
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RESUMEN TEÓRICO
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS
PÁGINAS WEB
TEMA 5: LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA
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RESUMEN TEÓRICO
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS
PÁGINAS WEB
TEMA 6: TERMODINÁMICA
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RESUMEN TEÓRICO
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS
PÁGINAS WEB
QUIMICA 2º BACHILLERATO
TEMA1
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
1.- Descubrimiento de la estructura atómica
• Experimento de Rutherford para determinar la estructura atómica :
a) El átomo consta de una parte central cargada positivamente ,muy
pequeña llamada NÚCLEO. En él se encuentran los PROTONES
b) Alrededor del núcleo se encuentra otra zona mucho mayor llamada
CORTEZA dónde se encuentran los ELECTRONES cargados
negativamente.
•
El número de protones en el núcleo se denomina NÚMERO ATÓMICO
y se representa por la letra Z
2.- Una nueva partícula : El Neutrón. Isótopos
• Descubrimiento del NEUTRÓN (J. Chadwick en 1932)
• Concepto de NÚMERO MÁSICO : A = nº de protones + nº de neutrones
• ISÓTOPOS: Átomos con el mismo nº de protones en su núcleo pero
distinto nº de neutrones .
3.- Espectros atómicos
Espectros de absorción y espectros de emisión (Leer y ver figuras en el
libro)
4.- Modelo atómico de Bohr (importante)
N. Bohr en 1913 propuso un modelo atómico para explicar las características
de los espectros de los átomos. Se basaba en las siguientes hipótesis:
a) Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares.
b) En estas órbitas, los electrones se mueven sin perder energía
c) Sólo están permitidas aquellas órbitas cuya energía tome valores dados
por la siguiente ecuación :
E=-
RH
n2
Siendo RH una constante de valor 2,180x10-18 J y n un número entero con
valores desde n = 1 en adelante ( n= 1,2,3,4,....)
a) Un electrón puede saltar de una órbita a otra , absorbiendo o emitiendo la
energía
De esta forma explicaba los espectros atómicos.
Ver los ejercicios resueltos que se refieren al modelo atómico de Bohr del libro
(imp.)
5.- Explicación del espectro del átomo de hidrógeno
(Ver en el libro de texto)
Importante ejercicios resueltos y propuestos que se refieren a este apartado
6.- Mecánica Cuántica
El modelo de Bohr daba una explicación teórica satisfactoria del espectro del
átomo de hidrógeno. Pero cuando se quiso aplicar a otros elementos los
resultados predichos por el modelo no concordaban con los obtenidos
experimentalmente.
Se comprendió que era necesaria una nueva teoría a la que se denominó
Mecánica Cuántica y que fue desarrollada Bohr, Heisenberg, Dirac y otros
eminentes físicos.
Esta nueva teoría se fundamentaba en dos hipótesis :
• La dualidad onda-corpúsculo
• El principio de incertidumbre
Es importante comprender el concepto de orbital ( ver libro de texto)
7.- Orbitales y números cuánticos (muy importante)
• Subniveles de energía : En átomos polielectrónicos (Z>1) los niveles de
energía se dividen en “subniveles”. Para cada nivel de energía hay
tantos subniveles como indique su número n ( número cuántico
principal). Los distintos subniveles se diferencian por medio de un
parámetro, l , llamado número cuántico secundario
• Número de orbitales en un subnivel: Un subnivel a su vez admite
orbitales.
Un subnivel caracterizado por un número cuántico secundario l, admite
2l +1 orbitales.
• Los números cuánticos son : n, l, ml que caracterizan a un orbital.
En cambio los números cuánticos, n, l, ml, ms caracterizan a un electrón
en un orbital.
Importante , resolver cuestiones y ejercicios sobre este apartado.
8.- Los orbitales: forma y energía
• La forma de los orbitales: Ver las formas de los orbitales s, p, d en el
libro de texto.
• Energía de los orbitales: muy importante el DIAGRAMA DE MÖLLER
por su aplicación en el cálculo de las distribuciones electrónicas
9.- Configuraciones electrónicas ( muy importante)
Reglas para ocupar los orbitales:
- Principio del Aufbau
- Principio de exclusión de Pauli
- Regla de Hund
Páginas Web que pueden ayudar al estudio del tema 1 :
http://www.educaplus.org/index.php?
option=com_content&task=view&id=77&Itemid=33
Se trata de un constructor de átomos e iones
http://www.educaplus.org/index.php?
option=com_content&task=view&id=157&Itemid=1
Bonita página web, muy didáctica, para trabajar con el nº atómico , nº másico
y con la carga del átomo de un elemento
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/ea/act7constructor
atomos.swf
Página web en la que se construyen de forma sencilla los átomos de
algunos elementos (H, He, Li,...) conociendo su nº atómico así como el nº de
neutrones en su núcleo.
http://www.educaplus.org/index.php?
option=com_content&task=view&id=14&Itemid=33
En esta animación se presenta el modelo de Bohr para el átomo de
hidrógeno. En concreto, se visualizan los saltos de su único electrón a
órbitas permitidas superiores, cuando absorbe un fotón de energía determinada
http://www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP2/2C/2C2/
Página web en la que se describen los orbitales atómicos : denominación,
forma, características, etc...
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/espectroselement
os/espectros.htm#up
Página Web en la que se describen los espectros atómicos de emisión y
de absorción de algunos elementos. Se explica también cómo se producen.
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/animaciones2006/1Electr
onSpin.swf
Animación para “visualizar” el spín del electrón
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/SistemaPeriod/Sis
temaper2/sisperfp.htm
Interesante página web en la que se construyen las distribuciones
electrónicas de los distintos elementos al ir recorriendo la T.P.
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACION
TEMA 1 : ESTRUCTURA DE LA MATERIA
Ejercicio nº 1 :
Un láser emite una radiación cuya longitud de onda vale λ = 7800 Å
a) Calcular la frecuencia de esta radiación
b) Calcular la energía de un fotón de la misma frecuencia anterior
Datos: 1 Å = 10-10 m ; c = 3x108 m/s ; h = 6,63x10-34 J.s
Ejercicio nº 2:
Dado el elemento de nº atómico Z = 19
a) Escribir su configuración electrónica
b) Indicar los posibles valores que pueden tomar los números cuánticos de
su electrón más externo.
Ejercicio nº 3 :
Contestar razonando la respuesta a las siguientes cuestiones :
a) ¿Cuántos orbitales hay en el segundo nivel de energía?
b) La energía de estos subniveles ¿aumenta o disminuye con el nº cuántico
secundario l ?
c) ¿En qué se parecen y en qué se diferencian los orbitales p ?
d) ¿Por qué el subnivel de energía 2p puede alojar más electrones que el
subnivel 2s ?
Ejercicio nº 4 :
Razonar cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos son
posibles?
a) n = 2 ; l = 1 ; ml = 1
b) n = 1 ; l = 0 ; ml = -1
c) n = 4 ; l = 2 ; ml = -2
d) n = 3 ; l = 3 ; ml = 0
Para cada una de las combinaciones posibles, escribir la designación habitual
de los subniveles correspondientes a los números cuánticos dados.
Ejercicio nº 5 :
Un electrón efectúa un salto entre los niveles energéticos que se muestran en
la figura:
Energía
en eV
-0,85
-1,51
-3,40

-13,6
Calcular la frecuencia y la longitud de onda de la radiación electromagnética
desprendida.
Datos : h = 6,63x10-34 J.s ; 1 eV = 1,6x10-19 J ; c = 3x108 m/s
Ejercicio nº 6 :
Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de los elementos:
A : 1s2 2s2 2p2 ; B : 1s2 2s2 2p1 3s1
Razonar si las siguientes afirmaciones son VERDADERAS o FALSAS
a) La configuración dada para B no es posible
b) Las dos configuraciones representan al mismo elemento químico
RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
TEMA 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA
Ejercicio nº 1 :
a) Aplicando la expresión :
ν (frecuencia) =
c
λ
c 3 x 10 8 m/s
3
=
x 10 18 = 3,85 x10 –10 s -1 (Hz)
ν= =
- 10
λ 7800 x 10
7800
b) Aplicando la ecuación :
E = h. ν
E = 6,67x10-34 x 3,85x 1014 = 2,55x10-19 J
Ejercicio nº 2:
a) El nº atómico es Z = 19 , la distribución electrónica será :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
b) n = 4 ; l = 0 (tipo s) ; ml = 0 ; ms = + ½ ( o – ½)
Eligiendo : ms = + ½ :
Los cuatro números cuánticos serán: ( 4, 0 ,0, +1/2)
Ejercicio nº 3 :
a) El nivel energético n = 2 posee 4 ORBITALES: 2s (1 orbital) y 2p (3
orbitales)
b) Aumenta. La energía de los subniveles 2p ( l =1) es mayor que la
energía de los subniveles 2s (l = 0)
c) Se parecen en que tienen la misma forma geométrica y la misma
energía y se diferencian en su orientación en el espacio. (ver figuras en
el libro)
d) Es debido a que el subnivel 2p tiene 3 orbitales (3 x 2 = 6 electrones), en
cambio el subnivel 2s tiene únicamente 1 orbital (1 x 2 = 2 electrones)
Ejercicio nº 4 :
a)
POSIBLE
b)
NO ES POSIBLE
c)
POSIBLE
e)
NO ES POSIBLE
(2, 1, 1)
(4, 2, -2)
Ejercicio nº 5 :
Aplicando la expresión : ∆E = h. ν
Para calcular ∆E debemos convertir la energía en eV a Julios (J)
1 eV = 1,6x10-19 J
∆E = (13,6 – 1,51) eV x 1,6x10-19 (J/eV) = 1.934x10-18 J
Por consiguiente :
1.934x10-18 = h.ν = 6,63x10-34 . ν
1.934 x 10 -18
= 2,917x1015 s-1
6,63 x 10 - 34
La longitud de onda λ se calcula a partir de :
ν=
λ=
3 x 10 8
c
-7
=
15 = 1,028 x10 m
ν
2,917 x 10
Ejercicio nº 6 :
a) FALSA : Sí es posible, porque ha habido un “salto de un electrón desde
el subnivel 2p al 3s y esto es posible si al átomo se le comunica energía.
Se dice que el átomo se encuentra “excitado”.
b) VERDADERA : pues el nº de electrones es el mismo en ambas (Z = 6)
QUIMICA 2º BACHILLERATO
TEMA 2
ORDENACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
1.- La Tabla Periódica
La T.P. se construye en orden creciente al número atómico Z.
• Grupos y Períodos ( definirlos en la T.P., indicando sus nombres)
• Iones positivos y negativos
• Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares
2.- Configuración electrónica y Periodicidad
El hecho de que todos los elementos de mismo grupo de la T.P. posean
propiedades químicas similares, así como el número de electrones de la última
capa sugiere que :
LAS PROPIEDADES QUÍMICAS DE UN ELEMENTO ESTÁN RELACIO NADAS CON LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE SU ÚLTIMA CAPA
(capa de valencia)
Por ejemplo , la configuración electrónica de los elementos del grupo de los
halógenos (grupo 17) (no se incluye el At)
Se aprecia que todos ellos tienen la misma configuración electrónica en su
último nivel ( ns2 np5). Por esta razón estos elementos tienen propiedades
químicas muy parecidas.
3.- Bloques del Sistema Periódico.
a) Gases Nobles (grupo cero)
b) Elementos Representativos (grupos s y grupos p )
c) Metales de Transición (grupos d)
d) Metales de Transición Interna (grupos f)
Ver en libro de texto las configuraciones electrónicas de los elementos de cada
bloque
3.- El tamaño atómico y el sistema periódico (importante)
• En general el tamaño (radio atómico) aumenta al DESCENDER en un
GRUPO
• En general el tamaño atómico disminuye al AVANZAR (hacia la derecha) en
un PERÍODO
Los iones positivos (cationes) son siempre más pequeños que los átomos
neutros de los que proceden. Lo contrario ocurre con los iones negativos
(aniones); son siempre más grandes que los átomos neutros
4.- Variación periódica de la energía de ionización (E.I.)
• En general la E.I. disminuye al DESCENDER en un GRUPO
• En general la E.I. aumenta al AVANZAR en un PERÍODO
5.- Variación periódica de la afinidad electrónica (A.E.)
La A. E. ( o electroafinidad) es la energía que se desprende (o bien se gana)
cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón y se
convierte en ión negativo.
• En general la A.E. disminuye al DESCENDER en un GRUPO.
• En general la A.E. aumenta al AVANZAR en un PERÍODO
Se aprecia que la Afinidad electrónica varía en la T.P. de la misma forma
que la Energía de Ionización (E.I.)
6.- Electronegatividad carácter metálico y reactividad
La Electronegatividad de un elemento es la tendencia que tienen sus átomos a
atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro
elemento.
• En general la E.N. disminuye al DESCENDER en un GRUPO
• En general la E.N. aumenta al AVANZAR en un PERÍODO
Nota : el Flúor (F) es por consiguiente el elemento más electronegativo
Se aprecia que la Electronegatividad varía en la T.P. de la misma forma
que la Energía de Ionización (E.I.) y que la Afinidad Electrónica (A.E.)
Metales y no metales :Los elementos metálicos son los que poseen valores
pequeños de la energía de ionización y electronegatividades muy bajas. Por
consiguiente tienen tendencia a perder fácilmente electrones y tienen muy poca
tendencia a ganarlos.
El carácter metálico : aumenta al DESCENDER en un GRUPO y Disminuye al
AVANZAR en un PERIODO ( aumenta hacia la izquierda)
Los elementos con más carácter metálico se encontrarán en la parte inferior
izquierda de la T.P:
Todo lo contrario se puede decir para el carácter no metálico :
Los elementos más no metálicos ( metaloides) se encontrarán en la parte
superior derecha de la T:P.( sin tener en cuenta a los gases nobles)
IMPORTANTE : En el libro de texto ver una tabla resumen con las variaciones
en la T.P. de todas las propiedades atómicas vistas anteriormente, es la
siguiente :
Páginas Web interesantes como ayuda para el estudio del tema 2:
http://www.educaplus.org/sp2002/index1.html
Excelente página Web que describe con mucho detalle la Tabla Periódica de
los elementos químicos (Muy buena página Web )
http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap10/energia_de_ioniza
cion.htm
Animación en la que se aprecia el concepto de energía de ionización de un
átomo así como los diferentes valores que pueden tomar la 1ª, 2ª , 3ª,...
energías de ionización.
http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap10/variaciones_periodi
cas_energiadeionizacion.htm
Variación en la T.P. de la energía de ionización al descender en un grupo o
bien desplazarse en un período
http://www.educaplus.org/properiodicas/index.html
Otra excelente y muy completa página Web que desarrolla todos los apartados
que se estudian en este tema: Tabla periódica, propiedades de los elementos
de la T.P., propiedades periódicas de los elementos al desplazarse en la T.P,
etc....
http://www.webelements.com/ (en inglés)
Página Web que describe la tabla periódica de los elementos así como la
propiedades de cada uno de ellos. Se pueden ver fotografías de los elementos.
http://www.chemicalelements.com/
Excelente página Web en la que se muestra la Tabla Periódica de los
elementos. Posee la particularidad que podemos elegir la forma de su
presentación: puede mostrar las configuraciones electrónicas, puede mostrar el
número atómico, etc...
http://www.lenntech.com/periodic-chart.htm?
gclid=CJ3u5qD185ECFQ8ZQgod1GrBxg
Página web en la que se describen las propiedades de los elementos de la
T.P.
(con fotografías de ellos) junto con sus aplicaciones y su influencia en el
medio ambiente
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACION
TEMA 2 : ORDENACION PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Ejercicio nº 1 :
Dadas las configuraciones electrónicas siguientes:
A : 1s2 2s2 2p5
B : 1s2 2s1
C : 1s2 2s2
D : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2
a) Señalar el bloque del Sistema Periódico al que pertenecen A, B, C y D
b) Indicar el grupo y período a los que pertenecen cada uno de los
elementos anteriores.
c) Si el grupo posee un nombre específico, indicarlo
Ejercicio nº 2 :
Un ión negativo X -, posee la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6
a) Indicar el nº atómico de X así como su símbolo químico
b) Indicar el grupo y período a los que pertenece en la T.P.
c) ¿Cómo es la electronegatividad de X ? ¿Por qué ?
Ejercicio nº 3 :
a) Escribir la configuración electrónica de los átomos de F (Z = 9) ;
Cl (Z = 17) y Br (Z = 35) y ordenarlos de menor a mayor radio atómico,
justificando la respuesta.
b) Escribir la configuración electrónica de los átomos Na(Z = 11) ;
Mg (Z = 12) y Al( Z = 13) y ordenarlos de mayor a menor energía de
ionización
Ejercicio nº 4 :
Dado el elemento A (Z = 17) ,justificar cuál o cuales de los siguientes elementos B (Z = 19), C (Z=35), D ( Z = 11)
a) Se encuentran en su mismo período
b) Se encuentran en su mismo grupo
c) Son más electronegativos
d) Tienen menor energía de ionización
e) Tienen mayo radio atómico
Ejercicio nº 5 :
La E.I. (energía de ionización) del Cu es 744 kJ/mol
a) Calcular la E.I. por cada átomo de Cu medida en eV (electrón- voltios)
b) ¿Cuánto vale la frecuencia mínima de una radiación electromagnética
capaz de ionizar un átomo de cobre ?
Datos : 1 eV = 1,6 x 10-19 J ; h = 6,62 x 10-34 J.s
Ejercicio nº 6 :
Un elemento cuya configuración electrónica es : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10
4s24p5
a) ¿Es representativo, de transición, de transición interna o gas noble?
b) ¿Cómo se llama el grupo al que pertenece?
c) ¿Cómo será el radio atómico del Cl (Z=17), mayor, igual o menor?
d) ¿Cómo será la E.I. (energía de ionización) del Cl mayor, igual o menor?
e) ¿Cómo será la electronegatividad del I (Z= 53), mayor, igual o menor?
f) ¿Cómo será la afinidad electrónica del I ,mayor, igual o menor ?
Ejercicio nº 7 :
Rellenar los huecos en la tabla siguiente :
SIMBOLOS
PROTONES
NEUTRONES
ELECTRONES
CARGA NETA
23
Na +
31
P 39
10
28
31
26
118
79
0
-1
Ejercicio nº 8 :
Los elementos que se designan por las letras A, B, C, D y E (no se trata de
símbolos químicos)
ocupan las siguientes posiciones en la T.P.
A
E
B
C
D
Considerando estos cinco elementos, responder VERDADERO / FALSO
razonando la respuesta:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
El radio atómico de E es mayor que el de A
El elemento C es un gas noble
La energía de ionización de B es menor que la de E
Los elementos A y B son muy diferentes entre sí
El elemento E es un metal alcalino
El elemento E es un halógeno
El elemento más electronegativo es D
La electroafinidad de E es mayor que la de A
El elemento C posee muy poca estabilidad
El elemento tiene D es un metal alcalinotérreo
El elemento con menor radio atómico es E
RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
TEMA 2 : ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Ejercicio nº 1 :
a) El elemento A : REPRESENTATIVO
El elemento B : REPRESENTATIVO
El elemento C : REPRESENTATIVO
El elemento D : METALES DE TRANSICIÓN
b) El elemento A : período 2º ; grupo VII B
El elemento B : período 2º ; grupo I A
El elemento C : período 2º ; grupo II A
El elemento D : período 4º ; grupo VII A
c) El elemento A :grupo de los halógenos
El elemento B : grupo de los metales alcalinos
El elemento C : grupo de los metales alcalino-térreos
Ejercicio nº 2 :
a) El número atómico de X vale Z = 9
b) Se encuentra en el período 2º ;grupo VII B (halógenos)
c) La electronegatividad de X es la más alta, pues se encuentra en la parte
superior derecha de la T.P. (se trata del Flúor)
Ejercicio nº 3 :
F : 1s2 2s2 2p5
Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Br : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
Los tres elementos están en el mismo grupo (halógenos VIIB)
Dado que el radio atómico aumenta al descender en un grupo y al avanzar
hacia la izquierda en un período, a ordenación de menor a mayor radio
atómico será :
F < Cl < Br
b) Na : 1s2 2s2 2p6 3s1
Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2
Al : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Los tres elementos están en el mismo período (3º)
Dado que la E.I. aumenta en un período al avanzar hacia la derecha, la
ordenación de mayor a menor E.I. será :
a)
Al > Mg > Na
Ejercicio nº 4 :
a) Se encuentra en el mismo período que A únicamente el elemento D
pues el último nivel energético, en ambos es el mismo (2º)
b) Se encuentra en el mismo grupo que A únicamente el elemento C, pues
posee la misma configuración electrónica en su último nivel.
c) Ningún elemento es más electronegativo que el A, pues es el que se
encuentra más a la derecha y más arriba en la T.P.
d) Los tres elementos B, C, D poseen menor energía de ionización dado
que los tres tienen un tamaño atómico mayor que A.
e) Los tres elementos B, C y D poseen mayor radio atómico que A
Ejercicio nº 5 :
a) Realizando la proporción:
6,022 x 10 23 átomos
1 átomo
=
744 kJ/mol de átomos X kJ/átomo
Se obtiene : X = 1.235 x 10-21 kJ /átomo de Cu
Hay que convertir este valor a eV:
1,6 x 10 -19 J 1,235 x 10 -21 x 10 3 J
=
1 eV
X eV
Se obtiene:
X = 7,721 eV
b) Aplicando: E = h . ν
La frecuencia valdrá :
ν=
E 1,235 x 10 -18
=
= 1,865 x1015 Hz
h
6,62 x 10 -34
Ejercicio nº 6 :
a) Se trata de un elemento REPRESENTATIVO (grupo VII B)
b) El grupo de los HALÓGENOS
c) El radio atómico del Cl será MENOR (pues se encuentra por encima en la
T.P.)
d) La E.I. del Cl será MAYOR
e) La electronegatividad del I será MENOR
f) La afinidad electrónica del I será también MENOR
Ejercicio nº 7:
SIMBOLOS
23
31
11
12
10
+1
15
16
18
3-
Na
P 3-
F-
Ni 2+
Au
9
10
10
-1
28
31
26
2+
79
118
79
0
+
PROTONES
NEUTRONES
ELECTRONES
CARGA NETA
Ejercicio nº 8 :
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
FALSO, pues se encuentra a la derecha de A
VERDADERO
VERDADERO, pues se encuentra debajo de E
FALSO, pues se encuentran en el mismo grupo
FALSO, pues se trata de un no metal halógeno
VERDADERO
FALSO, dado que el elemento más electronegativo es el E
VERDADERO, dado que E está más a la derecha que A
FALSO, dado que es un gas noble y posee máxima estabilidad
VERDADERO
VERDADERO, pues E es el que s encuentra más arriba y más a la
derecha-
QUIMICA 2º BACHILLERATO
TEMA 3
UNIONES ENTRE ATOMOS
1.- ¿ Por qué se unen los átomos ?
Los gases nobles poseen una configuración electrónica en su último nivel:
s2 p 6
• Esta configuración concede al átomo gran estabilidad : (estado de mínima
energía)
• Los elementos se unen entre sí para adquirir esta máxima estabilidad
• Cuando reaccionan entre sí los átomos de los elementos pierden o ganan
los electrones necesarios para adquirir la estructura de gas noble con 8
electrones en la última capa ( regla del octeto). El número de electrones
intercambiados se denomina electrovalencia
2.- El enlace iónico
El Cl ( Z= 17) y el Na ( Z = 11) ¿ Cómo forman enlace ?
Distribución electrónica del Cl : 1s2 2s22p6 3s23p5
Distribución electrónica del Na : 1s2 2s22p6 3s1
El Cloro es muy electronegativo ( tendrá mucha tendencia a aceptar un
electrón en su último nivel; en cambio el Na es muy electropositivo con
mucha tendencia a ceder el electrón 3s1 de su último nivel.
El Na cederá entonces el electrón 3s1 al Cl que pasará a tener 3p6.
Se forman dos iones cargados con carga contraria ( Cl-) y (Na+)
El enlace iónico es la unión que se produce entre iones positivos y negativos,
debida a las fuerzas de Coulomb ente los iones. Este enlace tiene lugar entre
elementos de muy distinta electronegatividad
3.- La energía reticular
En el enlace iónico los iones forman una red cristalina tridimensional.
Por ejemplo en el CsCl (cloruro de cesio), la red sería :
Esta ordenación de los iones para formar el cristal supone una liberación de
energía llamada energía reticular representada por la letra U.
4.- Las redes iónicas
Ver en el libro de texto los distintos tipos de redes iónicas :
red cúbica centrada en cuerpo; cúbica centrada en las caras;
red tetraédrica, ....
5.- Ciclo de Born-Haber (importante)
Q
Na (s)
S
+ ½ Cl2
½D
NaCl (cristal)
U
E.A
Na (g)
Cl- + Na+
Cl (g)
E.I.
Dado que la energía se tiene que conservar vayamos por el camino que
vayamos, se cumplirá que :
Q = + S + ½ D + E.I . + E.A . +
Es importante estudiar los ejercicios resueltos en el libro de texto que se
refieren a este apartado
6.- Propiedades de los compuestos iónicos
(Muy Importante para las cuestiones)
Los compuestos iónicos tienen temperaturas altas de fusión y de ebullición
• Son sólidos a temperatura ambiente
• En general son compuestos duros
• En estado sólido no conducen la electricidad, pero sí lo hacen en estado
fundido o en disolución.
7.- Enlace metálico
• Descripción : Circulación por la red metálica de un “gas electrónico”. Los
iones positivos estarían colocados en los vértices de la red. Aparece una
atracción entre el
“gas electrónico” y los iones positivos da coherencia al cristal.
• Propiedades de los metales :
- Brillo intenso
- Gran conductividad eléctrica y térmica
- Maleabilidad, ductilidad y resistencia a la tracción
La grandes conductividades eléctrica y térmica se explican
por la facilidad que tienen algunos electrones de valencia presentes en la
“nube electrónica” para moverse a través del sólido.
Paginas web interesantes que pueden ayudar al estudio del tema 3 :
http://www.visionlearning.com/library/flash_viewer.php?oid=1349&mid=55
Muy buena animación que muestra la formación de NaCl mediante enlace
iónico
http://www.hschickor.de/nacl.swf
Simulación para comprender la formación del enlace iónico entre el Cloro y el
Sodio y la formación de la red iónica correspondiente.
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/ModelocineticoSL
G/ModeloSolido/modsolido2fp.htm
Modelo cinético de red de un sólido cristalino (Ejemplo : NaCl)
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/ModelocineticoSL
G/ModeloSolido/modsolido2fp.htm
Modelo cinético molecular en un líquido
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/ModelocineticoSL
G/ModeloGas/ModGas2fp.htm
Modelo cinético molecular en un gas
http://www.chemedia.com/cgi/smartframe/v2/smartframe.cgi?
http://es.geocities.com/josemanuelpuertas/ENLACE_QUIMICO/enlace.htm
Página web muy completa en la que se desarrollan los conceptos necesarios
para comprender los enlaces :iónico, covalente y metálico.
Al final de la página hay una tabla resumen muy didáctica
http://programs.northlandcollege.edu/biology/Biology1111/animations/hydrogen
bonds.html
Simulación para entender el enlace por “puente de hidrógeno” en el agua
http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/waalsanim.htm
Simulación en la que se estudian las fuerzas intermoleculares o fuerzas de
Van der Waals entre dipolos (permanentes). También se aprecian las fuerzas
entre moléculas apolares o fuerzas de dispersión de London
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
TEMA 3 : UNIONES ENTRE ÁTOMOS
Ejercicio nº 1 :
Los elementos S, Cl, Ar y Ca tienen números atómicos 16,17,18 y 20
respectivamente :
a) A partir de sus configuraciones electrónicas indicar qué compuestos con
enlace iónico podemos formar con ellos.
b) Indicar las fórmulas químicas que tendrían dichos compuestos
Ejercicio nº 2 :
Escribir la fórmula química (empírica) del compuesto que forma cada uno de
los pares de iones siguientes y nombrando dichos iones así como los
compuestos resultantes:
a) K + y Cr2O7 2b) Cu 2+ y O 2c) Al3+ y Cl d) Na + y SO32e) Fe 3+ y CO3 2Ejercicio nº 3 :
Completar la tabla siguiente escribiendo las fórmulas de los compuestos
formados por combinación de los elementos que en ella aparecen :
Cl ( Z = 17)
S ( Z = 16)
O ( Z = 8)
I ( Z = 53)
K (Z = 19)
Mg (Z = 12)
Al (Z = 13)
Ejercicio nº 4 :
Dados los elementos A, B y C cuyos números atómicos son respectivamente
12, 16 y 17
a) A partir de sus configuraciones electrónicas indicar la naturaleza del
enlace de los compuestos obtenidos al unir A con B y A con C
b) Indicar la fórmula de los compuestos formados y describir algunas de
sus propiedades.
Ejercicio nº 5 :
Escribir la configuración electrónica del ca ( Z = 20) y del Br ( Z = 35)
a) Razonar qué tipo de enlace formarán entre ellos
b) Escribir la fórmula de dicho compuesto
c) Describir las propiedades que deben esperarse en el compuesto
formado
Ejercicio nº 6 :
Responder VERDADERO / FALSO a las afirmaciones siguientes, razonando la
respuesta:
a) En un enlace iónico las E.I. (energías de ionización) de los elementos
que forman el enlace son elevadas.
b) A mayor energía reticular, más estable resulta el compuesto iónico.
c) Las electronegatividades de los átomos en un enlace iónico son
pequeñas.
d) En un enlace iónico los cationes tienen menor volumen que los átomos
neutros de los que provienen.
e) En el enlace iónico todos los iones tienen igual carga.
Ejercicio nº 7 :
Construir un diagrama de Born – Haber con los datos que se dan a
continuación y utilizar dicho diagrama para calcular la energía de formación del
bromuro de potasio (KBr).
Datos :
Energía de sublimación del K : S = 81,26 kJ/mol
Energía de vaporización del Br2 : Ev = 30,7 kJ/mol
Energía de disociación del bromo gaseoso : D = 193,5 kJ/mol
Energía de ionización del K : EI = 418,4 kJ/mol
Afinidad electrónica del bromo : AE = - 321,86 kJ/mol
Energía reticular del bromuro de potasio : U = - 697,05 kJ/mol
Nota : El bromo se encuentra en la naturaleza en forma molecular en estado
líquido. El potasio en cambio es un metal sólido.
Ejercicio nº 8 :
Atendiendo al tamaño de los iones que los forman y considerando su energía
reticular, ordenar en orden creciente (de menor a mayor) de solubilidad los
siguientes compuestos:
CaF2 ; CaCl2 ; CaBr2 ; CaI2
RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
TEMA 3 : UNIONES ENTRE ÁTOMOS
Ejercicio nº 1 :
a) Las configuraciones electrónicas son las siguientes :
S (Z = 16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Cl (Z = 17) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Ar (Z = 18) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Ca (Z = 20) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Según estas configuraciones, podrán unirse mediante enlace iónico :
S y Ca
Cl y Ca
b) Las fórmulas de los compuestos que formarán serán :
CaS : Sulfuro de calcio ( o cálcico)
CaCl2 : Dicloruro de calcio
Ejercicio nº 2 :
a)
b)
c)
d)
e)
K+ + Cr2O72- : K2Cr2O7 (Dicromato potásico)
Cu2+ + O2: CuO
(Oxido de cobre (II))
Al3+ + Cl:
AlCl3
(Tricloruro de aluminio)
+
2Na + SO3 :
Na2SO3 (Sulfito sódico)
Fe3+ + CO32- :
Fe2(CO3)2 (Carbonato de hierro(III) ,
(o bien, carbonato férrico)
Ejercicio nº 3 :
K (Z = 19)
Mg (Z = 12)
Al (Z = 13)
Cl ( Z = 17)
KCl
MgCl2
AlCl3
S ( Z = 16)
K2S
MgS
Al2S3
O ( Z = 8)
K 2O
MgO
Al2O3
I ( Z = 53)
KI
MgI2
AlI3
Ejercicio nº 4 :
a) Las configuraciones electrónicas serán :
A (Z = 12) :
1s2 2s2 2p6 3s2
B (Z = 16) :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
C (Z = 17) :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Al unirse A con B : Enlace iónico (pues A es electropositivo y B
electronegativo)
Al unirse A con C : Enlace iónico (pues A es electropositivo y C
electronegativo)
b) Las fórmulas de los compuestos formados serán:
A con B : AB
A con C : AC 2
Ambos compuestos poseerán las propiedades de los compuestos
iónicos :
• Son sólidos a temperatura ambiente
• Altas temperaturas de fusión
• Buenos conductores de la electricidad en estado fundido o en
disolución.
• Forman redes cristalinas
Ejercicio nº 5 :
La configuración electrónica del Ca (Z = 20 ) es : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
La configuración electrónica del Br (Z = 35) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
a) El enlace entre el Ca (metal : electropositivo) y el Br (no metal :
electronegativo) será un ENLACE IÓNICO
b) La fórmula del compuesto formado será : CaBr2
c) Las propiedades del compuesto formado serán las indicadas en el
ejercicio nº 4 :
•
•
•
•
Son sólidos a temperatura ambiente
Altas temperaturas de fusión
Buenos conductores de la electricidad en estado fundido o en
disolución.
Forman redes cristalinas
Ejercicio nº 6 :
a) FALSA : En el enlace iónico, uno de los elementos es un metal y éstos
no suelen tener
energía de ionización elevadas (parte izquierda de la T.P.)
b) VERDADERA
c) FALSA: En el enlace iónico, uno de los elementos es un no metal y
éstos suelen tener altas electronegatividades (parte derecha de la T.P.)
d) VERDADERA : Los cationes son los iones cargados positivamente, y
éstos tienen menor tamaño que los átomos neutros de los que proceden
e) FALSA : En el enlace iónico los iones no tienen por que tener la misma
carga
Ejercicio nº 7 :
El diagrama de Born – Haber será :
K (s)
+
½ Br2 (l)
+Ev
KBr (cristal)
Q
(energía de formación)
+S
½ Br2 (g)
+U
+½ D
K (g)
K+ Br -
Br (g)
+ EA
+ EI
Se tiene que cumplir que :
Q = S + Ev + ½ D + EA + EI + U
La energía de formación Q, a partir de K(s) y de Br2 (l) se calcula sustituyendo
en la fórmula anterior los datos que se dan en el enunciado del ejercicio :
Q = 81,26 + 30,7 + ½ x193,5 - 321,86 + 418,4 – 697,05 = - 391,8 kJ/mol
Ejercicio nº 8 :
La energía reticular de un compuesto iónico viene dada por la expresión :
q1.q 2
U=k
d0
Siendo q1 y q2 las cargas de los iones, k una constante y d0 la distancia entre
los iones.
Cuanto mayor sea U más estable será el compuesto iónico y por consiguiente
menor será su solubilidad.
La distancia interiónica se puede considerar que es la suma de los radios de
los iones :
d 0 = ra + r c
En este caso al ser el catión (rc) el mismo en todos los compuestos (Ca2+), la
distancia entre los iones dependerá únicamente del radio del anión (ra)
Se cumplirá, teniendo en cuenta las posiciones en la T.P. de los iones aniones :
U (CaF2) > U (CaCl2) > U (CaBr2) > U (CaI2)
Entonces la solubilidad en orden creciente será a la inversa , o sea :
solubilidad del CaF2 < solubilidad del CaCl2 < solubilidad del CaBr2 < solubilidad
del CaI2
QUIMICA 2º BACHILLERATO
TEMA 4
ENLACE COVALENTE
1.- El enlace covalente : Representación de Lewis
La formación de muchos compuestos químicos no puede explicarse acudiendo
al enlace iónico. En general son los que resultan de las uniones entre no
metales.
Así por ejemplo la formación de las moléculas de H2O , NH3 , CH4 , PCl3 , O2 ,
Cl2 , ...y otros muchos más no puede explicarse mediante enlace iónico, sino
que se explica mediante el llamado enlace covalente.
En 1916 Lewis propuso que este enlace se formaba mediante la compartición
de pares de electrones. Esta compartición tendría como finalidad conseguir que
los átomos que se unen lleguen a adquirir la estructura de gas noble ( regla del
octeto) para así conseguir un sistema más estable (de menor energía) que el
formado por los átomos separados.
Las moléculas formadas se representan mediante el diagrama de Lewis
Cl ( Z = 17)
1s2 2s22p6 3s23p5
Cl ( Z = 17)
1s2 2s22p6 3s23p5
Molécula de gas cloro ( Cl2) según Lewis :
Ver en el libro de texto la formación de la molécula de oxígeno gaseoso
(O = O) con un enlace doble entre los dos átomos de oxígeno
La molécula de agua se formará a partir de dos enlaces covalentes entre un
átomo de oxígeno con 2 átomos de hidrógeno :
H (Z= 1)
1s1
O (Z= 8)
1s2 2s2 2p4
O
H
H
De esta forma los tres átomos adquieren la configuración estable de gas noble
Puede existir también enlace covalente triple :
N ( Z = 7)
1s2 2s22p3
La molécula de nitrógeno : N2 se formará mediante un enlace triple : N ≡ N
2.- El enlace covalente : Ideas mecanocuánticas.
Teoría del enlace de valencia ( EV )(Importante)
Se basa en los siguientes puntos :
a) Dos átomos forman un enlace cuando se solapan orbitales de ambos
átomos.
b) Se origina así una zona de común de alta densidad electrónica
c) Los orbitales que se solapan deben tener estar semillenos ( con un
electrón) y sus electrones deben tener”spin” antiparalelos.
d) Los orbitales solapados forman uno solo y sus electrones se dice que
están apareados.
El solapamiento frontal s-s ; p-p, s-p origina los enlaces tipo σ
El solapamiento lateral origina los enlaces tipo π
La molécula de gas cloro se formará al “solaparse” dos orbitales atómicos (OA)
en solapamiento tipo σ
Cl ( Z = 17)
1s2 2s22p6 3s23p5
Cl ( Z = 17)
1s2 2s22p6 3s23p5
Los dos orbitales tipo p que poseen 1 electrón cada uno se solapan
frontalmente y forman una zona común de gran probabilidad de encontrar allí
los dos electrones del enlace covalente.
Ver figuras casos de las moléculas de O2, y de N2
3.- Parámetros moleculares
Los parámetros moleculares que más interesan para determinar la estructura
de las moléculas son :
• Angulo de enlace
• Longitud de enlace
• Energía de enlace
Los valores de las longitudes de enlace , junto con los ángulos de enlace,
determinan la geometría de la molécula.
4.- Moléculas polares (Importante )
En un enlace covalente entre átomos diferentes, el más electronegativo atrae
con más intensidad (fuerza) a los electrones comunes del enlace (par
electrónico) . El desplazamiento de esta carga eléctrica hacia un lado de la
molécula forma lo que se denomina un dipolo eléctrico y al fenómeno se le
llama POLARIDAD.
Ver en libro de texto cómo se forma un dipolo eléctrico , su momento dipolar µ
y el fenómeno de la polaridad en las moléculas.
+q
Dipolo eléctrico : •
d
-q
•
momento dipolar: µ = q.d
La molécula del agua (H2O) posee dos dipolos cuyo momento dipolar total se
muestra en la figura en color verde. Por consiguiente la molécula de agua es
POLAR.
Lo mismo se puede decir de la molécula del amoníaco (NH3) forma tres dipolos
con tres momentos dipolares. El momento dipolar total se muestra también en
color verde.
La molécula Cl2 es molécula apolar ( 0 % ) de polaridad pues no posee
momento dipolar
La molécula de HCl es molécula polar( posee polaridad pues el Cl posee
mayor EN : electronegatividad)
El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos
dipolares de todos sus enlaces. Ver figuras momentos dipolares en las
moléculas de H2 , H2O , NH3 ...
5.- Geometría molecular
Existían discrepancias experimentales para la geometría de las moléculas
utilizando la teoría de E.V. Por ejemplo en la molécula del BeCl2
experimentalmente se demuestra que la molécula es lineal con momento
dipolar nulo , en desacuerdo con la teoría E.V.
Para conciliar este y otros casos parecidos con la teoría E.V. se introdujo el
concepto de hibridación de orbitales
(Ver figuras y tipos de hibridaciones .
La combinación de los orbitales atómicos da lugar a otros orbitales
denominados orbitales híbridos de igual energía y donde se sitúan los
electrones del enlace.
Existen varios tipos de orbitales híbridos :
• Orbitales híbridos "sp" . Es lineal : Ver ejemplo del BeCl2
En ésta 1 orbital "s" se "une" a un orbital "p" para dar dos orbitales híbridos
"sp"
• Orbitales híbridos "sp 2 " . Es plana : Ver ejemplo del BCl3
En ésta ,1 orbital "s"se "une" a dos orbitales "p" para dar tres orbitales
híbridos"sp2
• Orbitales híbridos "sp3 ". Es tetraédrica. Ver ejemplo del CH4
En ésta 1 orbital "s" se "une" a tres orbitales "p" para dar 4 orbitales híbridos
"sp3 "
6.- Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas que unen a las moléculas ( no a los átomos) entre sí se
denominan fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals. Pueden ser
de tres tipos :
• Fuerzas de atracción dipolo-dipolo:Se originan entre moléculas polares
permanentes
Ejemplos : H2O, SO2 , HF, CH3 - CH2OH
• Fuerzas de atracción dipolo - dipolo inducido.: Se producen cuando una
molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima que
•
•
en principio es apolar, pero por efecto de la distorsión aparece un dipolo en
la molécula apolar y por consiguiente fuerzas atractivas.
Fuerzas de atracción London : Son debidas a dipolos instantáneos que se
originan en las moléculas de forma aleatoria debidas a vibraciones...Son
fuerzas más débiles que las anteriores debido a su brevedad.
Enlace por puente de hidrógeno
Es un tipo de unión entre moléculas en las que un átomo de hidrógeno
actúa de "puente" entre dos átomos muy electronegativos, generalmente, F,
O, N... que se encuentran unidos al hidrógeno mediante enlace covalente
muy polarizado debido a la alta EN del otro átomo.
Ver ejemplo en la molécula de HF , H2O, ....
Este enlace permite explicar algunas propiedades anómalas del agua ,
p.ej. punto de fusión y de ebullición , actuación como disolvente...
7.- Sustancias moleculares
Las sustancia moleculares forman moléculas por agrupación de átomos que
se encuentran unidos por enlaces covalentes.
La característica fundamental de las sustancias formadas por agrupación
de moléculas es la gran intensidad de las fuerzas de enlace entre los
átomos que componen la molécula ( fuerza interatómica debida al enlace
covalente)
Por otro lado hay que destacar también la debilidad de las fuerzas de unión
entre las propias moléculas (fuerzas intermoleculares)
Por ejemplo : entre las moléculas del gas hidrógeno:
H2
H2
fuerzas intermoleculares muy débiles
En cambio entre los átomo de hidrógeno que forman la molécula H2
H
H
Por esta razón, las sustancias moleculares rara vez se encuentran en estado
sólido o líquido a temperatura ambiente ( son gases), a menos que las
moléculas tengan gran masa molecular sean dipolos permanentes, o existan
enlaces por “puente de hidrógeno” en ellas (caso del agua)
Fuerzas interatómicas muy fuertes (enlace covalente)
Debido a la debilidad de las fuerzas intermoleculares, la mayoría de las
sustancias moleculares tendrán temperaturas de fusión y ebullición bajas
lo que explica también que en condiciones ordinarias de presión y de
temperatura sea gases
8.- Sólidos covalentes
Los sólidos covalentes, también llamados sólidos atómicos o reticulares, son
sustancias cuyos átomos están unidos entre sí mediante un número muy
elevado de enlaces covalentes formando redes tridimensionales.
Normalmente forman estructuras cristalinas y todo el cristal puede
considerarse como una sola molécula.
Las uniones entre los átomos son muy fuertes (enlaces covalentes) y por
consiguiente se necesita mucha energía para separarlos. Ç
Esto origina que los sólidos covalentes tendrán temperaturas de fusión y
ebullición muy altas y que en general será muy duros.
Ejemplos de sólidos covalentes, se pueden citar al diamante y al cuarzo
(SiO2) cuyas estructuras se representan en la figura siguiente :
En la tabla siguiente se resumen las propiedades generales de las sustancias
moleculares y de los sólidos covalentes (importante para resolver cuestiones)
Paginas web interesantes que pueden ayudar al estudio del tema 4:
http://www.chemedia.com/cgi/smartframe/v2/smartframe.cgi?
http://es.geocities.com/josemanuelpuertas/ENLACE_QUIMICO/enlace.htm
Página web muy completa en la que se desarrollan los conceptos necesarios
para comprender los enlaces: iónico, covalente y metálico.
Al final de la página hay una tabla resumen muy didáctica
http://www.chemedia.com/cgi/smartframe/v2/smartframe.cgi?
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_covalente
Descripción del enlace covalente según la enciclopedia “wikipedia”
http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap13/hydrogen_bonding
_activity.htm
Animación que presenta en las moléculas del agua las fuerzas
intramoleculares (enlaces covalentes) y las intermoleculares por medio del
enlace por puente de hidrógeno
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/Intermoleculares2/
intermolec2.htm
Página web en la que se describen mediante animaciones las distintas fuerzas
intermoleculares : Ión – Ión ; Ión – dipolo ; Ión – dipolo inducido ; Puentes de
hidrógeno
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/polaridadmolecula
r/MolecularPolarity.dir
Página web que ayuda a comprender el concepto de momento dipolar en las
moléculas polares. Se presentan dos ejemplos de moléculas con momentos
dipolares individuales pero que pueden dar un momento dipolar resultante nulo.
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
TEMA 4 : ENLACE COVALENTE
Ejercicio nº 1 :
a) ¿Qué se entiende por covalencia de un elemento?
b) ¿Cómo se explica que el carbono (C) pueda tener 2 covalencias
distintas de valores 2 y 4?
Ejercicio nº 2 :
Representar las estructuras de Lewis de las moléculas siguientes :
Cl2 ; NH3; O2; HCl ; H2O ; HOCl
Datos : Números atómicos (Z) : H = 1 ; O = 8 ; N = 7 ; Cl = 17
Ejercicio nº 3 :
Los números atómicos de los elementos A y B ( no son sus símbolos
químicos) son 35 y 20 respectivamente.
a) Razonar el tipo de enlace que se dará en las combinaciones A – A
yA–B
b) Indicar las fórmulas químicas de los compuestos formados en ambos
casos
c) Explicar las diferencias entre las propiedades de dichas sustancias
según el tipo de enlace.
Ejercicio nº 4 :
Dadas las siguientes sustancias: Flúor, fluoruro sódico y fluoruro de hidrógeno
a) Explicar el tipo de enlace que se puede encontrar en cada una de ellas
b) Ordenarlas razonadamente de mayor a menor punto de fusión
Datos : Números atómicos (Z) : H = 1 ; F = 9 ; Na = 11
Ejercicio nº 5 :
Responder VERDADERO / FALSO razonando la respuesta:
a) En la molécula de N2 hay un enlace covalente triple
b) En la molécula de CO2 hay un enlace covalente dativo
c) La molécula HCl así como la molécula H2 son polares
d) Entre las moléculas de HF se dan enlaces por “puente de hidrógeno”
e) Todos los compuestos covalentes tienen bajas temperaturas de fusión
f) Todas las moléculas que contienen H pueden unirse a través de enlaces
por “puente de hidrógeno”
Datos : Z ( C) = 6 ; Z (O ) = 8; Z(N) = 7; Z (Cl) = 17; Z(F) = 9 ; Z(H) = 1
Ejercicio nº 6 :
Teniendo en cuenta los valores de la siguiente tabla :
Masa molecular
N2
CCl4
28
154
Punto de
ebullición
-196 ºC
77 ºC
Energía de enlace
N – N : 225 kcal/mol
C – Cl : 80 kcal/mol
¿Cuáles de las siguiente afirmaciones son ciertas?
a) La temperatura de ebullición del CCl4 es más baja porque la energía de
enlace C – Cl es menor que la del N - N
b) Las fuerzas de Van der Waals entre las moléculas de N2 son muy
débiles
c) Las fuerzas de van der Waals en el CCl4 son del tipo dipolo– dipolo y por
tanto más fuertes que las que actúan en el N2
d) Las fuerzas de van der Waals crecen con la masa molecular
e) Las fuerzas intermoleculares no están relacionadas con las energías de
enlace
Razonar las respuestas
Ejercicio nº 7 :
Indicar dos compuestos de cada clase:
a) Compuestos covalentes apolares
b) Compuestos covalentes polares
c) Compuestos con enlaces por “puente de hidrógeno”
d) Compuestos con resonancia
e) Cristales covalentes
Ejercicio nº 8 :
Entre las siguientes sustancias : Cuarzo (SiO2), Potasio, Cloruro de sodio,
Metano y Agua,
elegir :
a) Una sustancia covalente de punto de punto de fusión muy alto
b) Una sustancia líquida cuyas moléculas están ligadas por fuerzas de Van
der Waals y enlaces por “puentes de hidrógeno” y que funde por debajo
de la temperatura ambiente.
c) Un gas covalente formado por moléculas tetraédricas.
RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
TEMA 4: ENLACE COVALENTE
Ejercicio nº 1 :
a) La covalencia es el número de enlaces covalentes que puede formar y
coincide con el número de electrones desapareados que posea en su
configuración electrónica.
Este número se puede conocer aplicando la regla de Hund (de máxima
multiplicidad)
b) El carbono posee Z = 6 , por consiguiente su configuración electrónica
será :
1s2 2s2 2p2
Aplicando la regla de Hund se deduce que tiene COVALENCIA 2 (2
electrones
desapareados) :
1s
2s
2px 2py 2pz
↑↓
↑↓
↑
↑
La covalencia 4 se explica considerando que un electrón en el subnivel
2s puede promocionar hasta el subnivel 2pz, pasando de una situación
con 2 electrones desapareados a otra con 4 electrones desapareados :
1s
↑↓
2s
↑
2px
↑
2py
↑
2pz
↑
Ejercicio nº 2:
A partir de las configuraciones electrónicas de los elementos que intervienen en
las moléculas indicadas se obtienen las estructuras de Lewis de dichas
moléculas.
Cada uno de los guiones (−) representa un PAR DE ELECTRONES
COMPARTIDO
Se consigue así la estructura de ”octeto” en el último nivel de todos los átomos
presentes en las moléculas a partir de pares de electrones compartidos
(comprobar) :
a) Cl – Cl
b) H − N − H

H
c) O = O
d) H − Cl
e) H − O − H
f) H − O − Cl
Ejercicio nº 3 :
A : nº atómico Z = 35
configuración electrónica :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
B : nº atómico Z = 20
configuración electrónica :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
a) El enlace en la combinación A y A será COVALENTE SIMPLE, pues
al compartir un par de electrones ambos adquieren la estructura de gas
noble con 8 electrones en su último nivel:
A − A (covalente: compartiendo 1 par electrónico)
La combinación A – B en cambio se origina mediante ENLACE IÓNICO,
dado que A es un elemento muy electronegativo (tendrá mucha
tendencia a captar un electrón) y B es electropositivo (tendrá tendencia a
desprenderse de 2 electrones 4s).
b) Las fórmulas serán:
Combinación de A y A
Combinación de A y B
A2
BA2
c) Las propiedades de A2 (enlace covalente): Bajos puntos de fusión y de
ebullición, mal conductor de la electricidad, y se encontrará en estado
gaseoso a temperatura ambiente. Además las fuerzas de Van der Waals
entre sus moléculas serán débiles.
Las propiedades de BA2 (enlace iónico) : Altos puntos de fusión y de
ebullición. Buen conductor de la corriente eléctrica en estado fundido o
en disolución. Se encontrará en estado sólido a temperatura ambiente y
formará redes cristalinas.
Ejercicio nº 4 :
A partir de las configuraciones electrónicas:
H (Z = 1) : 1s1
F (Z = 9 ) : 1s2 2s2 2p5
Na (Z = 11) : 1s2 2s2 2p6 3s1
a) Se deduce que :
Molécula de Flúor: F2 : ENLACE COVALENTE SIMPLE
Fluoruro sódico: NaF : ENLACE IÓNICO
Fluoruro de hidrógeno : HF : ENLACE COVALENTE SIMPLE
b) La ordenación de mayor a menor punto de fusión será la siguiente:
NaF > HF > F2
El compuesto de mayor punto de fusión es el que tiene enlace iónico
(NaF), a continuación aquel que posea enlaces por “puente de
hidrógeno” (HF) y por último las sustancias con enlaces covalentes (F2).
Ejercicio nº 5 :
a) VERDADERO. A partir de la configuración electrónica del N : 1s2 2s2 2p3
, se deduce que la molécula de N2 es : N ≡ N , donde el símbolo (≡)
indica un enlace triple
b) VERDADERO : A partir de las configuraciones electrónicas se obtiene :
CO2 :
O
C
O
c) FALSA : La molécula HCl ES POLAR debido a las diferentes
electronegatividades del H y del Cl, pero la molécula de H2 NO ES
POLAR
d) VERDADERA : Debido a que el H está unido a un elemento muy
electronegativo (F)
e) FALSA : No todos los compuestos covalentes tienen bajas temperaturas
de fusión; por ejemplo los sólidos covalentes como el diamante tienen
altos puntos de fusión
f) FALSA : Solamente habrá unión mediante enlace por “puente de
hidrógeno” en aquellas moléculas en las que el H esté unido a un
elemento muy electronegativo
Ejercicio nº 6 :
a) FALSO : Las temperaturas de ebullición no tienen que ver con las
energías de enlace
b) VERDADERO : En las moléculas de N2, existen enlaces covalentes
(triples) entre los átomos de nitrógeno y debido a ello las fuerzas de Van
der Waals entre las moléculas de N2 son débiles.
c) FALSO : La molécula de tetracloruro de carbono (CCl4) NO ES POLAR ,
pues tiene momento dipolar nulo.
d) VERDADERO : Es una de sus características (ver teoría en el libro de
texto)
e) VERDADERO : No están relacionadas con las energías de enlace sino
que con los momentos dipolares y con la masa molecular.
Ejercicio nº 7 :
a)
b)
c)
d)
e)
H2 y CH4 (metano)
HCl y H2O
HF y NH3 (amoníaco)
O3 (ozono) y C6H6 (benceno)
SiO2 (cuarzo) y diamante
Ejercicio nº 8 :
a) Una sustancia covalente de punto de fusión muy alto : CUARZO (SiO2)
b) Una sustancia líquida cuyas moléculas están ligadas por fuerzas de Van
der Waals y enlaces por “puentes de hidrógeno” y que funde por debajo
de la temperatura
ambiente : EL AGUA (H2O)
c) Un gas covalente formado por moléculas tetraédricas : EL METANO
(CH4)
QUÍMICA 2º BACHILLERATO
TEMA 5
LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA
1.- Reacciones y ecuaciones químicas
- Una reacción química es un proceso durante el cual unas sustancias se
transforman en otras. Se produce un reagrupamiento de átomos, mediante
ruptura de enlaces y formación de otros nuevos.
-
Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas.
Ejemplo : N2 + 3 H2
2NH3
-
En toda reacción química ajustada deben cumplirse el principio de
conservación de la masa y el principio de conservación de la carga
eléctrica.
2.- Interpretación de una reacción química (Muy Importante)
Los coeficientes estequiométricos de una reacción química ajustada indican
la proporción entre moléculas moles ( y consiguientemente gramos) de los
reactivos y productos que intervienen en una reacción química
a) Interpretación microscópica ( a nivel molecular)
Por ejemplo, en el caso de la reacción:
H2 + ½ O2
H2O
Dado que no existe ½ molécula de oxígeno, la reacción se puede poner así :
2 H2
+
O2
2 H2O
b) Interpretación macroscópica
2 H2
+
O2
2 H2O
2 moles de hidrógeno + 1 mol de oxígeno
2 x 2 g/mol
+
2 moles de agua
1x 32 g/mol
4 g de hidrógeno + 32 g de oxígeno
2 x18 g/mol
=
36 g de agua
c) Relación entre volúmenes de reactivos y productos:
Volumen Molar Normal : 1 mol de cualquier gas en condiciones normales
de presión y temperatura ( P = 1 atm; t = 0 ºC) ocupa un volumen de 22,4
litros
3.- Cálculos estequiométricos (muy Importante )
a) Conocida la masa de una sustancia reaccionante puede calcularse la de
otra sustancia que intervenga en la reacción ( reactivo o producto)
b) Cálculos con Equivalentes gramo ( Ver someramente)
c) Si existe una sustancia reaccionante que contiene impurezas, sólo la parte
pura correspondiente a la sustancia interviene en la reacción. (importante)
d) Pueden darse varias reaccionas sucesivas, en que el producto de la primera
reacción sea el reactivo de la segunda.
4.- Estequiometría Volumétrica
Ver en el libro de texto ejercicios de aplicación de la ecuación general de los
gases perfectos:
P.V = n .R.T
5.- Reactivo limitante
Ver someramente, intentando entender el ejercicio resuelto a modo de ejemplo
6.- Concentración de una disolución (Muy Importante)
En una disolución podemos distinguir el soluto y el disolvente. La
concentración de una disolución es la cantidad de soluto que contiene una
determinada cantidad de disolución. Hay varias formas de expresarla :
1.- Porcentaje en masa ( % en peso )
2.- Molaridad y Normalidad (muy importantes)
3.- Molalidad
4.- Fracción molar
7.- Cálculos con reactivos en disolución
Son muy importantes los ejercicios que se encuentran resueltos a modo de
ejemplo
8.- Rendimiento en las reacciones químicas
En los procesos químicos el rendimiento η de la reacción no suele ser del 100
% debido a impurezas, escapes.... etc.
Páginas Web que pueden ayudar al estudio del tema 5:
http://www.explorescience.com/index.cfm?
method=cResource.dspResourcesForCourse&CourseID=336
Página Web para ejercitarse en el ajuste de reacciones químicas
Hay que elegir la animación: Balancing Chemical equations
http://www.educaplus.org/gases/con_cantgas.html
Bonita animación para comprender el concepto de mol en química (utiliza
una balanza para obtener el valor de 1 mol de distintas sustancias). Se
necesita tener instalado Java
http://www.visionlearning.com/library/modulo_espanol.php?
c3=&mid=53&ut=&l=s
Otra página web en la que se explica el concepto de mol
http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=56&l=&c3=
Simulación en la que se representa la reacción de formación de agua a partir
de gas hidrógeno y gas oxígeno (se requiere FLASH)
http://es.wikipedia.org/wiki/Reactivo_limitante
Página web de wikipedia para comprender el concepto de reactivo limitante
http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/limitr15.swf
Animación en FLASH muy didáctica que ayuda a comprender el concepto de
reactivo limitante
http://www.ibercajalav.net/
Para ver las simulaciones hay que entrar donde indica: ”acceso libre”
De todas las simulaciones que aparecen en pantalla, hay que elegir:
Moles y disoluciones – Concentración - Ejercicio 3
En esta simulación se calcula la concentración de una disolución en g/L
http://www.ibercajalav.net/
Para ver las simulaciones hay que entrar donde indica: ”acceso libre”
De todas las simulaciones que aparecen en pantalla, hay que elegir:
Moles y disoluciones – Molaridad - Ejercicios 1, 2, 3
Excelentes simulaciones para comprender el concepto de molaridad
http://web.educastur.princast.es/proyectos/biogeo_ov/Animaciones/Indice_anim
.htm
Página Web en la que se presentan ejemplos de reacciones de combustión
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACION
TEMA 5: LOS CALCULOS EN QUIMICA
Ejercicio nº 1 :
Ajustar e interpretar a nivel microscópico y macroscópico la ecuación química
siguiente :
Na (s)
+ H2O (l)
NaOH (aq)
+ H2 (g)
Ejercicio nº 2 :
Calcular el volumen de oxígeno (O2) medido a 25 ºC y 700 mm de Hg de
presión que se necesita en la combustión de 10 litros de butano (C4H10) que se
encuentran a 25 ºC y 1 atm. De presión.
Dato : La reacción de combustión del butano es :
C4H10 (g) + O2 (g)
CO2 (g) + H2O (g) (sin ajustar)
Ejercicio nº 3 :
La glucosa de la uva (C6H12O6) produce, por fermentación, alcohol etílico según
la reacción :
C6H12O6
2 C2H5OH
+
2 CO2
El alcohol mezclado con el resto del mosto constituye el vino.
a) ¿Cuánto alcohol se obtendrá a partir de 5 kg de glucosa?
b) ¿Cuántos litros de CO2 se desprenderán a 25 ºC y 1 atm de presión?
R = 0,082 atm.l.mol-1.ºK-1
Masas atómicas : C = 12 u ; O = 16 u ; H = 1 u
Ejercicio nº 4 :
Una disolución HNO3 15 M tiene una densidad de 1,40 g/mL. Calcular :
a) La concentración de dicha disolución en % en masa de HNO3
b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 litros de
disolución de HNO3 0,05 M
Masas atómicas : N = 14 u ; O = 16 u ; H = 1 u
Ejercicio nº 5 :
Calcular :
a) La masa en gramos de una molécula de agua
b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 g de agua
c) El número de moléculas que hay en 11,2 L de H2 que están en c.n.
(condiciones normales de presión y de temperatura)
Masas atómicas : H = 1 u ; O = 16 u
Nº de Avogadro : NA = 6,022x1023
Ejercicio nº 6 :
En una botella de ácido clorhídrico concentrado(HCl), figuran las siguientes
indicaciones : 36,23 % en masa de HCl; densidad 1,180 g/cm3. Calcular :
a) La molaridad de la disolución
b) El volumen de este ácido concentrado que se necesita para preparar 1
litro de disolución 2 M.
Masas atómicas : H = 1 u ; Cl = 35,5 u
Ejercicio nº 7 :
Una fábrica produce cal ( óxido de calcio) a partir de calcita (carbonato cálcico)
mediante la reacción :
CaCO3
CaO + CO2
Calcular la producción diaria de óxido de calcio si la fábrica consume 50 Tm
(toneladas métricas) de calcita del 85 % de pureza en carbonato de calcio y el
rendimiento de la reacción es del 95 %.
Masas atómicas : Ca = 40 u; O = 16 u; C = 12 u
Ejercicio nº 8 :
¿Dónde habrá mayor número de átomos de oxígeno : en 20 g de hidróxido de
sodio (NaOH) o en 5,6 litros de gas oxígeno medidos a 0 ºC y 2 atm de presión ?
R = 0,082 atm. L.mol-1 ºK-1
Masas atómicas : O = 16 u; H = 1 u
Ejercicio nº 9 :
Calcular la cantidad de hidróxido potásico (KOH) que debe disolverse en agua
para obtener 3 litros de disolución 0,2 M
Masas atómicas :K = 39 u; O = 16 u; H = 1 u
Ejercicio nº 10 :
Un trozo de 100 g de una muestra que contiene cinc (Zn), reacciona
exactamente con 150 cm3 de un ácido clorhídrico de densidad 1,19 g/cm3 y que
contiene 37,23 % en peso de HCl.
Calcular el porcentaje de cinc en la muestra
Masas atómicas : Zn = 63,5 u ; Cl = 35,5 u; H = 1 u
RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
TEMA 5 LOS CALCULOS EN QUÍMICA
Ejercicio nº 1 :
La reacción ajustada será :
2 Na(s) + 2 H2O (l)
A nivel microscópico :
2 átomos + 2 moléculas
A nivel macroscópico :
2 moles +
2x23 g +
2 moles
36 g
2 NaOH (aq)
+ H2 (g)
2 moléculas + 1 molécula
2 moles
2x40 g
+ 1 mol
+
2g
Ejercicio nº 2 :
La reacción ajustada será :
2 C4H10
+ 13 O2
8 CO2
+
10 H2O
Calculemos los moles de butano C4H10 :
Aplicando P.V = n.R.T se obtiene : n = 0,4 moles de butano
Según la reacción anterior :
2 molesde C 4 H10 0,4 moles de C 4 H10
=
13 moles de O 2
x moles de O 2
Se obtiene X = 2,6 moles de O2
Aplicando nuevamente : P.V = n.R.T
n.R.T 2,6 x 0,082 x 298
=
=
700
V= P
68,98 L de O2
760
Ejercicio nº 3:
a) La reacción ajustada será:
C6H12O6
1 mol
180 g
2 C2H5OH +
2 moles
2 x 46 g
2 CO2
+ 2 moles
+ 2 x 44 g
Realizando la proporción adecuada se obtiene :
Con 5 kg (5000 g) de C6H12O6 se obtienen 2560 g de C2H5OH (comprobar)
b) A partir de la reacción anterior se puede hacer la siguiente “regla de tres”
180 g de C6H12O6
2 x 44 g de CO2
5000 g de C6H12O6
X g de CO2
Se obtiene :
X = 55,56 moles de CO2
Aplicando P.V = n.R.T y sustituyendo valores , se obtiene :
V = 1357,56 L de CO2
Ejercicio nº 4 :
a) Disolución 15 M indica que : tenemos 15 moles de HNO3 / litro de
disolución
15 moles x 63 g/mol de HNO3 = 945 g de HNO3 puro / litro de disolución
Acudiendo al dato de la densidad :
1 L de disolución tiene una masa de : m = V x d = 1000 cm3 x 1,40 g/cm3 =
1400 g
1 litro de la disolución tiene una masa de 1400 g
Por consiguiente :
Si en 1400 g de disolución
En 100 g de disolución
945 g son de soluto (HNO3)
X g serán de soluto
Se obtiene X = 67,5 g de HNO3 / 100 g de disolución
masa de HNO3
67,5 % en
b) En 10 litros de disolución 0,05 M hay :
10 litros x 0,05 moles / litro = 0,5 moles de HNO3 puro
Si en 1000 mL de disolución
hay 15 moles de HNO3
Serán necesarios X mL de disolución
para contener 0,5 moles
de HNO3
Se obtiene: X = 33,33 mL (cm3) de la disolución 15 M
Ejercicio nº 5 :
a) 1 mol de agua = 18 g
1 mol de agua tiene 6,022x1023 moléculas de agua
6,022x1023 moléculas de agua
1 molécula
Se obtiene :
18 g de agua
Xg
X = 2,99x10-23 g cada molécula de agua
b) 2 g de agua equivalen a
2
= 0,111 moles de H2O
18
Por consiguiente:
6,022 x 10 23 moléculas 2 átomos de H
0,111 molesx
x
= 1,32x1023 átomos
1 mol
molécula
de Hidrógeno
c) Aplicando : P.V = n.R.T
n=
P.V
1 x 11,2
=
= 0,5 moles de gas hidrógeno
RT 0,082 x 273
0,5 moles x
6,022 x 10 23 moléculas
=
1mol
= 3,01x1023 moléculas de Hidrógeno (H2)
Ejercicio nº 6 :
a) La masa de 1 litro de la disolución es: m = Vxd = 1000 cm3x1,180 g/cm3
= 1180 g
Sólo el 36,25% de esta cantidad es HCl, por consiguiente :
36,23 g de HCl
1 mol de HCl
x
= 11,7 moles de HCl
100 g de disolución 36,5 g de HCl
dado que estos moles de HCl se encuentran en 1 litro de la disolución, ésta
tendrá una concentración de 11,7 mol/litro, o sea 11,7 M
1180 g x
b) Una molaridad 2 M significa: que hay 2 moles de HCl por litro de
disolución
11,7 moles de HCl
2
=
1000 cm 3 de disolución V
Se obtiene V = 171 cm3 de disolución
Ejercicio nº 7
La reacción de disociación del carbonato cálcico es :
CaCO3
CaO + CO2
1 mol
1 mol
Si el rendimiento es del 95 %, por cada mol de CaCO3 se producen :
1 x 95
= 0,95 moles de CaO por cada mol de CaCO3
100
Masa de CaCO3 que se consume diariamente : 50 (Tm) x 106 (g/Tm) x
= 42,5 x 106 g
42,5 x 106 g x
1 mol
= 4,25 x105 moles de CaCO3
100 g de CaCO 3
Por consiguiente, la masa de CaO que se produce diariamente será :
4,25 x 105 moles de CaCO3 x
0,95 moles de CaO 56 g de CaO
x
=
1 mol de CaO
1 mol de CaCO 3
2,27 x 107 g de CaO
La misma cantidad en Kg sería : 2,27 x103 kg = 2270 kg de CaO
85
100
Ejercicio nº 8 :
a) 1 mol de hidróxido sódico NaOH : 23 + 16 + 1 = 40 g
Cálculo del nº de átomos de Oxígeno en los 20 g de NaOH:
20 g de NaOH x x
1 mol
x
40 g
6,022 x 10 23 moléculas de NaOH
1 átomo de O
x
1 mol
1 molécula de NaOH
=
= 3,01x1023 átomos de Oxígeno
b) Aplicando : P.V = n.R.T
2 x 5,6 = n x 0,082 x 273
n = 0,5 moles de O2
6,022 x10 23 moléculas
2 átomos
x
0,5 moles x
=
1 mol
1 molécula de O 2
= 6,022x1023 átomos de oxígeno
Por consiguiente hay más átomos de oxígeno en los 5,6 litros de oxígeno
gas (O2) que en los 20 g de NaOH
Ejercicio nº 9 :
1 mol de KOH = 39 + 16 + 1 = 56 g/mol
0,2 M = 0,2 moles de KOH /litro de disolución
0,2 moles/L x 3 litros = 0,6 moles
0,6 moles x 56 g /mol = 33,6 g de KOH
Ejercicio nº 10 :
La reacción ajustada es la siguiente :
Zn +
2 HCl
ZnCl2 +
H2
Primeramente se calcula la cantidad HCl puro que reacciona :
150 cm3 x 1,19 g /cm3 x
37,23 g de HCl puro
= 66,455 g de HCl puro han
100 g de muestra
reaccionado
A continuación, podemos calcular la cantidad de Zn que ha reaccionado :
63,5 g de Zn
X g de Zn
=
2 x 36,5 g de HCl puro 66,455 g de HCl puro
Se obtienen X = 57,80 g de Zn
Por consiguiente, en 100 g de muestra 57,80 g son Zn
El porcentaje de Zn en la muestra será entonces: 57,80 %
QUÍMICA 2º BACHILLERATO
TEMA 6
TERMODINÁMICA
1.- La primera Ley de la Termodinámica
La termodinámica es la parte de la Química que estudia la transferencia de
energía entre un sistema ( una mezcla de sustancias en un recipiente que
reaccionan entre sí) y su entorno. La primera ley de la Termodinámica dice :
En un proceso químico, el cambio (o variación de energía interna del sistema
es igual a la suma del calor y del trabajo intercambiados con el entorno
∆U = Q + W
Ver criterio de signos
para el calor Q y el trabajo W
2.- Concepto de Entalpía (muy importante)
Cuando los procesos se verifican a presión constante ( p = cte. ) es decir sin
variación de la presión, se utiliza una magnitud denominada Entalpía :H
H = U + P.V
La variación de entalpía de un proceso (reacción) vale
∆H = ∆U + P. ∆V = Qp
3.- Entalpía de reacción
En una reacción química (con reactivos y productos) ∆H se puede calcular así :
∆H = Σ H productos - Σ H reactivos
Cumpliéndose que
dicha
variación de entalpía
∆H , es
igual a la energía en forma de calor: Q intercambiada con el entorno cuando el
proceso se realiza a presión constante (por eso se especifica así :QP = ∆H )
Muchas reacciones tienen lugar en recipientes abiertos; y en ellas la presión
externa permanece constante dado que se trata de la Patmosférica.. En estas
condiciones el calor intercambiado con el entorno es igual a la variación de
entalpía de la reacción
Si se absorbe calor
QP > 0
∆H > 0
Reacción ENDOTÉRMICA
QP < 0
∆H < 0
Reacción EXOTERMICA
Los diagramas entálpicos en ambos casos serían los siguientes:
Si se desprende calor
4.- Entalpías de formación
Condiciones estándar: Presión = 1atmósfera; Temperatura = 25 ºC
Definimos la variación de entalpía estándar ∆H 0 de una reacción como la
suma de las entalpías de formación estándar de los productos menos la suma
de las entalpías de formación estándar de los reactivos.
∆H 0 = Σ H f0 (productos) - Σ Hf0 (reactivos)
Nota : Las entalpías de formación estándar suelen ser dato en los ejercicios.
5.- Energía de Enlace (Leer en el libro de texto)
Se define la energía de un enlace químico como la entalpía ∆H de la reacción
en la que se rompe un mol de dichos enlaces en estado gaseoso. Por ejemplo:
H2 (g)
2 H(g)
; ∆H = + 436 kJ
Significa que para romper 1 mol (6,022x1023) enlaces moleculares de H2 se
necesita comunicar una energía de 436 kJ (endotérmica)
Cuando en una reacción intervengan únicamente sustancias en estado
gaseoso, se puede calcular su entalpía ∆H, a partir de los valores de las
energías de enlace según la expresión :
∆H = Σ Eenlaces rotos - Σ Eenlaces formados
Por consiguiente en una reacción endotérmica : ∆H > 0
Se cumplirá : Σ Eenlaces rotos > Σ Eenlaces formados
Por el contrario si la reacción es exotérmica :
Se cumplirá : Σ Eenlaces rotos < Σ Eenlaces formados
∆H < 0
6.- Reglas de la termoquímica. Ley de Hess ( Muy importante)
Se deben tener en cuenta las siguientes reglas:
• La variación de entalpía ∆H para una reacción es directamente
proporcional a la cantidad de reactivo o de producto.
• La variación de entalpía ∆H para dos reacciones inversas son iguales
en magnitud, pero de signo contrario
• El valor de ∆H para una reacción es el mismo, independientemente de
que ocurra en un paso o en varios. Esta ley se conoce como LEY DE
HESS
Ver ejercicios resueltos de aplicación de la ley de Hess (importante)
7.- Entropía y segunda ley de la Termodinámica
•
Desorden y Entropía
La expansión de un gas contenido en un recipiente que está contenido a
otro recipiente es un proceso ESPONTÁNEO; algunas moléculas
contenidas en el primer recipiente pasan al segundo hasta alcanzar un
estado de equilibrio en el que la presión se iguala en ambos recipientes.
En los dos ejemplos anteriores se observa una tendencia ESPONTÁNEA de
las moléculas gaseosas a mezclarse entre sí , ocupando el máximo de
espacio posible; es decir alcanzando el MÁXIMO DESORDEN.
En Termodinámica se define una magnitud llamada Entropía que se
representa por la letra S y que describe el grado de desorden de un
sistema.
Cuanto mayor es el grado de desorden de un sistema mayor es su entropía
La entropía al igual que U y que H, es una función de estado. Esto significa
que la variación de entropía ∆S entre dos estados inicial y final de un
sistema sólo depende de ellos y no del camino o proceso seguido para ir
desde el estado inicial al final.
Para una reacción química se cumple que:
∆S = Σ Sproductos - Σ Sreactivos
Las partículas que forman la materia se organizan de diferente manera
según el estado de agregación que consideremos ( sólido, líquido o
gaseoso)
En los sólidos las moléculas están en estados altamente ordenados
(generalmente forman redes cristalinas). Por consiguiente en ellos le
entropía tendrá un valor muy bajo.
Los líquidos tienen mayor entropía ya que en ellos las moléculas están
menos ordenadas que en los sólidos.
Por último los gases tienen valores de entropía muy altos pues las
moléculas en ellos están distribuidas totalmente al azar por todo el
recipiente que los contiene. Por consiguiente el desorden en máximo y la
entropía será por lo tanto muy alta
Por consiguiente : Ssólido < Slíquido < Sgas
•
Se puede definir la segunda ley de la Termodinámica:
“En un proceso espontáneo hay un incremento neto de entropía total,
teniendo en cuenta tanto al sistema como al entorno” :
∆STotal = ( ∆S sistema + ∆Sreactivos) > 0 en los procesos espontáneos
Ampliar en el libro de texto
8.- Energía Libre de Gibbs
Cuando un sistema experimenta un cambio a temperatura y presión
constantes(T = cte. ; p = cte. ) se puede determinar de manera sencilla la
espontaneidad o no del sistema acudiendo a una magnitud llamada Energía
libre de Gibbs, representada por G y vale :
G = H – T.S
Dónde T es la temperatura absoluta (ºK) ; H la entalpía y S la entropía del
sistema.
Para un proceso a T y p constantes la variación de energía libre de Gibbs
vale :
∆G = ∆H – T.∆S
El signo de la variación de G , o sea el signo de ∆G determina la
espontaneidad de una reacción o de cualquier proceso que transcurra a T y
P constantes, así:
•
•
•
Si ∆G es negativo, la reacción es espontánea
Si ∆G es positivo, la reacción no es espontánea. Pero la reacción
inversa sí será espontánea.
Si ∆G = 0 , el sistema se dice que está en equilibrio. No hay
tendencia a que se produzca la reacción en ningún sentido
dominante.
Paginas web interesantes que pueden ayudar al estudio del tema 6 :
http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap7/sign_conventions_fo
r_heat_and_workchanges.htm
Animación para entender el convenio de signos de Calor que entra / sale de
un sistema y del Trabajo que se ejerce por / sobre el sistema
http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap7/types_of_energy.ht
m
Bonita animación en la que se muestra la variación de la energía cinética y
potencial en el movimiento de caída de una bola desde una cierta altura.
También se muestra la energía térmica de la bola como energía de
movimiento vibratorio de sus átomos.
http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0276-02/energia4.htm
Esta página web se refiere a la ley de Hess para las entalpías en las
reacciones químicas
http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap7/hess_law.htm
Otra animación para entender la ley de Hess en Termoquímica. Se necesita
Flash
http://www.kalipedia.com/fisica-quimica/tema/energia-reaccionesquimicas.html?
x1=20070924klpcnafyq_120.Kes&x=20070924klpcnafyq_111.Kes
En esta página Web se describen detalladamente las reacciones exotérmicas
y endotérmicas
http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap7/formaci
%F3n_del_bromuro_de_alumini.htm
Animación en la que se aprecia la reacción de formación del Bromuro de
Aluminio como ejemplo de reacción exotérmica (está en inglés)
http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/energrea.htm
Se describen ejemplos de reacciones exotérmicas y endotérmicas
http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0276-02/ed99-0276-02.html
Página Web sobre la energía, energía en los seres vivos y energía en el
universo en general
http://physics.ius.edu/EnEspanol/II3Termodinamica/II17TeoriaCinetica/il17_3.ht
ml
Animación que muestra la diferencia entre proceso reversible e irreversible así
como el concepto de entropía
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
TEMA 6 : TERMODINÁMICA
Ejercicio nº 1 :
Responder VERDADERO / FALSO a las siguientes proposiciones, razonando
la respuesta :
a) Toda reacción exotérmica es espontánea
b) Cuando un sistema en estado gaseoso se expande, disminuye su
energía interna
c) En la reacción : 2 KClO4 (s)
2 KClO3 (s) + O2(g) la entropía
disminuye
Ejercicio nº 2 :
Utilizando el diagrama de entalpía que aparece en la figura siguiente :
H2(g) + O2(g)
-188 kJ
Entalpía (H)
H2O2(l)
-286 kJ
H2O (l) + ½ O2
a) Escribir tres procesos químicos (reacciones) que se deducen de dicho
diagrama
b) Calcular ∆H en el proceso: H2O2 (l)
H2O (l) + ½ O2 (g)
¿La reacción anterior, es exotérmica o endotérmica?
¿Se absorbe, o bien se desprende energía?
c) Calcular la energía absorbida o desprendida al descomponerse 4 moles
de H2O2 (l)
Ejercicio nº 3 :
Sabemos que la reacción: C(s) + 2 Cl2 (g)
CCl4 (l) es exotérmica.
Razonar los signos que tienen: ∆H, ∆S y ∆G de dicha reacción e indicar si es
espontánea o no lo es.
Ejercicio nº 4 :
El proceso de fotosíntesis se puede representar por la ecuación:
6 CO2 (g) + 6 H2O (l)
C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ;
∆H = 3402,8 kJ
a) Calcular la entalpía de formación estándar de la glucosa C6H12O6
b) Calcular la energía necesaria para la formación de 500 g de glucosa
mediante fotosíntesis.
Datos : ∆ Hf0 [ CO2 (g) ] = -393,5 kJ/mol ; :
∆ Hf0 [ H2O (l)] = -285,5 kJ /mol
Masas atómicas : C = 12 , H = 1 , O = 16
Ejercicio nº 5 :
En la combustión de 0,1 g de metanol (CH3OH) a 298 ºK, a presión constante,
se liberan 2,26 kJ de energía mediante calor. Calcular las entalpías estándar de
combustión y de formación del metanol.
La reacción de combustión (sin ajustar) del metanol es la siguiente :
CH3OH + O2 (g)
CO2 (g) + H2O (l)
Datos :
∆ Hf0 [ CO2 (g) ] = -393,5 kJ/mol
∆ Hf0 [ H2O (l)] = -285,5 kJ /mol
Ejercicio nº 6 :
En algunos países se utiliza el etanol (CH3OH : alcohol etílico) como alternativa
a la gasolina en los motores de automóviles. Suponiendo que la gasolina es
octano puro (C8H18),
a) Escribir las reacciones de combustión de ambas sustancias.
b) Determinar qué combustible tiene mayor poder calorífico (calor por
kilogramo quemado)
Masas atómicas : C = 12 ; O = 16 ; H = 1
Entalpías de formación :
∆H
( kJ/mol)
0
f
Etanol
Octano
-278
-270
Dióxido de
Agua
carbono
-394
-286
Ejercicio nº 7 :
Dadas las reacciones siguientes junto a sus variaciones de entalpía ∆H :
a)
P4 (s) + 6 Cl2 (g)
4 PCl3 (l)
∆H1 = -304,0 kcal
b)
PCl3 (l) + Cl2 (g)
PCl5 (s)
∆H2 = -32,8 kcal
Calcular a partir de ellas el calor de formación del pentacloruro de fósforo sólido
Ejercicio nº 8 :
Con las entalpías de formación que se indican en la tabla siguiente :
∆Hf0 kJ/mol
NO2 (g)
NO (g)
33,23
80,25
HNO3
(aq)
-207,4
H2O (l)
-241,8
a) Calcular la variación de entalpía estándar de la reacción siguiente:
NO2 (g) + H2O (l)
HNO3 (aq) + NO (g)
(no está ajustada)
b) Calcular la molaridad de la disolución de ácido nítrico que se obtendrá, si
se parte de 10 litros de dióxido de nitrógeno, medidos a 25 ºC y 3 atm.
de presión y se hacen reaccionar con 4 litros de agua. ( Se supone que
el volumen de líquido, 4 litros, no cambia al disolver el gas).
Ejercicio nº 9 :
En la combustión completa de en condiciones estándar de 6 litros de eteno
(C2H4), medidos a 27 ºC y 740 mm de Hg de presión, se desprenden 314,16 kJ,
quedando el agua en estado gaseoso. Calcular :
a) La entalpía de combustión estándar del eteno.
b) La entalpía de formación a 298 ºK del eteno.
c) La variación de entropía a 298 ºK para el proceso de combustión
considerado (para los 6 litros de eteno)
Datos : ∆G para la combustión del eteno : -1314,kJ.mol-1
∆ Hf0 [ CO2 (g) ] = -393,5 kJ/mol
∆ Hf0 [ H2O (g)] = -241,8 kJ /mol
R = 0,082 atm.L.ºK-1.mol-1
Ejercicio nº 10 :
A partir de los datos dados en la tabla, deducir si la formación del dióxido de
nitrógeno a partir de monóxido de nitrógeno y oxígeno, en las condiciones
estándar es o no es :
a) Endotérmica
b) Espontánea
NO (g)
NO2 (g)
∆ Hf0 kJ/mol
90,25
33,18
∆Gf0 kJ/mol
86,57
51,30
RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
TEMA 6 :
TERMODINÁMICA
Ejercicio nº 1 :
a) FALSO : Si es exotérmica
∆H < 0
Pero para que se sea espontánea se debe cumplir que la variación de energía
libre de Gibbs ∆G < 0 (siendo ∆G = ∆H – T.∆S). Por consiguiente, pudiera
ocurrir que no fuera ∆G < 0 , aunque ∆H < 0.
b) VERDADERO : Se cumple que ∆U = Q – P.∆V (siendo P.∆V = ∆W)
Si el gas se expansiona, se cumplirá que ∆V > 0, y por consiguiente si no hay
aporte ni cesión de calor, ∆U < 0 indicando esto que la energía interna
disminuirá.
c) FALSA : La entropía (S) de los productos es mayor que la entropía de los
reactivos, dado que entre los productos aparece un gas (O2) que tiene gran
desorden en sus moléculas y por consiguiente más entropía (medida del grado
de desorden de un sistema) que los líquidos (l) y sólidos (s).
Ejercicio nº 2 :
Los tres procesos que se deducen del diagrama de entalpías son :
1) H2 (g) + O2 (g)
H2O (l) + ½ O2 (g) ; ∆H1 = - 286 kJ
2) H2 (g) + O2 (g)
H2O2 (l) ;
∆H2 = - 188 kJ
3)
H2O2 (l)
H2O (l) + ½ O2 (g) ; ¿ ∆H3 ?
a) Para calcular ∆H3 se debe realizar la siguiente operación:
(ver diagrama) :
reacción (3) = reacción (1) – reacción (2)
por consiguiente : ∆H3 = ∆H1 - ∆H2 = - 286 – ( -188) = - 98 kJ
(exotérmica)
b)
H2O2 (l)
H2O (l) + ½ O2 (g) ; ∆H3 = -98 kJ / mol
Al descomponerse 4 moles de H2O2 (l) , se desprenderá una energía :
4 moles de H2O2 (l) x
98 kJ
= 392 kJ se desprenden
mol
Ejercicio nº 3 :
•
ES EXOTÉRMICA , pues ∆H < 0
•
∆S = Σ S(productos) - Σ S(reactivos)
Dado que entre los reactivos s encuentra un gas y sabiendo que su
entropía es mayor que la de los líquidos y gases, se deduce que ∆S < 0
• Sabiendo que ∆G = ∆H – T.∆S
El proceso será espontáneo siempre que ∆G < 0
Por consiguiente pueden ocurrir los siguientes casos :
Para altas temperaturas:  T.∆S  > ∆H 
∆G> 0 :
NO ESPONTÁNEO
Para bajas temperaturas:  T.∆S < ∆H 
∆G< 0 :
ESPONTÁNEO
Ejercicio nº 4 :
a) La reacción ajustada es:
6CO2 + 6H2O
C6H12O6(glucosa)
+
6O2 ;
∆H0 = 3402,8 kJ
Se cumplirá : ∆H0 = Σ ∆Hf0 (productos) - Σ ∆Hf0 (reactivos)
∆H0 = ∆Hf0(C6H12O6) - [(∆Hf0 (CO2 (g) + ∆Hf0 (H2O (l))]
3402,8 = ∆Hf0(C6H12O6) – ( 6x(-393,5) + (6x(-285,5)))
3402,8 + 6x(-393,5) + 6x(-285,5) = ∆Hf0(C6H12O6)
3402,8 – 2361 – 1713 = ∆Hf0(C6H12O6)
∆Hf0(C6H12O6) = - 671,20 kJ
b) 1 mol de glucosa C6H12O6 = 12x6 + 1x12 + 6x16 = 180 g
3402,8 kJ
3402,8 kJ
=
= 18,904 kJ / g de glucosa
mol de glucosa 180 g de glu cos a
18,904 kJ / g de glucosa x 500g de glucosa = 9452,22 kJ son
necesarios
Ejercicio nº 5 :
La reacción de combustión del metanol ( CH3OH) es la siguiente:
CH3OH +
3
2
O2 (g)
CO2 (g) + 2 H2O (l)
1 mol de CH3OH = 12 + 4 + 16 = 32 g
Si 0,1 g de CH3OH
32 g de CH3OH
2,26 kJ
X
Se obtiene X = 723,20 kJ / mol de metanol
Por consiguiente: ∆H0 de combustión del metanol = - 723,20 kJ ( energía
liberada)
Aplicando ahora :
∆H0 = Σ ∆Hf0 (productos) - Σ ∆Hf0 (reactivos)
∆H0 = ∆Hf0 (CO2) + 2x∆Hf0(H2O) - ∆Hf0 (CH3OH)
- 723,20 = - 393,5 + 2x(- 285,8) - ∆Hf0 (CH3OH)
despejando ∆Hf0 (CH3OH) :
∆Hf0 (CH3OH) = - 241,90 kJ/mol
Ejercicio nº 6 :
a) Etanol (alcohol etílico) : CH3 – CH2OH : C2H6O (masa molecular 46)
La reacción de combustión del etanol es :
C2H6O + 3 O2
2 CO2 + 3 H2O ; ∆H1 = ?
Octano (gasolina) : C8H18 (masa molecular 114)
La reacción de combustión del octano es :
C8H18 +
25
2
O2
8 CO2 +
9 H2O ; ∆H2 = ?
b) ∆H1 = Σ ∆Hf0 (productos) - Σ ∆Hf0 (reactivos)
∆H1 = 2x∆Hf0 (CO2) + 3x∆Hf0(H2O) - ∆Hf0 (C2H6O)
Sustituyendo los datos dados en el enunciado del ejercicio :
∆H1 = 2x(-394) + 3x(-286) –(-278)
∆H1 = - 1368 kJ / mol de C2H6O
Aplicando nuevamente : ∆H2 = Σ ∆Hf0 (productos) - Σ ∆Hf0 (reactivos)
∆H2 = 8x∆Hf0 (CO2) + 9x∆Hf0(H2O) - ∆Hf0 (C8H18)
Sustituyendo valores:
∆H2 = 8x(-394) + 9x(-286) –(- 270)
∆H2 = - 5456 kJ / mol
El poder calorífico por kg de etanol será :
1368 kJ/mol
x1000 g / kg = 29.739 kJ/ kg de etanol
46 g/mol
El poder calorífico por kg de octano será :
5456 kJ/mol
x1000 g/ kg = 47.859,64 kJ /kg de octano
114 g/mol
Por consiguiente el PODER CALORÍFICO DEL OCTANO ES MAYOR
Ejercicio nº 7 :
A partir de las reacciones :
a)
P4 (s) + 6 Cl2 (g)
b)
PCl3 (l) + Cl2 (g)
4 PCl3 (l)
PCl5 (s)
∆H1 = -304 kcal
∆H2 = -32,8 kcal
debemos obtener la reacción de formación del pentacloruro de fósforo :
P
+
5
Cl2
2
PCl5
reacción (*)
Esta reacción se obtiene:
reacción (a)
+ reacción (b) = reacción (*)
4
Por consiguiente:
∆ H1
+ ∆ H2
∆Hf0 (PCl5) =
4
∆Hf0 (PCl5) =
- 304
+ (-32,8) = - 108,8 kJ
4
∆Hf0 (PCl5) = - 108,8 kJ / mol
Ejercicio nº 8 :
a) La reacción ajustada será:
3 NO2 + H2O
0
0
∆H = Σ ∆Hf (productos) - Σ ∆Hf0 (reactivos)
2 HNO3 + NO
∆H0 = 2x∆Hf0 (HNO3) + ∆Hf0 (NO) – 3x∆Hf0 (NO2) - ∆Hf0 (H2O)
Sustituyendo valores :
∆H0 = 2x(-207,4) + 90,25 - 3x(33,2) – ( - 241,8) = -182,35 kJ
b) Aplicando P.V = n.R.T
3x10 = nx0,082x298
n = 1,227 moles de NO2
Según la reacción anterior : Si 3 moles de NO2 producen 2 moles de HNO3
1,227 moles de NO2 producirán X moles de HNO3
Se obtiene X = 0,818 moles de HNO3
nº − de − moles − HNO 3
0,818
La molaridad será : M =
=
= 0,204 M
V(litros)
4
Ejercicio nº 9 :
a) La reacción ajustada será :
C2H4 + 3 O2
2 CO2 + 2 H2O (g)
Aplicando P.V = n.R.T (para calcular los moles de eteno)
740
x 6 = nx0,082 x300
760
n (eteno) = 0,237 moles de C2H4
Si moles 0,237 de C2H4
1 mol de C2H4
314,16 kJ
X kJ
Se obtiene X = 1325,56 kJ
(∆H es negativa por ser exotérmica)
b) C2H4
+
+ 2 H2O (g) ;
∆H0 = - 1325,56 kJ /mol
0
0
0
∆H = Σ ∆Hf (productos) - Σ ∆Hf (reactivos)
∆H0 = 2x∆Hf0 (CO2) + 2x∆Hf0(H2O) - ∆Hf0 (C2H4)
Sustituyendo valores :
-1325,56 = 2x(-393,5) + 2x( -241,8) - ∆Hf0 (C2H4)
Se obtiene : ∆Hf0 (C2H4) = 54,96 kJ/mol
c) Sabiendo que : ∆G = ∆H – T.∆S
∆S =
3 O2
∆H = - 1325,56 kJ /mol
2 CO2
∆ H - ∆ G - 1325,56 - (-1314,15)
=
= - 0,038 J/mol
T
298
Ejercicio nº 10 :
a) La reacción será :
NO + ½ O2
NO2
∆H0 = Σ ∆Hf0 (productos) - Σ ∆Hf0 (reactivos)
∆H0 = ∆Hf0 (NO2) - ∆Hf0 (NO) = 33,18 – 90,25
∆H0 = - 57,07 kJ/mol
∆H0 < 0
Reacción EXOTÉRMICA
b) ∆G = ∆H – T.∆S
∆G0 = Σ ∆G0 (productos) - Σ ∆G0 (reactivos)
∆G0 = ∆G0 (NO2) - ∆G0 (NO)
∆G0 = 51,30 – 86,27 = - 35,27
∆G0 < 0
reacción ESPONTÁNEA