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QUÍMICA IV ÁREA II
CICLO 2014-2015
GUÍA PARA EL EXAMEN FINAL
Guía II° periodo de evaluación
La guía de estudio para el examen final de Química IV área
II, comprende los ejercicios realizados en cada una de las guías
que por periodo de evaluación entregaron para tener derecho al
examen correspondiente.
A continuación se presentan las guías (I al VI periodo) a
desarrollar por si te falta alguna de ellas.
Agua y Disoluciones
Contesta y resuelve lo que se te pide.
I.
Explica cada uno de los siguientes modelos, que representan la
estructura del agua e indica que importancia tiene para la vida las
propiedades físicas y químicas del agua.
1. Completa el siguiente mapa conceptual utilizando las siguientes palabras.
Porcentuales, diluidas, normales, saturadas, molares, sobresaturadas.
Escribe las características de cada una de las soluciones y las fórmulas para
calcular las soluciones verdaderas
Disoluciones
Empíricas
Valoradas
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
______________________________________________________________
2. ¿Qué tipo de material de laboratorio debes usar para preparar disoluciones
valoradas y/o verdaderas? Realiza un esquema de la técnica experimental.
3. Completa las siguientes tablas
Tabla 1: Factores que afectan la solubilidad.
Escribe si estos factores hacen que aumente o disminuya la solubilidad de los
diferentes tipos de solutos.
Factor
Temperatura
Presión
Área Superficial
Soluto Liquido
Soluto sólido
Soluto gas
Tabla 2 Propiedades coligativas:
Escribe el efecto y el resultado de las diferentes propiedades coligativas que
dependen de la cantidad de soluto disuelto.
Propiedad
Efecto
Resultado
Presión de vapor
disminución
Las soluciones se evaporan
mas lentamente que los
solventes puros
Punto de ebullición
Punto de fusión
Presión osmótica
4. Relaciona el tipo de disolución con el modelo que la representa y
el efecto que causa en las células.
5. Ejercicios de concentración de las disoluciones.
Porcentaje referido a la masa
1.- Calcule el porcentaje referido a la masa de sulfato de cobre II si se
disuelven 1.9 g de esta sal en suficiente cantidad de agua para hacer 500 g de
disolución.
2.- Calcula el volumen de alcohol que son necesarios para preparar medio litro
de una disolución acuosa al 3.5% en masa. La densidad de la disolución es de
O.98 g/mL.
3.- Calcule el número de gramos de glucosa que deben disolverse en 467.5 g
de agua para preparar una solución de fructosa al 17.5%.
4.- Calcule la cantidad de gramos de agua que debe añadirse a 0.5 g de
formaldehído para preparar una solución acuosa de formaldehído al 2.5 %
Concentración Molar
1.- Cuál es la concentración molar de una disolución que contiene 35 g de
cloruro de calcio en 1500 mL?
2.-Calcule los gramos de sulfato de potasio que se necesitan para preparar
200mL de una disolución acuosa 2.5 M de dicha sal.
Explique cómo se prepararía esta solución.
3.- Calcule los litros de una solución 3.0 M de hidróxido de litio que se
necesitan para proporcionar 400g de hidróxido de litio.
4.- Calcule la molaridad de una solución concentrada de ácido fosfórico cuyo
porcentaje en peso es de 75% y su densidad de 1.69 g/ml
5.-¿Cuál es la molaridad del ácido acético (CH3COOH) concentrado? , si su
densidad es de 1.0492 y su concentración en peso es del 98%.
Concentración Normal
1.- Calcule la normalidad de una solución acuosa de ácido sulfúrico que
contiene 2.75g de ácido sulfúrico en 1.20 L de solución y que se utiliza en
reacciones en las cuales se remplazan dos iones hidrógeno.
2.- Calcule el número de gramos de ácido sulfúrico que se necesitan para
preparar 520 mL de una solución acuosa de ácido sulfúrico 0.100N que se
utiliza en reacciones en las cuales se remplazan los dos iones hidrógeno.
Diluciones
1.-Elabora un diagrama donde ejemplifiques la técnica para la serie de
diluciones siguiente efectuada a una solución estándar de HCl 12 M.
Calcula la concentración de cada una de las diluciones obtenidas.
a) 1:2, 1:2, 1:3, 1:10
b) 4 diluciones con factor 10
2.- Calcule el volumen en mililitros de ácido yodhídrico concentrado 1.2 M que
se debe añadir al agua para preparar 1.0 L de disolución al 0.5M de dicho
ácido.
ACIDOS Y BASES
I. Seleccione la opción correcta y anótela en los paréntesis en blanco.
1) Sustancia capaz de donar protones
2) Sustancia capaz de recibir un par electrónico
3) Sustancia que en solución acuosa forma iones OH4) Sustancia que en solución acuosa forma iones H3O+
5) Sustancia capaz de recibir protones
6) Sustancia capaz de ceder un par electrónico
( ) Acido de Lewis
( ) Base de Brönsted-Lowry
( ) Base de Arrhenius
( ) Base de Lewis
( ) Acido de Brönsted-Lowry
II. Relacione las siguientes columnas:
( ) OH1. Base de BrönstedLowry
( ) H+
2. Acido de Lewis
( ) NH4+
3. Acido de BrönstedLowry
( ) HNO3
4. Base de Arrhenius
( ) LiOH
5. Base de Lewis
( ) Fe+++
6. Acido de Arrhenius
( ) H2O
( ) AlCl3
( ) HCl
( ) NH3
( ) Cl-
III.
En los espacios correspondientes, escriba la respuesta correcta a las
siguientes cuestiones:
1) Si una solución tiene una concentración de iones
OH-=3.2x10-4
mol/l
su
concentración
de
iones
H3O+
será
igual
a:
____________________
2) Si el pH de una solución es 5, su H3O+ es igual a ___________ y su OH es igual a ____________.
3) La concentración de iones H3O+ de una solución es de 1x10-6 M.
Determine su pH ___________ y su pOH ___________
4) Si una sustancia tiene un pH=3, su pOH será igual a __________
5) Si una solución tiene un pH menor de 7, es ______________
6) Si una solución tiene un pH mayor de 7, es ______________
IV.
Resuelva los siguientes problemas:
1) Calcule el pH de una solución cuya concentración de iones hidronio H3O+
es igual a 0.0000583 mol/l
2) Calcule el pH de una solución cuya concentración de iones hidronio H3O+
es igual a 6.3x10-2 moles/l
3) La concentración de iones oxidrilo en una solución es de 10-2 moles/L.
Calcule la concentración molar de iones H+, el pH y el pOH de la solución.
4) Calcule el pH de una solución que contiene 3.42g de ácido sulfúrico por
litro de solución
V. Indica el par ácido base conjugado en la disociación del ácido fosforoso en
agua así como la sustancia anfótera.
I.
Ejemplos de electrolitos fuertes, débiles y no electrolitos.
II.
Explica brevemente el sistema amortiguador de la sangre
(carbonatos y fosfatos) . Justifica tu respuesta con ecuaciones
químicas:
III.
Cuales sustancias son empleadas para aliviar la acides estomacal.
IV.
Identifica los pares
reacciones químicas:
a) NH4+1 + H2O
ácido-base
en
las
siguientes
NH3 + H+1
b) Na2CO3 + H2O
c) H2SO3 + H2O
V.
conjugados
NaOH + CO2
HSO3-1 + H3O+1
Si una solución de hidróxido de aluminio IM con fenolftaleina, se le
adiciona una solución de un ácido clorhídrico
; ¿Qué le sucede al
valor de pH, pOH, H+ y -OH conforme se le agrega el ácido?; El
indicador cómo se comporta. Con indicador tornasol y el indicador
universal sería los mismos cambios?.
X. Completa el siguiente cuadro colocando el ejemplo de la
sustancia que
concuerde con las teorías ácido- base. Justifica tu respuesta.
H3PO4,
NH4+, BF3, Fe(OH)2, H2O,
NH2- ,SnCl4, HC= CH
TEORÍA
Arrhenius
Brönsted_Lowry
Lewis
ÁCIDO
________________
________________
________________
BASE
_______________ _______
______________________
______________________
Escribe y completa las siguientes reacciones:
Hidróxido de aluminio + ác. Forfórico=
Bicarbonato de sodio + ác. Crómico=
Ac. Permangánico + óxido de cálcio=
trióxido de asufre + agua=
carbonato de potasio + ác. Sulfihídrico=
Elabora una tabla donde indiques el intervalo de pH, donde los siguientes
indicadores cambian de color.
Tornasol
Fenolftaleína
Azul de bromotimol
Rojo de fenol
Naranja de metilo
VI.
Fórmula
Completa las siguientes tablas:
Nombre
Ác. cianhídrico
Hidróxido de sodio
Ác,. sulfhídrico
Hidróxido de amonio
Ác. nítrico
Hidróxido de calcio
Ác, carbónico
urea
Ác. mangánico
Ác. flórico
Hidróxido de potasio
Ác. fosfórico
Ác. crómico
Ác. nitroso
Hidróxido de litio
Ác. Hipoyodoso
Ác. Per-brómico
Ác. sulfuroso
Ác. permangánico
amoniaco
Ác. fosforoso
Ác. hipomanganoso
Ác. dicrómico
Fuerza del
ác.y/o base
Ác. Poliprótico
y/o monotrótico
Ecuación de disociación parcial y
total
Ác. crómico
Ác. fórmico
Ác. acético
Fórmula
LiHSO3
KHSO4
KMnO4
Na2CO3
NH4NO2
KCN
BaCl3
NaPO4
BeO
MgO
Cl2O7
NO3
Nombre
Tipo de compuesto
Indicar si es una
sustancia ácida, básica
y/o neutra.
VI.
Define titulación:
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
VII. Una solución de H2SO3 utilizó 10ml de dicho ácido para neutralizar 25 ml
de una solución 0.05 N de KOH. ¿Cuál es la normalidad de dicho ácido?
E indica en un dibujo como seria el material y sustancias.
VIII. Calcular el pH de una solución 0.1 M de amoníaco en agua. La constante
de ionización de amoníaco es 1.8(10-5) si la reacción de ionización es:
NH3 + H2O _______ NH41+ + OH1-
IX.
El pH de una disolución 0.01 M de un ácido ( HA) es 3.8. Calcúlese
a) Ka
b) pK de ácido
VII.
¿Qué volumen de H2SO4, ácido fosfórico y ácido clorhídrico (de cada
uno, en forma independiente) se requerirá para neutralizar 50 ml de
NaOH, si la concentración de este último es de 0.6 M y la del ácido
de 1.5 M?
VIII. Calcular el pH de una solución 0.1 M de amoníaco en agua. La
constante de ionización de amoníaco es 1.8x10-5 si la reacción de
ionización es:
NH3 + H2O _______ NH41+ + OH1-
IX
El pH de una disolución 0.01 M de un ácido, HA es 3.8. Calcúlese
i. Ka
pK de ácido
EQUILIBRIO QUÍMICO Y LE CHATELIER
I. En el paréntesis de la izquierda escriba la letra de la opción que
considere correcta
( ) Un sistema está en equilibrio químico cuando:
a)
b)
c)
d)
e)
obtenemos la misma masa de productos y reactivos
el sistema se desplaza automáticamente
la reacción es irreversible
las velocidades de reacción en ambos sentidos son iguales
utilizamos catalizadores
( ) Los factores que afectan el equilibrio químico son:
a) presión, calor, volumen
b) energía libre de Gibss, temperatura
c) presión, volumen, temperatura
d) presión, calor, catalizador
e) presión, concentración, temperatura
( ) A cuál de las siguientes reacciones corresponde la expresión del
equilibrio químico siguiente:
NH32
N2 H23
a)
b)
c)
d)
e)
(
)
2 NH3
N 2 + 3 H2
1
/2 N2 + 3/2 H2
NH3
N2 + H2
K=
N2 + 3 H2
2 NH3
NH3
1
/2 N2 + 3/2H2
NH3
¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción:
N2O4(g)
2 NO2(g)
Si en el equilibrio la concentración de N2O4 es de 4X10-2 mol /l y la
concentración de NO2 es 2X10-2 mol/l?
(
) Para el sistema en equilibrio:
2 SO2(g) + O2(g)
2 SO3(g) + calor,
un aumento en la temperatura a presión
constante:
a) aumenta la concentración de SO3
b) disminuye la velocidad de la reacción directa
c) aumenta la concentración de SO2
d) disminuye la velocidad de la reacción inversa
e) detiene la reacción
b)
Escriba la expresión de la constante de equilibrio químico para
cada una de las siguientes reacciones:
a) mA + nB
eX + zD
b) CaCO3
CaO + CO2
c) Zn + CO2
ZnO + CO
d) N2 + 3 H2
2 NH3
e) 2 SO2 + O2
2 SO3
f) 2 NO2
N2 O 4
c) Resuelva los siguientes problemas:
1) Calcule la constante de equilibrio para la reacción:
CO2(g) + H2
CO(g) + H2O(g)
A una temperatura de 200ºC, las concentraciones en el equilibrio son:
CO2=1.17 moles/l  H2=1.17 moles/l
CO=1.33x10-3 moles/l
H2O=1.33x10-3 moles/l
2) Calcule la constante de equilibrio químico para la reacción:
H2(g) + I2(g)
2 HI(g)
Si a una temperatura de 400ºC, las concentraciones en el equilibrio
son:
H2=8.62x10-4 moles/l
I2=2.63x10-3 moles/l
HI=1.02 x10-2 moles/l
3) A 55ºC, la constante de equilibrio para la reacción:
2 NO2(g)
N2O4(g) es de 1.15
¿Cuál es la concentración de N2O4 presente en el equilibrio con 0.5
mol/l de NO2?
4) La constante de equilibrio para la reacción:
N2(g) + O2(g)
2 NO(g)
-4
Es de 1x10 a 3000ºC. Calcule las concentraciones en el equilibrio,
cuando en un reactor de 3 litros se coloca una mezcla de 1.2 moles
de N2 e igual cantidad de O2 y se deja alcanza su equilibrio a
3000ºC.
d)
Aplicando el principio de Le Chatelier, indique hacia qué sentido se
desplaza la reacción, al efectuar los siguientes cambios sobre el
equilibrio químico de las reacciones siguientes:
a) aumento en la temperatura
b) disminución de la temperatura
c) aumento de la presión
d) disminución de la presión
e) aumento de la concentración de la sustancia subrayada
Nota: si la reacción se desplaza hacia la derecha, indica que se
favorece el sentido →. Si la reacción se desplaza hacia la izquierda,
indica que se favorece el sentido ← .
1) N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g) 2) 3O2(g) + 64.8 kcal
2O3(g)
+ calor
a) _____________________
a) ___________________________
b) _____________________
b) ___________________________
c) _____________________
c) ___________________________
d) _____________________
d) ___________________________
e) _____________________
e) ___________________________
3) 3C2H2(g)
C6H6(g) + calor
a) ___________________________
b) ___________________________
c) ___________________________
d) ___________________________
e) ___________________________
4) 2SO2(g) +O2(g)
2 SO3(g)
a) ______________________
b) ______________________
c) _____________________
d) ______________________
e) _____________________
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
I.
Realiza la configuración electrónica y gráfica de (Kernerl) para los
siguientes elementos indicando El periodo, grupo y electrones de valencia y
sus principales estados de oxidación
Cs, Mg+2, Cr, Ag, In, C-4, Si, P, O-2, I+3
II . Escribe dentro del paréntesis el nombre del científico y/o concepto que
define.
(
) En un átomo, cuando los electrones se
introducen dentro de los orbitales atómicos, ellos ocuparán el
orbital con menor energía al de mayor energía.
(
) Postuló la cuantización de la energía
(
) En un átomo no pueden existir dos electrones
con sus cuatro números cuánticos iguales
(
) n,l,m,s
(
) Es una función matemática que describe el
estado de un electrón en un átomo
(
) Propiedades de los elementos que están en
función de la variación de la estructura electrónica de los átomos.
(
) El acomodo de electrones en orbitales
degenerados será de tal forma que su multiplicidad sea máxima.
(
) Es imposible conocer en forma exacta y
simultánea la posición y el momento del electrón
(
) Propiedad que tiene un átomo de atraer
electrones hacia él en un enlace químico; y aumenta hacia la
derecha en un periodo y hacia arriba en un grupo de la tabla
periódica.
(
) Comportamiento de dualidad onda-partícula
1.- Para la configuración electrónica del
16
X8 el nivel de valencia es:
2.- La forma de los orbitales atómicos queda determinada por:
3.- Identifica al elemento químico e indica el periodo, electrones de valencia y
el grupo al que pertenece cada uno de acuerdo a su configuración electrónica.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
1s22s2
[ 54Xe ]6s24f2
1s2s22p63s23p6
1s22s22p63s23p5
[ Ar ] 4s2 3d9
[ Rn ]7s2 5f14 6d5
[ Kr ] 5s2 4d10 5p4
4.- Desarrolla la configuración electrónica (gráfica y simbólica) de los
siguientes elementos:
a. 37Rb
b. 24Cr+6
c. 15P
d. 10Ne
e. 90Th
f. 17Cl-1
5.- Indica para cada elemento del ejercicio anterior; periodo, grupo,
electrones de valencia, bloque en la tabla periódica, tipo de elemento,
principales estados de oxidación.
6. ¿Cuál de los siguientes elementos trabaja normalmente con un número de
oxidación de ( – 1)?
a) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6
b) 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
c) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
d) 1s2, 2s2
e) 1s2, 2s2, 2p1
7. El orden correcto de llenado de las sub -capas electrónicas siguientes
3d, 4s, 5p, 3s, 4f, 3p, 5s, es: _________________________
8. Los electrones de valencia en el átomo de azufre con configuración
electrónica de
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 son:_______
9. ¿Cuál es el número total de orbitales asociados al número cuántico
principal n=5?_____
10. Grupo de la tabla periódica donde se encuentran los elementos con
configuración electrónica para su electrón diferencial ns2 np1
11.- Hablando con respecto al nivel 4 de de energía:
a) Tiene ________tipos orbitales
b) Tiene _______ orbitales totales
c) El número total de electrones en este nivel son_________ n
12.-Los gases nobles tienen una configuración externa totalmente ocupada,
tal como
a) ns1np6
b) ns2
c) ns2np5
d) ns2np6
Química Orgánica
1) Escribe la fórmula semidesarrollada y taquigráfica para el siguiente
compuesto: a) 5-ter-butil-3-etil-2-isopropil-4,6-dimetil-2-nonano
b)5-sec-butil-6-butil-1,3-ciclohexadieno
1ª) Escribe las características del hidrocarburo del ejercicio anterior
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
tipo de cadena
hibridación
No. De enlaces sigma y pi
forma espacial
tipo de hidrocarburo
ángulo de enlace
fórmula molecular
grado de saturación
2) Escribe un compuesto cíclico (de 8 átomos de carbono y un doble
enlace en el ciclo) con tres sustituyentes (isopropil, sec-butilo y terhexil). Fórmula semidesarrollada y taquigráfica.
2ª) Escribe las características del hidrocarburo.
3) Indica en la fórmula del compuesto del ejercicio uno y dos, donde se
encuentra un carbono 1º,2º,3º y 4º.
4) Los siguientes nombres corresponden a un mismo compuesto, ¿cuál es el
nombre correcto?.
a)
b)
c)
d)
6 metil-2,4,6 trietil 2 hepteno
2,6 dimetil- 2,4 dietil 5 octeno
6,6 dimetil – 2,4 dietil 2 octeno
5-etil,3,7,7 trimetil – 3- noneno
5) Menciona cuales son las principales fracciones del petróleo, indicando sus
propiedades físicas y sus aplicaciones.
6) En qué se fundamente la calidad del petróleo
7) Explica brevemente los procesos de refinamiento del petróleo.
Isomerización
Alquilación
Reformación catalítica
Cracking
8) Indica el nombre de los
características (pregunta 1ª)
siguientes
hidrocarburos,
así
como
CH3 CH2-CH3
CH3
I
I
CH3-CH2 – C -- CH-CH=CH-CH3
I
C-CH3
II
CH3
sus
Grupos Funcionales
1) Escribe la fórmula de los siguientes compuestos, enmarca el grupo funcional y
subraya las características de prefijo y/o terminación empleados para nombrarlos.
2-bromo-3-ter-butil-4-oxo-hexanal
éter isobutil, neopentílico
alcohol sec-hexílico
propanoato de ter-butilo
3-sec-butil-4-formil-2-hidroxi-hexanamida
nonanona
ác.o-metil benzóico
Fenil, ciclo pentil amina
bromuro de propanoilo
1,1,2,2 tetrafloruro de propilo
2) Clasifica los siguientes compuestos en electrofílicos y nucleofílicos
CN NO2 +
ICH3COON(CH3)3)+
H3O+
3) Realiza la ruptura hemolítica y heterolítica de los siguientes ejemplos, indicando
el nombre de la partícula obtenida.
CH3-CH2-CH2:Cl
4) Darle el nombre a las siguientes fórmulas químicas, de acuerdo a las reglas de
nomenclatura de la IUPAC.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
Reacciones Químicas Orgánicas
5. Completa y clasifica las siguientes reacciones en orden general y
específico de acuerdo al proceso químico realizado.
Reacción
Clasificación
General
Ejemplo
Doble sustitución Neutralización
H2SO4+NaOH
CH3-CH(CH3)CH3+ Br2
Na2SO4 + H2O
hv
Clasificación
específica
(CH3)2C=CH2 + HBr
CH3-CH2-CH2-Cl
peróxido
H+
CH3-CH2-CH2-COOH + CH3-OH
+
HCl
H+
CH3-CH(OH )CH2 CH3+ KMnO4
6. Completa las siguientes reacciones e indica el tipo de reacción química
efectuada:
a) cloración del tolueno:
b) combustión del butano
c) hidratación del 2-metil-1-penteno
d) ozonólisis con DMSO del 2-metil-1-propeno:
e) deshidratación del ciclo pentanol en H+/140ºC:
f) Identificación del propanal con reactivo de Tollens:
g) Prueba de Bayer para 2-metilpropeno:
h) Obtención de 2-cloro-2-isopropil-hexano:
i) Dibuja el isómero y/o identifica los pares de compuestos isoméricos,
indicando el nombre de cada compuesto y a qué tipo de isómeros
pertenecen.
Ejemplo:
Isómeros
Primer compuesto
CH3-CH2-CH2-CH3
Segundo compuesto
CH3-CH-CH3
CH3
Comparación
CH3-CH-CH2-CH3
OH
Butanol
HO-C-CH2-CH2-CH3
óptico
CH3-CH2-CH2-C-O-CH3
O
O
CH3-CH2-NH2
CH3-NH-CH3
CH3-O-CH3
Etanol
CH3-CH2-C-O-CH3
Iso. función
CH3-CH2-C-CH3
O
O
Is.óptico
D-glucosa
L-glucosa
Is.
geométrico
TERMOQUÍMICA
I. Diseña un sistema termodinámico (diferente al que se vio en clase) indicando lo
que a continuación se te pide:
a)
b)
c)
d)
e)
Tipo de sistema:______________
Límites o fronteras del sistema:
Estado inicial del sistema
Cambio de sistema
Proceso
II. El orden en las transformaciones de energía
a) Al encender una lámpara de pilas es:
b) Explica brevemente si es importante “generar” energía y controlar el “consumo”
de energía
III. Marca con un círculo la respuesta correcta, de las siguientes preguntas.
1. Un sistema cerrado es aquel que con sus alrededores no puede intercambiar:
a) energía
b) Trabajo
c)masa
d) calor
e) entropía
2. Un proceso donde no se aplica ni se libera calor del sistema se dice que es:
a) Isocórico
b) Estable
d) Isotérmico
e) Isobárico
c) Adiabático
3. En una gráfica de presión contra volumen se muestra la expansión
reversible de un gas desde el estado inicial hasta el estado final. El área
bajo la curva PV corresponde a:
a) Trabajo
b) Calor
d) Temperatura
e) Entalpía
c)Entropía
4. Aquellas propiedades termodinámicas que solo dependen del estado inicial y
del final y que son independientes de la trayectoria seguida entre sus estados
son:
a) De trayectoria
b) De estado
c) Inexactas
d) De trabajo
e) De calor
5. La medida del desorden de las moléculas de un sistema recibe el
nombre de.
a) Energía
b) Entalpía
d) Entropía
e) Presión
6. En el proceso de congelación del agua:
a) la masa cambia
b) el volumen se mantiene
constante
d) se efectúa un
proceso adiabático
e) la energía libre es igual a
la entalpía.
7. Si para cierta reacción química se obtiene un valor del
significa que:
a) Las condiciones de b) Se requiere de gran
reacción no son
cantidad de energía para que
óptimas para que se
ocurra
efectúe
d) La reacción química e) la reacción química se
está en un estado de
efectúa pero con suministro
equilibrio
de trabajo
c) Trabajo
c)la entropía
disminuye
Δ
S negativo, esto
c) Las condiciones
de reacción son
óptimas y ocurre
espontáneamente
8. Para la reacción de descomposición térmica del carbonato de calcio se puede
afirmar que:
CaCO3
(s)
CaO(s) + CO2 (g)
a) ΔH y ΔS son
positivas
b) ΔH es positiva y Δ G es
positiva
d) ΔG siempre es
negativa
e)
c) ΔH es positiva y
ΔG es positiva
ΔG siempre es positiva
9. Calcula el Δ H para la reacción 2CO(g) + O2(g)
2CO2(g) si se sabe
que: ΔH(f) CO(g) = - 110.5 KJ/mol
ΔH(f)CO2(g) = - 393.7 KJ/mol
10.Utilizando la ley de Hess calcula el calor de hidrogenación del etileno para
obtener etano si se sabe que:
Pt
CH2=CH2(g) + H2(g)
CH2=CH2(g) + H2(g) + 7/2 O2(g)
2CO2(g)
+ 3H2O(l)
CH3-CH3(g)
Δ H=_______
2CO2(g) + 3H2O(l)
CH3-CH3(g)
+ 7/2 O2(g)
Δ H= -1696.61 KJ
Δ H=1559.8 K
11.En una reacción espontánea a cualquier temperatura.
a) Δ G es cero
d) Δ G siempre es
igual a Δ H
b) Δ G es negativa
c) Δ G es positiva
12. Para la reacción O2(g) + 2Cu(s)
incisos es correcto?
2CuO(s) ¿cuál de los siguientes
a) la reacción no es
espontánea
b) la entropía aumenta
d) la entropía se
mantiene constante
e) la entropía disminuye
c) la reacción es
espontánea
13.- La variable que no es función de estado, ni propiedad de un sistema es:
a) la presión
b) la energía
d) el calor
e) la temperatura
c) presión y trabajo
14.- Un sistema es enfriado y obligado a comprimirse, los valores para Q y W
son:
a) Q(+), W(-)
b) Q(-), W(+)
d) Q(+), W(+)
e) Q(-), W(-)
c) Q(0), W(-)
IV. Problemas de Termoquímica.
1- De acuerdo a las siguientes datos de las ecuaciones termodinámicas:
a) CaO(s) + Cl2(g)
CaClO2(s) ΔHºa= -110.9kJ
b) H2O (l) + CaClO2(s) + 2 NaBr(s)
2NaCl + Ca(OH)2(s) + Br2(l)
ΔHºb = -60.2 kJ
c) CaO(s) + H2O (l)
Ca(OH)2(s)
ΔHºc= -65.1 kJ
Calcula el valor de ΔHºreacc.
d) ½ Cl2(g) + Na Br(s)
reacción________
para la siguiente reacción
NaCl
(s)
+ ½ Br2(l)
ΔHºd = _______ tipo de
2.- Calcula el cambio en la energía libre de Gibbs para la siguiente reacción:
2NH3(g)
N2(g) + 3H2(g)
Δ Gº
NH3(g)
Δ Gº
N2(g)
Δ Gº
H2(g)
= -16.64 J/mol
= 0 kJ/mol
= 0 kJ/mol
ΔGº = __________ tipo de reacción________
3.- De acuerdo a las siguientes datos:
NH3(g) ΔHº1= - 46.19 kJ/mol
H2O(g) ΔHº2= - 241.83kJ kJ/mol
Calcula el valor de ΔHº para la reacción
4NH3(g) + 3O2(g)
2N2(g) + 6H2O(g)
ΔHºr = __________ tipo de reacción________
3.- Calcula el valor de Δ Sºreacción.; Δ Sºalrededores.; Δ Sºuniverso y rango de
temperatura donde el proceso es espontáneo y no espontáneo de acuerdo a los
siguientes datos; del ejercicio anterior.
Δ Sº
NH3(g)
= 192.51 J/Kmol
Δ Sº
O2(g)
= 205.03 J/Kmol
Δ Sº
N2(g)
= 191.49 J/Kmol
Δ Sº
H2O(g)
= 188.72
J/Kmol
4.- Interpreta el tipo de reacción efectuada de acuerdo al signo algebraico de
cada una de las funciones termodinámicas calculadas en cada problema.
5.- Calcula la variación de entalpía de las siguientes ecuaciones químicas, a
partir de las entalpías de enlace (tabla en anexo):
CH2=CH2 + H2
CH3-CH3
N2H4(l)
+ O2(g)
Entalpía
promedio
kJ/mol),
en fase gaseosa para distintos tipos de enlaces.
C=
C=
N-
N2(g) +
N=
N=
2H2O(g)
H-
C-
H
436
413
C
413
348
615
812
292
615
891
N
391
292
615
891
161
418
945
O
463
351
728
S
339
259
477
F
563
441
270
185
Cl
432
328
200
203
Br
366
276
I
299
240
391
Tomado de guías de estudio ENP UNAM
0-
de enlace
(en
medidas
O=
463
351
728
139
498