Guía de Ejercicios QUIM 200

Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas

Guía de cátedra

Química General II

QUIM 200

Incluye Ejercicios resueltos y propuestos. Solemnes y Exámenes de años anteriores.

Compilado por: M.Sc. Claudia Araya Muñoz, [email protected] Q.I. Andres Berrios Cares, [email protected]

Revisado por: M.Sc. Francisco Cañas Urrutia, [email protected] M.Sc. Carla Bobadilla Gómez, [email protected]

Viña del Mar, 2015

OBJETIVOS DEL MANUAL COMO MATERIAL DIDÁCTICO OBJETIVO Este material fue elaborado pensando en que su utilidad sea un material de apoyo para el logro de los aprendizajes que se plantea desarrollar en los estudiantes de Química y Farmacia que cursan el programa de química general II (QUIM 200) de la Universidad Andrés Bello.

OBJETIVO TRANSVERSAL Desarrollo del pensamiento Respecto al desarrollo del pensamiento, se busca que los estudiantes desarrollen y profundicen las habilidades intelectuales de orden superior relacionadas con la clarificación, evaluación y generación de ideas; que progresen en su habilidad de experimentar y aprender a aprender; que desarrollen la capacidad de predecir, estimar y ponderar los resultados de las propias acciones en la solución de problemas; y que ejerciten y aprecien disposiciones de concentración, perseverancia y rigurosidad en su trabajo. Entre las habilidades que la Educación Superior debe desarrollar en especial, se encuentran: • Las de investigación, que tienen relación con la capacidad de identificar, procesar y sintetizar información de una diversidad de fuentes; organizar información relevante acerca de un tópico o problema; revisar planteamientos a la luz de nuevas evidencias y perspectivas; suspender los juicios en ausencia de información suficiente. • Las comunicativas, que se vinculan con la capacidad de exponer ideas, opiniones, convicciones, sentimientos y experiencias de manera coherente y fundamentada, haciendo uso de diversas y variadas formas de expresión. • Las de resolución de problemas, que se ligan tanto con habilidades que capacitan para el uso de herramientas y procedimientos basados en rutinas, como con la aplicación de principios, leyes generales, conceptos y criterios; estas habilidades deben facilitar el abordar, de manera reflexiva y metódica y con una disposición crítica y autocrítica, tanto situaciones en el ámbito escolar como las vinculadas con la vida cotidiana a nivel familiar, social y laboral. • Las de análisis, interpretación y síntesis de información y conocimiento, conducentes a que los estudiantes sean capaces de establecer relaciones entre los distintos sectores de aprendizaje; de comparar similitudes y diferencias; de entender el carácter sistémico de procesos y fenómenos; de diseñar, planificar y realizar proyectos; de pensar, monitorear y evaluar el propio aprendizaje; de manejar la incertidumbre y adaptarse a los cambios en el conocimiento.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS Los objetivos específicos que plantea este manual, apuntan hacia el fortalecimiento de las siguientes competencias: Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

2

• Comprender conceptos, principios y teorías fundamentales del área de la Química. des. • Dominio de la terminología química, nomenclatura, convenciones y unida • Capacidad para la planificación, el diseño y la ejecución de proyectos de investigación. • Habilidad para trabajar en equipos. • Habilidad para la presentación de información científica ante diferentes audiencias tanto en forma oral como escrita. • Capacidad de actuar con curiosidad, iniciativa y emprendimiento. • Capacidad para aplicar conocimiento y comprensión en química a la solución de problemas cualitativos y cuantitativos. • Capacidad para reconocer y analizar problemas y planificar estrategias para su solución. • Conocimiento de otras disciplinas científicas que permitan la comprensión de la Química. • Habilidad en el uso de las técnicas modernas de la informática y comunicación aplicadas a la Química.

CONTENIDOS DEL MANUAL TIPOS DE EJERCICIOS Ejercicios de primer grado de dificultad Este tipo de ejercicios corresponde a la resolución de problemas que solo implican habilidades del desarrollo del pensamiento de orden menor, tales como la identificación, reconocimiento, clasificación y otras que corresponden a aquellos primeros raciocinios derivados de la observación de un fenómeno. Este tipo de ejercicios implica además resolución de cuestionamientos relativos a la memorización y comprensión de conceptos y definiciones.

Ejercicios de segundo grado de dificultad Este tipo de ejercicios requiere movilizar habilidades del pensamiento que implican analizar una problemática en la que se logra poner en práctica la comprensión y aplicación de conceptos y definiciones para así poder resolver exitosamente una situación problema. Por tanto, en primera instancia, para poder lograr una capacidad de análisis, es fundamental haber desarrollado un trabajo en el que la observación y la comprensión teórica será el motor para generar parámetros de comparación y poder desarrollar una discusión que implique discriminar aquellos datos útiles de otros no tan útiles como de aquellos que solo implican una distracción y denotar así inseguridad en la resolución de un problema.

Ejercicios de tercer grado de dificultad Los ejercicios agrupados en este nivel, también son denominados de competencia, no obstante, lo importante y medular en la resolución de este tipo de ejercicios, es la movilización y aplicación de diversos saberes que permitan una resolución exitosa, en otras palabras, son ejercicios que requieren de haber desarrollado habilidades del pensamiento de orden superior, tal que los diversos recursos, cognitivos y no cognitivos, deben ser aplicados en la resolución del problema de manera exitosa.

Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

3

GUIA Nº 1

UNIDAD Nº 1

EQUILIBRIO QUÍMICO Objetivos específicos de la Unidad 1 1.

Constante de equilibrio Kc y Kp.

2.

Equilibrio ácido-base. Constantes de acidez y basicidad. Relación entre ellas.

3.

Disociación del agua. Producto iónico del agua.

4.

Concepto de pH. Escalas de pH. Otras escalas “p”.

5.

Ácidos y bases fuertes y débiles.

LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 14. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 14. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

4

EJERCICIOS DES ARROLLADOS La constante de equilibrio K c para la reacción 2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g) tiene un valor de 2,5·10

10

a 227°C.

(a) Encuentre el valor de Kp para cada una de las siguientes reacciones a la misma temperatura e indique hacia dónde se encuentra desplazado el equilibrio:

(i)

SO2(g) + ½ O2(g) ↔ SO3(g)

K = (2,5·1010)½ = 1,6·105>>1 El equilibrio está desplazado hacia los productos. (ii)

2SO3(g) ↔ 2SO2(g) + O2(g)

K = (2,5·1010)-1 = 4,0·10-11<<1 El equilibrio está desplazado hacia los reactivos. (iii)

6SO2(g) + 3 O2(g) ↔ 6SO3(g)

K = (2,5·1010)3 = 1,6·1031 El equilibrio está muy desplazado hacia los productos. (b) Cuando se midió el pH del HClO2(ac) 0,10 M, el valor obtenido fue de 1,2. ¿Cuáles son los valores de Ka y pKa del ácido cloroso?(7 puntos) HClO2(ac) ↔ H+(ac) + ClO2-(ac) Inicio:

0,10M

Cambio: Equilibrio

-x 0,10-x

x

x

x

x

Si pH = 1,2 [H+] = x = 10-1,2 = 0,063 M


5

[H ][ClO2- ] 

Ka =

[HClO2 ]



x2 (0,10 - x)



(0,063)2 (0,037)



0,11

pKa = -log 0,11 = 0,957. EJERCICIOS PROPUESTOS 1.

Escriba la expresión de Kc ó Kp para las siguientes reacciones: Cu2+(ac) + 4 NH3(ac)Cu (NH3)4 2+(ac)


6

Al2S3(s)



2Al 3+(ac) + 3 S2-(ac)

-

CH3CO2 (ac) + H2O (l)  CH3CO2H (ac) + OH (ac)

2 HBr (g) H2(g) + Br2(l) 2 Hg2O(s)4 Hg(s) + O2(g) Justificación:

2. Escriba las ecuaciones químicas equilibradas que correspondan a las siguientes expresiones de constante de equilibrio: [ ]

 



 



[  ][  ]

[ ]  [ ] Justificación:

3.

El tetraóxido de dinitrógeno se descompone para producir dióxido de nitrógeno: N2O4(g)

'

2 NO2(g)

Calcule el valor de Kp, conociendo que Kc = 5.88 x 10-3 a 273 K. (R = 0,08205 L·atm/mol·K) Indique cálculo de justificación:


7

4.

Un recipiente de 4,00 L se llena con 0,75 mol de SO3, 2,50 mol de SO2, y 1,30 mol de O2, permitiéndose que alcance el equilibrio. Usando el cociente de la reacción Q, prediga el efecto sobre las concentraciones de SO3 cuando el equilibrio es alcanzado. Asuma que la temperatura de la mezcla se escoge de tal forma queKc = 12. 2 SO3 (g)

'

2 SO2 (g) + O2(g)

Indique cálculo de justificación:

5.

La reacción siguiente se estudia a temperaturas altas: PCl5(g)

'

PCl3(g) + Cl2(g)

Si en el equilibrio, las presiones parciales de los gases son las siguientes: PCl 5 = 1,8 x 10-2 atmósfera, PCl3 = 5,6 x 10-2 atmósfera, y Cl2 = 3,8 x 10-4 atmósfera. ¿Cuál es el valor Kp para la reacción? Indique cálculo de justificación:

6.

A una temperatura dada, una mezcla del equilibrio contiene las concentraciones siguientes de gases: [SO3] = 0,054 M, [SO2] = 0,0047 M, y [O2] = 0,58 M. ¿Cuál es la constante de equilibrio,Kc, para la siguiente reacción? 2 SO3(g)

'

2 SO2(g) + O2(g)


d de Ecología y Recursos Naturales. Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

8

7.

Se adicionan 0,0774 moles de N2O4 (g) a un recipiente de 1,00 L a una temperatura dada. Después de que se alcanza el equilibrio, la concentración de NO 2 (g) es 0,0068 M. ¿Cuál es el valor deKc para la reacción siguiente? N2O4 (g)

'

2 NO2 (g)


8.

A 25°C, la descomposición del tetraóxido del dinitrógeno: N2O4(g)

'

2 NO2(g)

tiene una constante de equilibrio K ( p) de 0,144. En el equilibrio, la presión total del sistema es 0,48 atmósferas. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas en equilibrio? Indique cálculo de justificación:

9.

El bromuro de carbonilo se descompone para producir monóxido de carbono y bromo gaseosos: COBr2(g)

'

CO (g) + Br2 (g)

Kc es igual a 0,19 a 73 ºC. Si una concentración inicial de COBr 2 de 0,63 M se

calienta a 73°C hasta que alcance el equilibrio, ¿cuáles son las concentraciones de equilibrio de COBr2, CO, y Br2? Indique cálculo de justificación:


9

10. Una solución se prepara diluyendo 0,16 mol de HNO3 con agua hasta un volumen de 1,5 L. ¿Cuál es el pH de dicha solución? Indique cálculo de justificación:

-5

-14

11. Cuál es el pH de NaOH 2,1 x 10 M (ac) a 25 ºC? (KW = 1,0 × 10 ) Indique cálculo de justificación:

12. ¿Cuál es la concentración de H3O+ en una solución acuosa con un pH de 12,17? Indique cálculo de justificación:

13. ¿Cuál es ×la10 concentración de OH- en una solución acuosa con un pH de 11,45? -14 (KW = 1,0 ) Indique cálculo de justificación:

14. ¿Cuál es el pH una solución 5,0 × 10-3 M de HF? El valor de Ka para HF es 7,2×10-4. HF(ac) + H2O(l) ↔ F-(ac) + H3O+(ac) Indique cálculo de justificación:

100

Facultad de Ecología y Recursos Naturales .


10

-

-

15. ¿Cuál es la concentración de OH- en CH3CO2 0,51 M? Kb del CH3CO2 = 5,6 x 10-10 CH3CO2-(ac) + H2O (l) ↔ CH3CO2H(ac) + OH-(ac) Indique cálculo de justificación:

16. ¿Cuál es el pH del ácido benzoico acuoso 0,015 M? (Ka de C5H6CO2H = 6,3 x 10-5) CH6H5COOH(ac) + H2O (l) ↔ CH3COO- (ac) + H3O+(ac) Indique cálculo de justificación:

17. Una solución se prepara diluyendo 0,50 mol de NaClO en un volumen de 3,0 L con agua. ¿Cuál es el pH de la solución? K ( b de ClO- = 2,9 x 10-7) ClO (ac) + H2O(l) ↔ HClO(ac) + OH-(ac) Indique cálculo de justificación:

18. El pH de la trimetilamina acuosa 0,050 M es 11,24. ¿Cuál es el valor deKb de esta base? (CH3)3N(ac) + H2O(l) ↔ (CH3)3NH+(ac) + OH-(ac) Indique cálculo de justificación:


11

Facultad de Ecología y Recursos Naturales.


101

12

19. A 25 ºC, una disolución de amoniaco en agua contiene 0,17 g de este compuesto por litro de disolución y se sabe que está disociado en un 4,3 %. Calcular: a) La concentración de iones amonio e hidróxido b) La constante de disociación del amoniaco en agua a la temperatura mencionada c) El pH de la disolución H3N(ac) + H2O(l) ↔ H4N+(ac) + OH-(ac) Indique cálculo de justificación:

20. El ácido fórmico (metanoico) esun ácido monoprótico moderadamente débil con una constante de disociación, Ka = 1,8 x 10-4. Si se prepara una disolución 0,100 M de este ácido: a) ¿Cuál será el pH de la disolución? b) ¿Existirá ácido fórmicoen disolución acuosauna vez alcanzado el equilibrio? c) Si es afirmativa la respuesta del apartado b), ¿cuál será la concentración de ácido fórmico en el equilibrio? Indique cálculo de justificación:


13

102



14

RESPUESTAS 2+

1.

Respuesta:

[Cu(NH ) ]

Kc =

2+

[Cu ][NH ]4

K = [Al3+ ]2 [S2- ]3 3 -

K =

[CH 3 CO 2 ] [CH3 CO2 H][OH- ]

P p

2.

Respuesta:

=

H2

2 PHBr K p = PO2 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g)

Fe(OH)3(s)

'

'

'

NH3(g)

Fe (ac) + 3 OH-(ac)

HF(ac) + H2O(l)

3+

F-(aq) + H3O+(ac)

3.

Respuesta:

0,132

4.

Respuesta:

[SO3] disminuirá porque Q < K

5.

Respuesta:

1,2 x 10-3

6.

Respuesta:

4,4 × 10-3

7.

Respuesta:

6,2 x 10-4

8.

Respuesta:

0,20 atm NO2 (g) y 0,28 N2O4 (g)

9. Respuesta: 10. Respuesta:

[COBr2] = 0,37 M, [CO] = 0,26 M, [Br 2] = 0,26 M

11. Respuesta:

9,32

12. Respuesta:

6,8 x 10-13 M

13. Respuesta:

2,8 x 10-3 M

14. Respuesta:

2,80

15. Respuesta:

1,7 x 10-5 M

16. Respuesta:

3,03

17. Respuesta:

10,34

18. Respuesta:

6,3 x 10-5

19.

a) [NH4+] = [OH-] = 4,3 x 10-4 b) 1,93 x 10-5 c) 10,63

Respuesta:

20. Respuesta:

0,97

a) 3,46 b) Si, existirá, porque el ácido no está totalmente ionizado c) 6,56 x 10-4 M


15

Objetivos específicos de la Unidad ácido- base 1. 2. 3.

Propiedades ácido-base de las soluciones salinas. Efecto del ión común: soluciones amortiguadoras. Titulaciones ácido – base. Curvas de titulación.


BIBLIOGRAFIA: 1.

Capítulo 16. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.

2.

Capítulo 17. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.

104



16

EJERCICIOS DESARROLLADOS 1.

Calcular el pH de la disolución resultante de mezclar 50 mL de hidróxido sódico 0,10 -11 M con 50 mL de ácido fórmico (metanoico) 0,10 M. Ka = 5,6 x 10 , según la ecuación siguiente: HCOOH + NaOH

→

HCOONa

+

H2O

Desarrollo: Primero debemos calcular los moles de HCOOH y NaOH y la concentración de cada uno en la solución. V HCOOH = 50 mL = 0,050 L V NaOH = 50 mL = 0,050 L El volumen total será: 0,050 L + 0,050 L = 0,100 L n HCOOH = 0,10 M x 0,050 L n HCOOH = 0,0050 mol n NaOH = 0,10 M x 0,050 L n NaOH = 0,0050 mol

Entonces las concentraciones en la solución serán: 0,0050 mol X = 0,100 L 1L X = [NaOH] = [HCOOH] = 0,050 M Según la ecuación, debe reaccionar la misma concentración de ácido que de base y la concentración del ácido y la base es la misma (0,050 M) y la neutralización será total. La concentración de sal formada será también, según la estequiometría de la ecuación, 0,050 M. Como la sal formada procede de un ácido débil y una base fuerte se hidroliza, es decir, reacciona con el agua. Así, mientras que el catión que procede de la base fuerte es estable en el agua, el anión que deriva del ácido débil reacciona con el agua para formar el ácido que lo srcinó y: HCOONa(ac) Concentración inicial: Concentración final:

→

0,050 M 0


HCOO−(ac) + Na+(ac) 0 0,050 M

0 0,050 M

17

FPor lo tanto:

[HCOONa]inicial = [HCOO−] = [Na+] = 0,050 M HCOO−(ac) + H2O(l) Cinicial

↔

HCOOH(ac)

+

OH−(ac)

0,050 M

-----

0

0

Reacción

xM

-----

0

0

Formación

0

-----

xM

xM

(0,050 - x) M -----

xM

xM

Equilibrio

Como sabemos: Ka x Kh (ó Kb) = Kw Por lo tanto: K Kh ó Kb = w Ka

=

1,0 x 10-14 5,6 x 10-11

Kb = 1,79 x 10-4  

1,79 x 10-4

[]  [ ] [  ]

x2

=

(0,050 - x) Resolviendo la ecuación cuadrática tendremos: x = [OH−] = 2,90 x 10−3 M Entonces: pOH = 2,54 pH = 14 – 2,54 pH = 11,46

106



18

2.

Si se tiene un litro de una solución amortiguadora que contiene 0,10 mol de ácido láctico, C2H3COOH, y 0,12 mol de lactato de sodio, C2H3COONa, calcule: a) El pH del amortiguador (Ka = 1,4 x 10− 4) b) El pH del amortiguador después de agregar 0,020 mol de NaOH (no tome en cuenta el cambio de volumen) c) El pH del amortiguador despuésde agregar 0,020 mol de HCl (también sin tomar en cuenta el cambio de volumen). Desarrollo: a) Datos: [C2H3COOH] = 0,10 M El lactato de sodio es un electrolito fuerte por lo cual: C2H3COONa(ac) Concentración inicial:

→

C2H3COO−(ac) + Na+(ac)

0,12 M

Concentración final:

0

0

0

0,12 M

0,12 M

Por lo tanto: [C2H3COO−] = 0,12 M Teniendo en cuenta la reacción: C2H3COOH(ac) Cinicial

+

H2O(l)

↔

C2H3COO−(ac)

+

0,10 M

-----

Reacción

xM

-----

0

Formación

0

-----

xM

xM

-----

(0,12 + x) M

xM

Equilibrio

(0,10 - x) M

0,12 M

H3O+(ac) 0 0

Por lo tanto: [C2H3COOH ] = (0,10 – x) [C2H3COO−] = (0,12 + x) [H3O+] = x Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

19

Facultad de Ecología y Recursos Naturales.  

[  ]  [   ]

 

[  ]

  

107

[]  [  ] [  ]

 

Ya que Ka es pequeña, y por la presencia del ión común se espera que x sea pequeña en relación a las concentraciones iniciales, por lo tanto: [C2H3COO− ] = (0,12 – x) M ≈ 0,12 M [C2H3COOH] = (0,10 + x) M ≈ 0,10 M Sustituyendo: 1,4 x 10 -4 =

(0,12 ) x (0,10)

Despejando x: x=

(1,4 x 10 -4 ) (0,10 ) (0,12)

x = [H3O+] = 1,2 x 10−4 M pH = 3,92 Utilizando la Ecuación de Henderson-Hasselbach donde el pH será:     

[] []

Para nuestro caso:     

[    ] [  ]

pKa = -log Ka = -log 1,4 x 10-4 = 3,85 pH = 3,85 + log

0,12 0,10

pH = 3,92 108



20

b) Datos: [C2H3COOH] = 0,10 M [C2H3COO−] = 0,12 M El hidróxido de sodio es un electrolito fuerte por lo cual: NaOH(ac) Concentración inicial:

→

OH−(ac) + Na+(ac)

0,02 M


0

0

0

0,02 M

0,02 M

Por lo tanto: [OH−] = 0,02 M

Se está agregando una base que reaccionará con el ácido del amortiguador en una reacción de neutralización, es decir con el ácido láctico, según el siguiente cuadro estequiométrico: CH3COOH(ac) + OH−(ac) Antes de la reacción Reacción Formación

0,10 M 0,02 M 0

Después de la reacción

0,08 M

H2O(l) + CH3COO−(ac)

→

0,02 M 0,02 M 0 0

-------

0,12 M 0 0,02 M

---

0,14 M

Cálculo de las concentraciones en equilibrio con las nuevas concentraciones de ácido y base después de la reacción de neutralización: C2H3COOH(ac) + H2O(l) Cinicial

0,08 M

-----

↔

C2H3COO−(ac) + H3O+(ac) 0,14 M

0

Reacción

xM

-----

0

Formación

0

-----

xM

xM

-----

(0,14 + x) M

xM

Equilibrio

(0,08 - x) M

0


21

Facultad de Ecol  

[  ]  [   ]

 

[  ]

  

[]  [  ] [  ]

 

Ya que Ka es pequeña, y por la presencia del ión común se espera que x sea pequeña en relación a las concentraciones iniciales, por lo tanto: [C2H3COO− ] = (0,14 – x) M ≈ 0,14 M [C2H3COOH] = (0,08 + x) M ≈ 0,08 M Sustituyendo: 1,4 x 10

-4

=

(0,14 ) x (0,08)

Despejando x: x=

(1,4 x 10 -4 ) (0,08 ) (0,14) +

-5

x = [H3O ] = 8,0 x 10 M pH = 4,10 Utilizando la Ecuación de Henderson-Hasselbach para las nuevas concentraciones el pH será:     

[    ] [  ]

pKa = -log Ka = -log 1,4 x 10-4 = 3,85 pH = 3,85 + log

0,14 0,08

pH = 4,10

110



22

c) Datos: [C2H3COOH] = 0,10 M [C2H3COO−] = 0,12 M El ácido clorhídrico es un electrolito fuerte por lo cual: HCl(ac) Concentración inicial:

→

Cl−(ac)

0,02 M


H+(ac)

+

0

0

0

0,02 M

0,02 M

Por lo tanto: [H+] = [H3O ] = 0,02 M +

Se está agregando un ácido que reaccionará con la base del amortiguador en una reacción de neutralización, es decir el lactato de sodio, según el siguiente cuadro estequiométrico: CH3COO−(ac) + H3O (ac) +

Antes de la reacción Reacción Formación

0,12 M 0,02 M 0

→

H2O(l) + CH3COOH(ac)

0,02 M 0,02 M 0

Después de la reacción 0,10 M

0

-------

0,10 M 0 0,02 M

---

0,12 M

Cálculo de las concentraciones en equilibrio con las nuevas concentraciones de ácido y base después de la reacción de neutralización: C2H3COOH(ac) + H2O(l) Cinicial

↔

C2H3COO−(ac) + H3O+(ac)

0,12 M

-----

Reacción

xM

-----

0

0

Formación

0

-----

xM

xM

Equilibrio

(0,12 - x) M

-----

0,10 M

(0,10 + x) M

0

xM


23

Facultad de Ecología y Recursos Naturales.  

[  ]  [    ] [  ]

 

[]  [  ] [  ]

111

 

 

Ya que Ka es pequeña, y por la presencia del ión común se espera que x sea pequeña en relación a las concentraciones iniciales, por lo tanto: [C2H3COO− ] = (0,10 – x) M ≈ 0,10 M [C2H3COOH] = (0,12 + x) M ≈ 0,12 M Sustituyendo: 1,4 x 10 -4 =

(0,10 ) x (0,12)

Despejando x: x=

(1,4 x 10 -4 ) (0,12 ) (0,10)

x = [H3O+] = 1,7 x 10-4 M pH = 3,77 Utilizando la Ecuación de Henderson-Hasselbach para las nuevas concentraciones el pH será:     

[    ]

[  ]

pKa = -log Ka = -log 1,4 x 10-4 = 3,85 0,10 pH = 3,85 + log 0,12 pH = 3,77


24

FaculEERCICIOS PROPUESTOS

1.

Se preparan tres disoluciones acuosas de tres sales diferentes, fluoruro sódico, cloruro sódico y cloruro amónico. ¿Cómo será respectivamente el pH de las disoluciones anteriores?: Indique justificación:

2.

Se tiene una disolución 0,30 M de acetato sódico. La Ka del CH3COOH = 1,8 x 10-5. Calcule: CH3 COONa (ac) → Na+ (ac) + CH3 COO (ac) CH3COO (ac) + H2O (l) ↔ CH3COOH (ac) + OH- (ac) a) El pH de la disolución. b) La concentración molar delácido acético no disociado. Indique cálculo de justificación:

3.

Calcule el pH de una disolución de cloruro amónico 2,0 M, Kb (NH3) = 1,8 x 10-5. NH4Cl(ac) → NH4+ (ac) + Cl- (ac) -

NH4+ (ac) + H2O(l) ↔ NH3(ac) + OH (ac) Indique cálculo de justificación:

Facultad de Ecología y Recursos Naturales. Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

113 25

4.

Una solución se prepara diluyendo 0,50 mol de NaClO en un volumen de 3,0 L con agua. ¿Cuál es el pH de la solución? K ( b de ClO- = 2,9 x 10-7) Indique cálculo de justificación:

5.

¿Cuál es el pH de la solución que resulta de mezclar 35 mL 0,50 M de NH3 (ac) y 35 mL 0,50 de HCl (ac) a 25 ºC? (Kb para el NH3 = 1,8 x 10-5) Indique cálculo de justificación:

6.

¿Cuál es el pH de una solución que resulta de agregar 25 mL de NaOH 0,50 M a 75 mL de CH3CO2H 0,50 M? (Ka del CH3CO2H = 1,8 x 10-5) Indique cálculo de justificación:


26

114



27

7.

Si a la disolución de CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+, se le añade acetato sódico, CH3COONa. ¿Qué debería esperar que ocurriera? Indique Justificación:

8.

Pretendemos preparar una disolución amortiguadora. Para ello, preparamos un litro de disolución de un ácido HA cuyo Ka = 5 x 10-6. La concentración es 0,2 M y queremos obtener una disolución con pH = 5,00. ¿Cuántos moles de NaA debemos añadir? Indique cálculo de justificación:

9.

-

¿Cuál es el pH de una solución acuosa que es 0,30 M en HF y 0,15 M en F? (Ka de HF= 7,2 x 10-4) Indique cálculo de justificación:


28

10. ¿Cuál es el pH de la solución buffer que resulta cuando 4,0 g de NH3 y 8,0 g de NH4Cl se diluyen con agua hasta un volumen de 0,50 L? K( a del NH4+ = 5,6 x 10-10) Indique cálculo de justificación:

11. ¿Cuál es el pH de la solución buffer que resulta cuando 11 g de NaCH3CO2 se mezclan con 85 mL de CH3CO2H 1,0 M y se diluyen con agua hasta 1,0 L? K( a del CH3CO2H = 1,8 x 10-5) Indique cálculo de justificación:

12. ¿Qué masa de KF sólido (masa molar = 58,1 g/mol) se debe agregar a 2,0 L de HF 0,25 M para hacer una solución buffer con un pH de 3,14? (p Ka para HF = 3,14) Indique cálculo de justificación:

y Recursos Naturales. Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

29

13. Una solución buffer se prepara mezclando 0,250 mol de H2PO4- y 0,250 mol de HPO42- y diluyendo con agua hasta un volumen de 1,00 L. El pH del buffer es 7,21. ¿Cuántos moles de NaOH deben ser agregados para aumentar el pH a 8,21? Indique cálculo de justificación:

14. ¿Cuántos moles de HCl deben ser agregados a 1,00 L de NH3 0,72 M para hacer un buffer con un pH de 9,50? (Ka del NH4+ = 5,6 x 10-10) Indique cálculo de justificación:

15. Calcula el pH de una disolución formada por: a) 250 mL de HCl 0,10 M mezclados con 150 mL de NaOH 0,20 M; b) 125 mL de HCl 0,30 M mezclados con 200 mL de NaOH 0,15 M; c) 50 mL de HCl 0,20 M mezclados con 50 mL de NH3 0,20 M; d) 50 mL de CH3COOH 0,20 M mezclados con 50 mL de KOH 0,10 M.Ka (CH3COOH) = 1,8 x 10-5; Kb (NH3) = 1,8 x 10-5 Indique cálculo de justificación:


30



117

31

16. Hallar el pH resultante de disolver 4,0 gde hidróxido de sodio en 250 mL de agua y calcule el volumen de una disolución de ácido sulfúrico 0,025 M necesario para neutralizar completamente 50 mL de esta disolución. Indique cálculo de justificación:

17. Calcula la pureza de una sosa comercial, si 30 g de la misma precisan 50 mL de ácido sulfúrico 3,0 M para su neutralización total. Indique cálculo de justificación:

18. Tenemos 25 mL de CH3COOH 0,10 M. Calcula el pH al añadir las cantidades siguientes de NaOH 0,050 M: a) 10 mL; b) 25 mL; c) 49 mL; d) 50 mL; e) 60 mL Indique el pH en el punto de equivalencia. Datos:Ka (CH3COOH) = 1,8 x 10-5 Indique cálculo de justificación:

118

Facultad de Ecología y Recursos Naturales. Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

32

19. Tenemos 50 mL de HCl 0,10 M. Calcula el pH al añadir las cantidades siguientes de NH3 0,20 M: a) 20 mL; b) 25 mL; c) 26 mL; d) 40 mL Indique el pH en el punto de equivalencia. Datos:Kb (NH3) = 1,8 x 10-5 Indique cálculo de justificación:

20. Tenemos 50 mL de HCl 0,10 M. Calcula el pH al añadirle las cantidades siguientes de NaOH 0,10 M: a) 40 mL; b) 49mL; c) 51 mL; d) 90 mL. Indique el pH en el punto de equivalencia. Indique cálculo de justificación:


33



119

34

RESPUESTAS 1.

Respuesta:

Fluoruro sódico: sal de ácido débil y base fuerte. Da reacción de hidrólisis básica (con pH > 7): NaF(ac) → Na+ (ac) + F- (ac) -

-

y F (ac) + H2O(l) ↔ HF(ac) + O H (ac) Cloruro sódico: Sal de ácido fuerte y base fuerte. No hay hidrólisis de los iones, la disolución es neutra y su pH = 7. Cloruro amónico: sal de ácido fuerte y base débil. Sólo se hidroliza el ión amonio: -

NH4Cl (ac) → NH4+ (ac) + Cl (ac) El Cl- se hidrata, y el NH4+ da reacción de hidrólisis ácida (con pH < 7): NH4+(ac) + H2O (l) ↔ NH3 (ac) + H3O+ (ac) 2.

Respuesta:

a) pH = 9,10 b) 1,3 x 10-5 M.

3.

Respuesta:

pH = 4,47

4.

Respuesta:

10,34

5.

Respuesta:

4,93

6. 7.

Respuesta: Respuesta:

4,44 CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+ y CH3COONa → CH3COO- + Na+ Por efecto del ión común (CH3COO-), al añadir NaAc, el equilibrio de disociación del CH3COOH se desplazará hacia la izquierda, hasta que el cociente de reacción vuelva a tener el mismo valor de Kc y se alcance el equilibrio nuevamente.

8.

Respuesta:

0,1 mol

9.

Respuesta:

2,84

10. Respuesta:

9,45

11. Respuesta:

4,94

12. Respuesta:

29 g

13. Respuesta:

0,205 mol

14. Respuesta:

0,26 mol


35

15. Respuesta:

a) pH = 12,10 b) pH = 1,63 c) pH = 5,13 d) pH = 4,74

16. Respuesta:

pH = 13,61 y 0,40 litros

17. Respuesta:

40%

18. Respuesta:

a) 4,15 b) 4,75 c) 6,44 d) 8,64 e) 11,77 pH = 8,64 en el punto de equivalencia

19. Respuesta:

a) 1 ,84 b) 5,21 c) 7,85 d) 9,03 pH = 5,21 en el punto de equivalencia

20. Respuesta:

a) 1,95 b) 3,00 c) 11,00 d) 12,46 pH = 7,00 en el punto de equivalencia


36

GUIA Nº 2 UNIDAD Nº 2 EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Y DE COMPLEJACIÓN Objetivos específicos de la Unidad 2 1.

Reglas de solubilidad.

2. 3.

Producto de Solubilidad. Efecto del ión Común.

4.

Constante de Formación.

5.

Competencia equilibrios precipitación-complejación.


BIBLIOGRAFIA: 1.


2.



37


38

EJERCICIOS DESARROLLADOS 1.

A partir de los valores de los productos de solubilidad del AgCl y Ag2CrO4 calcule: a) ¿Cuál de los compuestos es más soluble? b) La concentración de iones plata en la solución saturada en ambos casos. –10

Kps (AgCl) = 1,8 x 10

–12

; Kps (Ag2CrO4) = 2,7 x 10

a) Se puede llegar a una conclusión errónea de que el cloruro de plata es más soluble que el cromato de plata, dado que laKps (AgCl) es mayor que la Kps (Ag2CrO4), por lo que, se debe primero obtener la solubilidad en cada caso: + Cl (ac)

+

AgCl (s)

↔ Ag (ac)

Cinicial------

0

0

Formación ------

s

s

Equilibrio ------

s

s

+ Kps (AgCl) = [Ag ] [Cl ] 2

Kps = s

Despejando la solubilidad: s (AgCl) = Kps = 1,8 x 10

- 10

= 1,3 x 10

–

5

+

M -2

Ag2CrO4 (s) ↔ 2 Ag (ac) + CrO4 (ac) Cinicial

------

Formación -----Equilibrio -----+2

0

0

2s

s

2s

s

-2

Kps (Ag2CrO4) = [Ag ] [CrO4 ] 2

3

Kps = (2s) x s = 4 s

Despejando la solubilidad: s (Ag 2CrO 4) =

3 Kps 4

-12

=

3 2,7 x 10 4

–

= 8,8 x 10

5

M

De acuerdo a estos resultados la solubilidad del cromato de plata es casi 7 veces mayor Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

39

que la del cloruro de plata.


40

b) +

S (AgCl) = [Ag ] = 1,3 x 10

–

5

M

+

S (Ag2CrO4) = [Ag ] / 2, por lo tanto, +

–5

[Ag ] = 2 S (Ag2CrO4) = 2 x 8,8 x 10 2.

= 1,8 x 10

–

4

M

Se añaden 1.95 g de hidróxido de cobre (II) a 1,00 L de disolución 3,00 M de amoniaco. El amoniaco reacciona con el ión cobre para formar el complejo 2+ Cu(NH3)4 . a) ¿Qué concentración de ión cobre quedará en disolución? b) ¿Se habrá disuelto todo el hidróxido de cobre?

Datos:

-20

Kps Cu(OH)2 = 2,2 x 10

2+

-14

; Kd [Cu(NH3)4 ] = 2,0 x 10 ; M Cu(OH)2 = 97,56 g/mol

Desarrollo: a) Primero se determinará concentración de hidróxido de cobre:

1,95 g n Cu(OH)2 = 97,56 g / mol = 0,0200 mol y como está en un litro de solución la concentración será: [Cu(OH)2] = 0,0200 M Luego se determinará la concentración de ión cobre (II), a partir del hidróxido de cobre que como máximo podría reaccionar con el amoniaco, es decir, se supondrá que todo el 2+ hidróxido se disocia, por lo tanto [Cu ] será: Cu(OH)2 (ac) Cinicial

2+

→ Cu

0,0200 M

(ac)

0

-

+ 2 OH (ac) 0

Reacción 0,0200 M Formación Final

(0,0200) M

0,0200 M

2 x 0,0200 M

0,0200 M

2 x 0,0200 M = 0,0400 M 2+

Por lo tanto, la máxima concentración de ion cobre (II) es: [Cu ] = 0,0200 M. La reacción de formación del complejo, y las concentraciones de ion cobre (II) y amoniaco después de formarse suponiendo reacción total será:


41


42

2+

2+

Cu (ac) + 4 NH3(ac) →

Cu(NH3)4 (ac)

Cinicial

0,0200 M

3,00 M

Reacción

0,0200 M

4 x 0,0200 M

0

Formación

0,0200 M

Final

0

2,92 M

0,0200 M

El complejo se vuelve a disociar, y teniendo en cuenta que nos quedó amoniaco en exceso, las concentraciones en el equilibrio serán: 2+

2+

Cu(NH3)4 (ac)

↔ Cu (ac) + 4 NH3(ac)

Cinicial

0,0200 M

0

2,92 M

Reacción

X

0

0

Formación

0

x

4x

Equilibrio

(0,0200 – x) M

xM

(2,92 + 4x) M

Para calcular el valor de x se usa la constante de disociación del complejo:   2+

[ ][ ] [  ] 2+

Reemplazando las [Cu ], [NH3] y [Cu(NH3)4 ] se tiene:

 

[][  ] [  ]

Despejando y resolviendo la ecuación, el valor de x es: 2+

x = [Cu ] = 5,5 x 10 complejo.

-18

M que es la concentración de iones Cu (II) que se disocia del

b) Para determinar si el hidróxido de Cu (II) está totalmente disuelto, se determinará -2 2+ 2+ -18 Q = [Cu ] [OH ] , teniendo en cuenta que [OH ] = 0,0400 M y la de [Cu ] = 5,5 x 10 M y compararlo con la Kps: 2+

-

Cu(OH)2(s) ↔ Cu (ac) + 2 OH (ac)

-2 2+ Sabiendo que Q = [Cu ] [OH ] y sustituyendo los valores en la expresión: -18

Q = 5,5 x 10

2

-21

x (0,0400) = 8,8 x 10 hidróxido de cobre.

< Kps, lo cual indica que se ha disueltotodo el


43

EJERCICIOS PROPUESTOS 1.

Escriba la ecuación balanceada que describa la reacción de disolución de cada uno de los sólidos siguientes en agua. Escriba también la expresión de Kps para cada sólido a) PbCl2(s) b) Ag2CrO4(s) c) Bi2S3(s) Indique justificación:

2.

-4

Se disuelven aproximadamente 9,0x10 g de cloruro de plata AgCl(s) por litro de Agua a 10 °C. Calcule el Kps para AgCl a esta temperatura. Indique cálculo de justificación:

3.

-38

El producto de solubilidad del hidróxido de hierro (III) es muy bajo: Kps = 4x10 a 25 °C. Un método clásico para analizar muestras desconocidas que contienen hierro es añadir NaOH o NH3 a las mismas. Así precipita Fe(OH)3 que puede filtrarse y pesarse. Para demostrar que la concentración de hierro que permanece en solución en estas muestras es muy baja, calcule la solubilidad de Fe(OH) 3 en mol/L y g/L. Indique cálculo de justificación:


44

4.

A 25 mL de disolución de amoníaco del 22% y densidad 0,92 g/mL se añaden 6,69 g de cloruro de amonio y se enrasa con agua hasta 250 mL. Calcular la concentración máxima de iones níquel (II) que puede quedar disuelta antes de que aparezca precipitado. -16 -5 Kps Ni(OH)2 = 1,6 x 10 ; Kb (NH3) = 1,8 x 10 ; M(Cl) = 35,5 g/mol; M(N) = 14,0 g/mol Indique cálculo de justificación:

- 16

5. El producto de solubilidad del hidróxido de níquel, Ni(OH) 2, a 25 °C es 6,0 x 10 Entonces, a) Calcule la solubilidad en agua de este hidróxido.

.

b) Calcule el pH de una disolución saturada de este hidróxido a 25 °C.


6.

Se mezclan 70 mL de una disolución de ion Ca(II) de concentración 10 -4 (mol/L) con 15 mL de una disolución de carbonato de potasio, K2CO3, de concentración 2 x 10-6 (mol/L). ¿Se formará un precipitado de carbonato de calcio, CaCO 3 si su Kps es 4,5 x 10-9? Indique cálculo de justificación:


45

7.

Calcular la solubilidad del sulfuro de plata, Ag2S, si su Kps es 8 x 10-51, en los siguientes casos: a) Agua pura. b) En presencia de una disolución de nitrato de palta, AgNO 3, de concentración 0,2 (mol/L). c) En presencia de una disolución de sulfuro de sodio, Na 2S, de concentración 0,003 (mol/L) Indique cálculo de justificación:

8. La solubilidad del yeso, sulfato de calcio (CaSO 4) es 0,015 (mol/L) a la temperatura de 18 °C. ¿Cuántos gramos de sulfato calcio, pueden disolverse a la misma temperatura en un litro de sulfato de potasio, K 2SO4, de concentración 0,10 (mol/L)? Indique cálculo de justificación:

9.

-

-

Se añade lentamente nitrato de plata a una disolución que contiene iones Cl y Br en + concentraciones 0,020 M para cada ion. Calcules la concentración de los iones Ag(en mol/L9) necesarios para iniciar la precipitación del AgBr sin que precipite el AgCl. Indique cálculo de justificación:


46

10. Se desea separar los iones fluoruro y sulfato de una disolución que es 0,10 M en sulfato sódico y 0,10 M en fluoruro potásico, mediante la adición de cloruro de bario. Suponiendo que el volumen permanece constante, ¿qué anión precipitará primero? y ¿cuántos miligramos del que precipita primero quedarán en disolución cuando el otro empiece justamente a precipitar? -6 -10 Kps (BaF2) = 1,63 x 10 ; Kps (BaSO4) = 1,15 x 10 ; M(F) = 18,99 g/mol; M(S) = 32,0 g/mol; M(O) = 16,0 g/mol. Indique cálculo de justificación:

11.

El carbonato de calcio, CaCO3, es una sustancia muy abundante en la naturaleza, formando rocas, como componente principal, en todas partes del mundo y es el principal componente de conchas y esqueletos de muchos organismos. Es la causa principal del agua dura. Es fundamental en la producción de vidrio y cemento, entre otros productos. Este carbonato, puede solubilizarse en medio ácido liberando los iones-9 calcio que lo forman. Si el producto de solubilidad del carbonato de calcio es 2,8 x 10 , calcule la solubilidad de esta sustancia bajo las siguientes condiciones: a) Agua pura. b) Una solución levemente alcalina de pH igual a 7,5.

c) Una solución levemente ácida con un valor de pH igual a 6,5. Datos: H2CO3, pKa1 = 6,36; pKa2 = 10,33. Indique cálculo de justificación:


47

oxidado 12. Un material dental de dudosa calidad tiene un “baño” de níquel, el cual ha sido por el uso. Para lavar el material dental, un operario lo ha dejado en remojo toda la noche con un lavalozas que contiene amoníaco, de modo de disolver las machas verdosas de hidróxido de níquel, Ni(OH)2. Indique, utilizando los cálculos adecuados, si es posible disolver el hidróxido de níquel en presencia del detergente amoniacal si la concentración de amoníaco es 1,5 (mol/L). Datos: KpsNi(OH) = 2 x 10-15, KfNi(NH ) = 5,5 x 108 2

3 62+


13. ¿Se disolverán 0,10 moles de AgCl en0,10 L de disolución de tiosulfato sódico 4,0 M? Indicar la concentración de todas las especies en disolución.Kps -10 3-14 (AgCl) = 2,8 x 10 y Ki [Ag(S2O3)2 ] = 6,0 x 10 Indique cálculo de justificación:

2+

2+

14. Una industria química convierte Zn(H2O)4 en Zn(NH3)4 , más estable, mezclando 50 2+ 2+ L de Zn(H2O)4 0,002 M y 25 L de NH3 0,15 M. ¿Cuál es la [Zn(H2O)4 ] final? Datos: 2+ 8 Kf del Zn(NH3)4 = 7,8 x 10 :

Zn(H2O)42+

(ac) + 4 NH3(ac)

↔ Zn(NH3)4


2+

(ac) + 4 H 2O(l)

48

15. Una solución contiene los aniones fluoruro, sulfato y oxalato, cada uno en concentración 0,01 M. Al agregar poco a poco una solución de cloruro de calcio, y suponiendo que el volumen permanece constante: Datos Kps (25ºC)

CaF2 3,4 x 10

CaSO4 6,0 x 10

CaC2O4 1,86 x 10

a) ¿Qué anión precipita primero? b) ¿Cuál es la concentración del anión que precipita primero cuando se inicia la precipitación segundo anión? del primer y del segundo anión cuando se c) ¿Cuáles son del las concentraciones inicia la precipitación del tercer anión? d) ¿Qué porcentaje de cada anión ha precipitado cuando se inicia la precipitación del tercer anión? Indique cálculo de justificación:

3+

2+

16. Se tiene una muestra de Fe y Mg . Están en solución 0,1 M cada uno. Se requiere separar el Fe del Mg. -12 -39 Datos: Kps Mg(OH)2 = 5,61 x 10 ; Kps Fe(OH)3 = 2,79 x 10 a) ¿A qué pH precipita el Fe? b) ¿A qué pH precipita el Mg? Indique justificación:


49

17.

El bromuro de plata puede encontrarse en forma mineral, suele prepararse con la reacción de nitrato de plata y bromuro de potasio (KBr). El bromuro de plata es muy soluciones pesado en agua, pero facilmente soluble en de amoníaco, tiosulfato y cianuro.

Calcule la solubilidad del bromuro de plata, AgBr, en: a) Agua pura, b) En una disolución que contiene 1,0 mol/L de tiosulfato de sodio, Na2S2O3. KpsAgBr = 5 x 10-13, KfAg(S2O3)23- = 4,7 x 1013. Indique justificación:

18. La constante de formación a 25°C para la reacción: Ag+ + 2NH3 Ag(NH3)2+ y para la reacción: ⇋

+ Ag + 2CN ⇋ Ag(CN)2

Kf

= 1,7 x 107

Kf

= 1,0 x 10

21

Calcule la constante de equilibrio a 25°C para la reacción:

+ Ag(NH3)2 + 2CN ⇋ Ag(CN)2 + 2NH3 Indique cálculo de justificación:

Guía de ejercicios Química General II QUIM 200 50

19. ¿Qué masa de AgCl se puede disolver en 100 mL de solución de 3Na2S2O3 0,2 M sabiendo que el valor de Kf para [Ag(S2O3)2] = 1,0 x 13 –10 10 y el Kps = 1,0 x 10 ? Indique cálculo de justificación:

20.

Cuando 0,82 g de cloruro de cinc, ZnCl2, se disuelven en 250 mL de cianuro de sodio, NaCN, de concentración 0,15 mol/L, ¿cuáles son las concentraciones de todas las especien en el equilibrio si la constante de formación del complejo, Kf, de cinc cianurado, Zn(CN)42-, tiene el valor 4,2 x 1019? Indique cálculo de justificación:

Guía de ejercicios Química General II QUIM 200 51

RESPUESTAS 1.

2+

Respuesta

-

2+

a) PbCl2(s) ↔ Pb (ac) + 2Cl (ac) b)

Ag2CrO4(s) ↔

+ 2Ag (ac)

3+

+ 2

-

2-

-6

3+ 2

2- 3

Kps = [Bi ] [S ] -11

2. Respuesta:

[Ag ] = [Cl ] = 6,3x10 M; Kps = 4,0x10


S=2+ 2x10 mol/L; -8 s=2x10 g/L [Ni ] = 8,7 x 10 M


a) S = 5,3x10 mol/L b) pH = 9,03 PI < Kps 2,91 x 10-11 < 4 x 10-9 Por lo tanto no se formará precipitado.

7. Respuesta:

a)

-10

-2

Kps = [Ag ] [CrO4 ]

c) Bi2S3(s) ↔ 2Bi (ac) + 3S (ac) +

-2

Kps= [Pb ][Cl ]

2+CrO4 (ac)

-8

-6

S = 1,26x10

-17

mol/L

-49

b) 8. Respuesta:

mol/L c) s = 8,2x10 mol/L Se pueden dissolver 0,31 g de sulfato de calcio

9. Respuesta:

Para precipitar el AgBr sin que precipite los iones Cl, el valor de

s = 2,00x10 -25

-

+

10. Respuesta:

11. Respuesta:

-11

-9

[Ag ] debe ser mayor que 3,9x10 M y menor que 8,0x10 M Precipita primero el sulfato de bario y cuando empiece a precipitar el fluoruro de bario la concentración que quedará en disolución de sulfato es 7,2 x 10-7 M, que suponen 6,9 x 10-2 mg, por lo que se puede decir entonces que ha precipitado prácticamente todo el sulfato. a)

-5

s = 5,3x10 mol/L -8 b) s = 3,16x10 mol/L -7

c) s = 3,2x10 mol/L 12. Respuesta: Sí, es posible ya que la solubilidad del complejo de níquel -3

amoniacal es 7,4x10 13.Respuesta: 14.Respuesta: 15.Respuesta:

+

[Ag ] = 1,5 x 10 +

-14

3-

3-

M; [Ag(S2O3)2 ] = 1,0 M; [S 2O3 ] = 2,0 M;

[Na ] = 8,0 M [Zn(H2O)4 ] = 4,1 x 10 M a) 5,47 Oxalato b) x 10- M c) [Oxalato] = 3,1 x 10-7 M; [F-] = 7,5 x 10-5 M d) (Oxalato) ≈ 100%; (F-) ≈ 99,25% Guía de ejercicios Química General II QUIM 200 52


53

16.Respuesta:

a)

pH = 2,34

b)

pH = 9,03 -7

17.Respuesta:

a) 7,1x10 M b) 0,45 M

18.Respuesta:

a) 9,12 x 10 M

-8

-17

b) Q = 8,32 x 10 . Si precipita Ag2S 19.Respuesta:

1,41 g (9,84 x 10-3 moles)

20.Respuesta:

[Zn2+] = 6,2 x 10-17 (mol/L), [Zn(CN)42-] = 0,024 (mol/L),

[CN-] = 0,055 mol/L


54

GUIA Nº 3 UNIDAD Nº 3 EQUILIBRIO REDOX Objetivos específicos de la Unidad 3

1. 2.

Conceptos Generales de Óxido-Reducción. Balanceo de Ecuaciones. Potenciales Estándar de Reducción. Ecuación de Nernst.

3.

Oxido-reducción en sistemas inorgánicos. Electrólisis.


BIBLIOGRAFIA: 1.


2.



55

EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. a) Determinar los números de oxidación de cada elemento, identificar los elementos que sufren cambio en su número de oxidación e indicar cual se reduce en las reacciones siguientes. i) Fe2O3 + CO → Fe + CO2 ii) H2SO4 + KBr → Br2 + K2SO4 + SO2 + H2O iii) K2Cr2O7 + H2SO4 + KI → I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O b) Balancear las siguientes reacciones en medio ácido ymedio básico por el método del ion-electrón. i) KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O ii) Cr2(SO4)3 + KClO 3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O Desarrollo: a) i) Fe2O3 + CO → Fe + CO2 Los elementos destacados son los que cambian su estado de oxidación (E.O.): Fe2 O3 + 3 C O → 2 Fe + 3 C O2 +2 –2 0 +4 –2 E.O.: +3 –2 Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0”, luego se reduce (cadaátomo de Fe captura 3 electrones). Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4”, luego se oxida (cadaátomo de C pierde 2 electrones). ii) H2SO4 + KBr → Br2 + K2SO4 + SO2 + H2O Los elementos destacados son los que cambian su estado de oxidación (E.O.): 2 H2 S O4 + 2 K Br → Br2 + K2 S O4 + S O2 + 2 H2 O E.O.: +1 +6 –2 0 +1 +6 –2 +4 −2 +1 −1

+1 −2

Reducción: El S disminuye su E.O. de “+6” a “+4”, luego se reduce (cadaátomo de S captura 2 electrones). Oxidación: El Br aumenta su E.O. de “-1” a “0”, luego se oxida (cada átomode Br pierde 1 electrón).


56

iii) K2Cr2O7 + H2SO4 + KI → I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Los elementos destacados son los que cambian su estado de oxidación (E.O.): K2 Cr2 O7 + 7 H2 S O4 + 6 K I → 3 I2 + Cr2 (S O4)3 + 4 K2 S O4 + 7 H2 O

E.O.: +1 +6 -2 +1 +6 –2 +1 −1

0 +3 +6 –2

+1 +6 –2 +1 −2

Reducción: El Cr disminuye su E.O. de “+6” a “+3”, luego se reduce (cadaátomo de Cr captura 3 electrones). Oxidación: El I aumenta su E.O. de “-1” a “0”, luego se oxida (cada átomode I pierde 1 electrón). b) i) KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O Pasos del método ion-electrón en medio ácido: 1. Moléculas o iones existentes en la disolución: KMnO4 → K+ + MnO4–

H2SO4 → 2H+ + SO42–

KI → K+ + I–

MnSO4 → Mn2+ + SO42–

K2SO4 → 2K+ + SO42–

I2 y H2O (sin disociar)

2. Escribir semirreacciones y balancear por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semirreacciones: –

–

Oxidación: 2 I → I2 Reducción: MnO4 → 2+

Mn

3. Para reacciones en medio ácido, agregar H2O para balancear los átomos de O + y H para balancear los átomos de H: –

Oxidación: 2 I → I2 –

+

2+

Reducción: MnO4 + 8 H → Mn

+ 4 H2O

4. Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semirreacciones para balancear las cargas. Además si es necesario, igualar el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado: –

−

Oxidación: 5 x (2 I → I2 + 2e ) Reducción: 2 x (MnO4– + 8 H+ + 5e− → Mn2+ + 4 H2O)


57

–

−

Oxidación: 10 I → 5 I2 + 10e –

+

−

2+

Reducción: 2 MnO4 + 16 H + 10e → 2 Mn –

–

+ 8 H2O

+

Reacción global: 10 I + 2 MnO 4 + 16 H → 5 I2 + 2 Mn

2+

+ 8 H2O

5. Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: + 10 KI → 2 MnSO

4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O 2 KMnO4 + 8 H2SO4 Las 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

ii) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O 1. Moléculas o iones existentes en la disolución: 3+

2–

+

Cr2(SO4)3 → 2Cr + 3SO4 KOH → K + – OH + – + KClO23–→ K + ClO K CrO4 → 2K + + 3 –2 CrO4 KCl → K + Cl + 2– K2SO4 → 2K + SO4 H2O (sin disociar) 2. Escribir semirreacciones y balancear por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semirreacciones: Oxidación: Cr3+ → CrO42– –

–

Reducción: ClO3 → Cl

3. Para reacciones en medio básico, agregar OH para balancear los átomos de O y H2O para balancear los átomos de H: 3+

Oxidación: Cr

–

+ 8 OH → CrO4

2–

+ 4 H2 O 2–

–

Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO4 provienen de los OH existentes en el medio básico. Se necesitan el doble, pues la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H. –

–

Reducción: ClO3 + 3 H2O → Cl + 6 OH

–

–

–

Los 3 átomos de O que se precisan para formar el Cl provienen de los OH existentes en el medio con todosbásico. los átomos Se necesitan de H. el doble, pues la mitad de éstos van a parar al 2HO junto


58

4. Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semirreacciones para balancear las cargas. Además si es necesario, igualar el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado. 3+

–

Oxidación: 2 x (Cr

2–

+ 8 OH → CrO4

−

+ 4 H2O + 3e )

–

–

–

Reducción: ClO3 + 3 H2O + 6e → Cl –

3+

2–

– 3+

−

+ 16 OH → 2 CrO4 + 8 H2O + 6e

2 Cr

R. global: 2Cr

–

+ 6 OH

−

3 –

–

2

–

2–

– –

–

3 2CrO H O + 6e+ 8H → Cl + 6 OH + ClO 16OH + ClO3 + 3H2O+→ 4 2O + Cl + 6OH –

Simplificando los OH y el H2O presentes en ambos miembros: 3+

2 Cr

–

–

2–

+ 10 OH + ClO 3 → 2 CrO4

–

+ 5 H2O + Cl

5. Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: Cr2(SO4)3 + KClO3 +

10 KOH → 2 K 2CrO4

+ 5 H2O + KCl + 3 K2SO4

Las 3 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

2.

3+ 2+ a)Fe Calcule el, potencial donde: semicelda porsemicelda el par /Fe2+ en la cualde la una [Fe3+celda ] = 1,00 M y una la [Fe ] = 0,10está M; yformada en la otra

- 2+ -2 se encuentra el par MnO4 /Mn en solución ácida con una [MnO4 ] = 1,0 x 10 M, la +2 -4 + -3 [Mn ] = 1 x 10 M y la [H ] = 1,0 x 10 M. 3+

+2

b) Una pila Al(s) / Al (ac) (0,10 M) // Cu (ac) (0,020 M) / Cu(s) empieza a funcionar. Calcule su potencial inicial y el potencial que tendrá cuando la concentración del catión cúprico se redujo en un 30%. ¿Cuál es la Keq y el Gº de esta reacción a 25ºC?

- 2+ 3+ 2+ 3+ Datos: Eº Fe /Fe = 0,771 V; Eº MnO4 /Mn = 1,51 V; Eº Al (ac)/Al(s) = -1,66 V; Eº +2 Cu (ac)/Cu(s) = 0,34 V.


59

Desarrollo: a) Primero se debe balancear la ecuación en medio ácido y calcular el potencial estándar, Eº:

+ − 2+ MnO4 (ac) + 8 H (ac) + 5 e → Mn (ac ) + 4 H2O(l) 2+

3+

Eº = 1,51 V

−

5 (Fe (ac) → Fe (ac) + e )

Eº = - 0,771 V

+ − 2+ MnO4 (ac) + 8 H (ac) + 5 e → Mn (ac) + 4 H2O(l) + + − 5 F e ac → 5 Fe ac + 5 e

Eº = 1,51 V

-

+

2+

Eº = - 0,771 V

2+

3+

MnO4 (ac) + 8 H (ac) + 5 Fe (ac) → Mn (ac) + 4 H2O(l) + 5 Fe (ac) Eºcelda = 0,74

V

O bien se puede calcular: Eºcelda = Eºred (cátodo) − Eºred (ánodo) 3+ Eºcelda = Eº (MnO4 ) – Eº (Fe ) Eºcelda = 1,51 V – (0,771 V) = 0,74 V Recordemos que la Ecuación de Nernst es:

E = Eº − 0,0592n logQ

Ecuación 1

Donde Eº es el potencial estándar, n es el número de electrones y Q el cociente de reacción. Reemplazando en la ecuación 1:

[Mn +2 ][ Fe +3 ] 5 [ 4 ][ + ] 8 [ +2 ]

0,0592 V

E celda = 0,74 V −

5

−

log

MnO

log −2 1,0 x 10 5 E celda = (0,74 V – 0,32 V) = 0,42 V celda = 0,74 V −

Fe

5

[1 x 10−4 ][1,00]5

0,0592 V

E

H

[

][ 1,0 x 10 ] 8 [0,10 ]5


−3

60

b) Primero se debe balancear la ecuación y calcular el potencial estándar, Eº: 3+

−

2 x (Al(s) → Al (ac) + 3 e ) 2+ − 3 x (Cu (ac) + 2 e → Cu(s)) 3+

Al 32 Cu

s+

Eº = 1,66 V Eº = 0,34 V

−

→ 2 Al− ac + 6 e ac + 6 e → 3 Cu (s)

2 Al s + 3 Cu

2+

ac

Eº == 0,34 1,66 VV Eº 3+

→ 2 Al

ac

+ 3 Cu s

Eºcelda = 2,00 V

Recordemos que la Ecuación de Nernst es: E = Eº − 0,0592 logQ

Ecuación 1

n

Donde Eº es el potencial estándar, n es el número de electrones y Q el cociente de reacción. Reemplazando en la ecuación 1:

[Al+3 ] 2

− 0,0592 V

E celda(inicial) = 2,00 V

log

Cu +2

6

E

= 2,00V − 0,0592 V

celda(inicial)

3

[0,10 ] log

[0,020 ] 6 E celda(inicial) = (2,00 V – 0,030 V) = 1,97 V

3

La concentración de ion cúprico se redujo en un 30%: +2

[Cu ]inicial = 0,02 M El 30% de este valor es:

[Cu+2 ]reducida = 10030 x 0,02 M +2

-3

[Cu ]reducida = 6,0 x 10 M +2

+2

+2

-3

[Cu ] final = [Cu ] inicial - [Cu ]reducida = 0,02 M - 6,0 x 10 M Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

61

+2

[Cu ]final = 0,014 M Entonces el potencial de celda es:

E

= 2,00V

− 0,0592 V

log 6 E celda = (2,00 V – 0,035 V) = 1,96 V celda(final)

[0,10]

2

[0,014 ]

3

Para determinar la constante de equilibrio debemos recordar que Ecelda = 0, por lo tanto: Eº =

0,0592 n logK

Despejando y obteniendo el antilogaritmo la constante se obtiene por la siguiente ecuación: Log K =

Eº x n 0,0592 V

Eº x n

K=

10 0,0592 V

K=

10 0,0592 V

2,00Vx6

203

K = 1,00 x 10 Para determinar Gº se utiliza la ecuación siguiente, donde F = 96500 C y que 1J = C x V: Gº = - n F Eºcelda 6

Gº = - 6 x 96500 C x 1,96 V = - 1,13 x 10 J 3

Gº = - 1,13 x 10 kJ 3.

+2

Calcule la masa de cobre producido al reducirse iones Cu por el paso de 2,5 amperes de corriente, por una solución de sulfato cúprico, CuSO 4, durante un tiempo de 45 minutos.

Desarrollo: +2 La semi-reacción de reducción de los iones Cu en el cátodo es: +2 Cu (ac) + 2e- Cu (s) En ella vemos que por cada 2 moles de e- se deposita 1 mol (63,5g) de cobre sólido. Calculemos la cantidad de carga eléctrica transportada Q, en Coulomb. La cantidad de Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

62

carga en Coulomb es igual a la intensidad de la corriente en Amperes (C/s) multiplicada por el tiempo transcurrido en segundos Q (C) = I(A) x t(s) Como Ampere = C/s debemos transformar los minutos a segundos: 45min× 60 s= 2700s 1min Ahora, reemplazando: Q(C) = 2,5 c/s x 2700 s = 6750 C

Con la constante de Faraday, que nos da la cantidad de carga eléctrica de 1 mol de electrones: 1F = 96500 C/mol, se calcula el número de moles de electrones: 1 mol de e- = 96500 C

x mol ex = 0,07 mol e

6759 C

y ahora se relaciona el número de moles de electrones con los moles de Cu que se forman: 2 mol e1 mol de Cu

=

0,07 mol ex mol de Cu

x = 0,035 mol de cobre

Masa Cu = 0,035 mol x 63,5 g/mol = 2,22 g de cobre son los que se producen


63


Dadas las reacciones siguientes: a) CO + 2H2 → CH3OH b) HCl + NaOH → NaCl + H2O c) 2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

Deducir si son reacciones redox o no, y en caso afirmativo, indicar el número de oxidación de cada uno de los elementos y qué elementos se oxidan y cuáles se reducen. Indique justificación:

2.

En metalurgía, que es el proceso para obtener metales a partir de sus minerales, siempre se efectúan reacciones de óxido- reducción. En la metalurgía de la galena (PbS), el mineral principal que contiene plomo, el primer paso es la conversión de sulfuro de plomo en óxido (mediante el proceso de tostación)

2PbS(s) + 3 O2(g) → 3PbO(s) + 2SO 2(g) A continuación se trata el óxido con monóxido de carbono para obtener un metal libre. PbO(s) + CO(g) → Pb(S) + CO2(g) Identifique que átomos se oxidan y se reducen en cada reacción y especifique caules son los agentes oxidantes y reductores. Indique justificación:


64

3.

Balancee la siguiente ecuación de óxido reducción utilizando el método ion – electrón en medio ácido: K2SO3 + KIO3 + HCl → K2SO4 + I2 + KCl + H2O Indique justificación:

4.

En reacciones donde una especie redox se oxida y se reduce por sí misma, recibe el nombre de dismutación . En este caso, el cloro se oxida y reduce a la vez inducido por el medio alcalino de la reacción. Esta es una de las reacciones utilizadas en la industria para la síntesis de hipoclorito de sodio por su bajo costo. Balancee la siguiente ecuación de óxido reducción utilizando el método ion– electrón en medio alcalino: NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO Indique justificación:

5.

Por acción del dicromato potásico en medio ácido sulfúrico sobre el yoduro potásico, se produce la oxidación de éste, srcinándose como productos de reacción sulfato potásico, sulfato de cromo (III), yodo y agua. Balancea la reacción completa por el método del ion–electrón. Indique justificación:


65

6.

Balancea por el método del ion-electrón, la reacción de oxidación de yoduro de potasio a yodo mediante clorato de potasio en medio básico (pasando a cloruro de potasio). Indique justificación:

7.

Completar y balancear por el método del ion-electrón las reacciones siguientes: a) Ácido sulfhídrico con dicromato de potasio en medio ácido clorhídrico para dar azufre y cloruro de cromo(III). b) Dióxido de azufre con permanganato de potasio en medio ácido para dar ácido sulfúrico y sulfato de manganeso(II). c) Arsenito de potasio con permanganato de potasio en disolución de KOH para dar arseniato de potasio y dióxido de manganeso. Indique justificación:

8.

Calcule la fem estándar de la pila: 3+

-

Fe (ac) + I (ac) →Fe2+(ac) + I2 (s) Si los potenciales estándar de reducción son los siguientes: E°Fe(III)/Fe(II) = +0,77 (v) y E°I2/I- = +0,535 (v). ¿La reacción es espontánea en el sentido que está escrita? Indique cálculo de justificación:


66

9.

Los potenciales normales de reducción en condiciones estándar de los pares 2+ 2+ 2+ Cu /Cu, Pb /Pb y Zn /Zn son respectivamente, 0,34 V,–0,13 V y –0,76 V. a) Explica, escribiendo las reacciones correspondientes qué metal/es producen desprendimiento de hidrógeno al ser tratados con un ácido. b) Haz un esquema y escribe las reacciones de ánodo y cátodode la pila formada por electrodos de Zn y Pb. Indique justificación:

10. Deduce razonadamente y escribiendo la ecuación ajustada: 2–

a) Si el hierro en su estado elemental puede ser oxidadoa Fe (II) con MoO4 . – b) Si el hierro (II) puede ser oxidado a Fe (III) con NO3 . 2–

3+

–

3+

2+

Datos: Eº (MoO4 /Mo ) = 0,51 V; Eº (NO3 /NO) = 0,96 V; Eº (Fe /Fe ) = 0,77 V; Eº 2+ 0 (Fe /Fe ) = –0,44 V. Indique cálculo de justificación:

11. Calcule la fem no estándar de la siguiente reacción: 2+ Zn(s) + Cu (ac)  Zn2+(ac) + Cu(s) Indique si la reacción es espontánea dadas las siguientes concentraciones para las especies iónicas en disolución acuosa: una concentración de 0,01 (mol/L) para el ion cinc(II) y una concentración de 0,1 (mol/L) para el ion cobre(II). Los potenciales estándar de reducción son los siguientes: E°Zn(II)/Zn = -0,76 (v) y E°Cu(II)/Cu = +0,34 (v). Indique cálculo de justificación:


67

-

2+

12. Dados los siguientes potenciales: E°(MnO4 /Mn ) = 1,51 voltios Eº(BrO3 /Br ) = 1,44 voltios Determine el rango de pH donde es espontánea la siguiente reacción: -

-

+

Br ac + MnO4 ac + H ac

Mn

2+

ac

-

+ BrO3 ac


13.

El estaño es un metal plateado, maleable, que no se oxida fácilmente y es resistente a la corrosión. Se encuentra en muchas aleaciones y se usa para recubrir otros metales protegiéndolos de la corrosión. Haga un estudio del efecto de la variación de pH en la corrosión del estaño en una aleación y la posible formación de hidróxido de estaño, dados los semi potenciales de reducción estándar. +

-

SnO2 (s) + 4 H (ac) + 4e Sn(OH)2 s + 2 H ac + 2 e + O2(g) + 4 H (ac) + 4 e

Sn(s) + 2 H2O Sn(s) + 2 H2O H2O(l)

E° = -0,117 (v) E° = -0,547 (v)

E° = 1,229 (v



68

3+

2+

14. La FEM de la pila Ag /AgCl(s) // Fe / Fe

es Eº = 0,548 V.

a) Describir el proceso anódico, catódico y total. b) Calcule el valor de Gº para esta reacción. c) Calcule el valor de la constante de equilibrio para este proceso. 3+ 2+ d) Calcule el valor de la FEM si [Cl] = 0,50 M; [Fe ] = 0,10 M y [Fe ] = 0,010 M 3+ 2+ + Datos: Eº Fe /Fe = + 0,77 V; Eº Ag /Agº = + 0,80 V. Indique cálculo de justificación:

15. A continuación se muestra un diagrama de potencial en el que se indican los potenciales estándar de reducción para las semirreacciones entre los estados de oxidación de un elemento metálico hipotético M. + 2+ 2+ Datos: Eº Ag /Agº = +0,799 V; Eº Fe /Feº = -0,44 V; Cl /Cl2(Pt) = +1,359 V; Eº Sn /Sn = -0,136 V.

En condiciones normales: a) b) c) d) e)

+

¿reaccionará M con Ag ?; 3+ ¿podrá el hierro metálico reducir al catión M ?; 3+ ¿puede el cloro (Cl2) oxidar al catión M ?; 4+ ¿puede el estaño metálico reducir alcatión M ?; 4+ 2+ ¿reaccionarán M y MO2 ?



69

16. Un acumulador de plomo es una pila basada en el proceso: +

–

Pb(s) + PbO2(s) + 2 H (ac) + 2 HSO4 (ac) → 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l) ¿Por qué disminuye lentamente el voltaje mientras se va gastando? Indique justificación:

17. Si se electroliza una solución de CuSO4, durante 7,00 minutos con una corriente de 0,60 amperes, ¿cuál es el número de coulombs producidos? ¿Cuántos moles de cobre metálico se depositan en esta electrólisis? Indique cálculo de justificación:

18. ¿Qué masa de aluminio se deposita electrolíticamente porla acción de una corriente de 40 amperes durante una hora? Indique cálculo de justificación:


70

19. ¿Cuál es la intensidad de la corriente necesaria para depositar enel cátodo 10,00 g de oro por hora de una disolución que contiene una sal de oro trivalente? Indique cálculo de justificación:

20. Se electroliza una disolución de cloruro de níquel, empleando una corriente de 1,48 A. El proceso anódico consiste únicamente en la liberación de cloro, pero en el cátodo se deposita níquel y se desprende además hidrógeno. Si en el cátodo se depositan 1,926 g de níquel, calcular: a) El tiempo en horas que ha durado la electrólisis b) El volumen de hidrógeno a 18ºC y 738 mmHg que se ha desprendido en el mismo tiempo Indique cálculo de justificación:


71

RESPUESTAS 1. Respuesta:

a)

+2 –2

0

-2 +1 -2 +1

C O + 2 H2 → C H3 O H; Se oxida el H y se reduce el C. b)

+1 -1

+1 -2 +1

+1 -1

+1 -2

H Cl + Na O H → Na Cl + H2 O; No es una reacción redox. c)

+1 -2 +4 -2

H2

2. Respuesta:

0

O2 →

2 S+S 2PbS(s) + 3 O2(g) +2

-2

+1 -2

3 S + 2 H2 O; Se oxida y se reduce el S. → 3PbO(s) + 2SO 2(g)

0

+2 -2

+4 -2

PbO(s) + CO(g) → Pb(S) + CO2(g) +2 -2

+2 -2

0

+4 -2

3. Respuesta:

5K2SO3 +2 KIO3 + 2HCl → 5K2SO4 + I2 + 2KCl + H2O

4. Respuesta:

2NaOH + Cl2

5. Respuesta:

K2Cr2O7 + 7 H2SO4 + 6 KI → Cr2(SO4)3 + 7 H2O + 3 I2 + 4 K2SO4

6. Respuesta:

6 KI + KClO3 + 3 H2O → 3 I2 + KCl + 6 KOH

7. Respuesta:

a) 3 H2S + K2Cr2O7 + 8 HCl → 3 S + 2 CrCl3 + 7 H2O + 2 KCl

→

NaCl + NaClO + H2O

b) 2 KMnO4 + 5 SO2 + 2 H2O → 2 MnSO4 + 2 H2SO4 + K2SO4 c) 3 KAsO2+ 2 KMnO4 + H2O → 3 KAsO3 + 2 MnO2 + 2 KOH 8. Respuesta:

Fem = +0,235 (v) Este potencial

es positivo, por lo tanto, la reacción es

espontánea en el sentido que está escrita. 9. Respuesta:


a)

Pb y Zn.

b)

Cátodo: Pb (ac) + 2 e −

2+

−

→ Pb(s) 2+

a)

Ánodo: Zn(s) – 2 e → Zn (ac) Si

b)

Si

E = +1,13 (voltios). Este potencial es positivo, por lo tanto, la reacción es espontánea en las condiciones dadas.


0 < pH <1,98 Los potenciales más altos son para la formación de Sn(OH) 2, por lo tanto, este es el producto mayoritario de la corrosión del estaño bajo

las condiciones dadas.


72

14.Respuesta:

a)

+ − Ánodo (oxidación): Agº → Ag + 1 e ; pero al existir iones Cl en la disolución, el proceso real es el siguiente: Agº(s) + Cl (ac)→ AgCl(s) + 1 e− 3+ 2+ − Cátodo (reducción): Fe ac + 1 e → Fe (ac) . Proceso global: Agº s + Cl

-

ac

+ Fe

3+

ac →

AgCl s + Fe

2+

ac

b) Gº = - 53 kJ 9 c) K = 1,81 x 10 d) Eº = 0,589 V 15.Respuesta:

a) Sí (E° = 2,03 + 0,80 = 2,83 V) b) No (E° = -2,03 + 0,44 = -1,59 V) c) Sí (E° = -0,47 + 1,36 = 1,89 V) d) Sí (E° = 0,47 + 0,14 = 0,61 V); e) No (E° = -1,15 + 0,93 = -0,22 V) +

–

17.Respuesta:

Porque disminuyen las concentraciones de H y HSO4 . Q =252 coulombs

18.Respuesta:

n = 1,30x10 moles de cobre depositados m Al = 13,428 g

16.Respuesta:

-3

19.Respuesta: 20.Respuesta:

I =4,02 amperes a) t = 1,25 h b) V = 41,3 mL


73

GUIA Nº 4 UNIDAD Nº 4 CINETICA QUÍMICA Objetivos específicos de la Unidad 4 1.

Concepto de Velocidad de reacción.

2. 3.

Leyes de velocidad y órdenes de reacción. Ecuaciones Integradas. Efecto de la temperatura.

4.

Mecanismo de reacción.


BIBLIOGRAFIA: 1.


2.



74


¿Cuál es la relación entre la velocidad de desaparición del ozono y la velocidad de aparición de oxígeno en la siguiente ecuación: 2O3(g) 3O2(g) Indique justificación:

2.

-5

Si la velocidad de aparición de O2, [O2]/ t, es de 6,0x10 M/s en un instante determinado, ¿cuál es el valor de la velocidad de desaparición de O 3, en ese momento? Indique cálculo de justificación:

3.

Para la reacción química C D, la concentración inicial de C es 5,0 mol/L y su concentración después de 30 minutos es 3,0 mol/L. ¿Cuál es la velocidad promedio de esta reacción? Indique cálculo de justificación:


75

4.

La isomerización del metil isonitrilo, CH3NC, en acetonitrilo, CH3CN, se estudió en fase gaseosa a 215ºC y se obtuvieron los datos siguientes: Tiempo (s) 0 2000 5000 8000 12000 15000

[CH3CN] (M) 0,0165 0,0110 0,00591 0,00314 0,00137 0,00074

Calcular la velocidad promedio de la reacción para el intervalo de tiempo entre cada medición. Indique cálculo de justificación:

5.

Al realizar un experimento sobre la velocidad de descomposición del N2O5:

N2O5(g)

N2O4(g) + ½ O2(g)

se obtuvieron los siguientes datos en dos experimentos: Experimento N2O5 (M) 1 1,20x10 2 3,60x10

v0 (M / h) 2,0x10 6,0x10

a) Deduzca la ley de velocidad para la reacción b) Calcule la constante de velocidad Indique cálculo de justificación:


76

6.

Los datos de la tabla siguiente pertenecen a la reacción:

CO(g) + NO2(g) → CO2(g) + NO(g) en donde vemos cómo varía la velocidad de la misma en función de la diferentes concentraciones iniciales de ambos reactivos. Experimento [CO]0 (M)

[NO2]0 (M) 0,4 · 10 0,8 · 10 0,2 · 10

-

1 2 3

3 · 10 3 · 10 3 · 10

4 5

6 · 10

-

-

-

1,8 · 10

0,4 · 100,4 · 10

v0 (M / h)

-

2,28 · 10 4,56 · 10 1,14 · 10 -

4,56 · 10 13,68 · 10

Determina el orden de reacción, la constante de velocidad y la velocidad cuando [CO] 0= 0,01 M y [NO2]0 = 0,02 M. Indique cálculo de justificación:

7.

La destrucción de la capa de ozono es debida entre otras a la siguiente reacción:

NO + O3 → NO2 + O2 La velocidad que se ha obtenido en tres experimentos en los que se ha variado las concentraciones iniciales de los reactivos ha sido la siguiente: Experimento [NO]0 (M) [O3]0 (M) 1 1,0 · 10 3,0 · 10 2 1,0 · 10 9,0 · 10 3 3,0 · 10 9,0 · 10 a) Determina la ecuación de velocidad. b) Calcular el valor de la constante de velocidad.

v0 (M/s)

-

6,6 · 10 1,98 · 10 5,94 · 10



77

8.

a) Dibuje un diagrama energético para la evolución de una reacción exotérmica. Muestre en este diagrama las energías de activación del proceso directo y del inverso. Muestre también cómo influiría la presencia de un catalizador y cómo calcular el cambio energético neto en la ecuación. b) Para la reacción hipotética A + B ↔ C + D en condiciones también hipotéticas, la energía de activación es de 32 kJ/mol. Para la reacción inversa, esa energía es de 58 kJ/mol. Razone si la reacción es exotérmica o endotérmica. Indique cálculo de justificación:

9. Enfase gaseosa. Los átomos de yodo se combinan para formar yodo molecular I(g) + I(g) I2(g) Esta reacción sigue uma cinética de segundo orden y tiene el alto valor de constante de 9 velocidade de 7,0x10 1/Ms a 23°C. a) Si la concentración inicial de I era de 0,086 M, calcule la concentración después de 2,0 min. b) Calcule la vida media de la reacción si la concentración inicial de I es 0,60 M, y si es de 0,42M Indique justificación:

10. Dadas las siguientes proposiciones indicar, justificando la respuesta, cuáles son verdaderas y cuáles son falsas. Cuando se añade un catalizador a un sistema: a) La variación de entalpía de la reacción se hace más negativa, es decir, la reacción se hace más exotérmica y por lo tanto más rápida; b) La variación de energía estándar de Gibbs se hace más negativa y en consecuencia aumenta su velocidad; c) Se modifica el estado de equilibrio; d) Se modifica el mecanismo de la reacción y por ello aumenta la velocidad de la misma. Indique justificación:


78

11. La figura siguiente muestra el diagrama de energía potencial para el sistema reaccionante: A + B → C+ D

a) ¿Cuál es el valor de la energía de activación para esta reacción? b) ¿Se tata de una reacción endotérmica o exotérmica? Indique cálculo de justificación:

12. La constante de velocidad de una reacción a 20°C es 1,5 M/s, mientras que a 30°C su constante de velocidad es 2,5 M/s. Calcular la energía de activación aE Indique cálculo de justificación:


79

13. Una reacción tiene una energía de activación Ea = 80 KJ/mol. ¿Cuál será el efecto sobre la velocidad al elevar la temperatura de 20°C a 30°C? Indique cálculo de justificación:

14. La reacción: NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g) sucede en dos etapas: 1ª etapa (lenta): 2 NO2 → NO + NO3 2ª etapa (rápida): NO3 + CO → NO2 + CO2 a) ¿Cuál es el intermediario de la reacción? b) ¿Cual es la ley de velocidad? Indique cálculo de justificación:

15. El oxido nítrico, NO, reacciona con hidrógeno formando óxido nitroso N2O: 2 NO(g) + H2(g) → N2O(g) + H2O(g) En una serie de experimentos se han obtenidos los siguientes resultados: -1 -1

Experimento

[NO] (M)

[ H2 ] (M)

1

0,064

0,022

2,6 x 10

2

0,064

0,044

5,2 x 10

0,128

0,022

3


v inicial (M s ) -2 -2

0,1

80

Determinar la ecuación de la velocidad y calcular el valor de la constante de velocidad. Indique cálculo de justificación:

16. La sacarosa, C12H22O11, reacciona en soluciones ácidas diluidas para formar azúcares más sencillos: glucosa y fructosa. Ambos azúcares tienen la fórmula molecular C6H12O6, aunque difieren en su fórmula estructural. La reacción es: C12H22O11(ac) + H2O(l) → 2 C6H12O6(ac) Se estudió la velocidad de esta reacción a 23ºC en HCl 0,5 M y se obtuvieron los datos siguientes: Tiempo 0 39 80 140 210

[C12H22O11] (M)

0,316 0,274 0,238 0,190 0,146

¿La reacción es de primer o segundo orden con respecto a la sacarosa? Calcule k. Indique cálculo de justificación:


81

17. La producción de COCl2 a partir de CO y Cl2 presenta un mecanismo con las siguientes etapas: (1) Cl2 → 2 Cl (2) Cl + CO → 2 Cl + COCl (3) COCl + Cl2 → COCl2. Las etapas (1) y (2) y sus inversas son rápidas. La (3) es lenta. Deduzca la ecuación de velocidad de la reacción global. Indique cálculo de justificación:

18. ¿Cuál es el valor de la energía de activación para una reacción si la constante de velocidad se duplica cuando la temperatura aumenta de 15 a 25ºC? Indique cálculo de justificación:


82

19. En la obtención del ácido nítrico, una de las etapas principales es la oxidación del óxido nítrico a dióxido de nitrógeno: 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) Para esta reacción, se ha determinado experimentalmente que su ecuación de velocidad 2 -3 -2 -1 es: v = k [NO] [O2] y que la constante de velocidad, a 250 ºC, vale: k = 6,5 x 10 M s . Calcular la velocidad de oxidación del NO, a dicha temperatura, cuando las concentraciones iniciales de los reactivos son: a) [NO] = 0,100 M; [O2] = 0,210 M b) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M Indique cálculo de justificación:

20. La descomposición del dióxido de nitrógeno en nitrógeno y oxígeno es una reacción -1 -1 de segundo orden con una constante de velocidadk = 12,5 M s . Calcule la vida media de la reacción si [NO2]0 = 0,00260 M. Indique cálculo de justificación:

21. Demuestre que en una reacción de primer orden el tiempo que se requiere para que en la reacción quede el 0,1 % del reactivo inicial es 10 veces el tiempo de vida media (t1/2). Indique cálculo de justificación:


83

22. En una determinada reacción de orden uno, la concentración de reactivo se reduce a la mitad de su valor inicial en 5000s, cuando la temperatura es 27 °C. A una temperatura de 37 °C, la concentración se reduce a la mitad en un tiempo de 1000s. Calcular: a) La constante de velocidad de reacción a 27 °C b) El tiempo necesario paraque la concentración inicial se reduzca ala cuarta parte a 37 °C c) La energía de activación de dicha reacción



84

RESPUESTAS 1. Respuesta:

v =- 1 [O3]

= 1[O2]

2t

3T -5

2. Respuesta:

v=4,0x10 mo lO3/Ls

3. Respuesta:

v = 1,1x10 mol/Ls

4. Respuesta:

Para to = 0 y t = 2000 s; v = 2,75 x 10 Ms

-3

-6

Para t o = 2000 s y t = 5000 s; v = 1,70 x 10 Para t o = 5000 s y t = 8000 s; v = 9,27 x 10

-1

-6 -7

Para to = 8000 s y t = 12000 s; v = 4,42 x 10

Para to = 12000 y t = 15000 s; v = 2,10 x 10

5. Respuesta:

-7 -7

Ms Ms

-1 -1

Ms

-1

Ms

-1

a) v = k[N2O5] -2 -1

b) k =1,67x10 s 6. Respuesta:

Primer orden con respecto al NO2. Primer orden con respecto al CO. k = 1,9 mol–1·L·s–1 –4

–1 –1

v = k [CO] [NO2] = 3,8 x 10 mol·L ·s 7. Respuesta:

a) Primer orden con respecto al O3. Primer orden con respecto al NO 7

b) k = 2,2 x 10 M/s


85

8.

Respuesta:

a) El catalizador disminuye la energía de activación (Ea) al

formarse un complejo activado de menor energía. El calor de reacción es el mismo en ambos casos ya que depende sólo de la energía de los reactivos y de los productos.

b)

La reacción citada es exotérmica, los reactivos tienen más energía que los productos, se desprenden 26KJ/mol. H = -26 kJ/mol.

9. Respuesta:

-12

a)

[I] = 1,2x10

b)

t1/2 = 2,4x10 t1/2 = 3,4x10

10. Respuesta:

a)

M

-10

s [I]o =0,60 M

-10

s [I]o = 0,41 M

Falso, pues la entalpía de la reacción es función de estado y sólo depende del estado inicial y final del sistema, en donde no aparece el catalizador.

b) Falso, pues la energía libre de Gibbs también es función de estado y no varía por la presencia de catalizadores. Varía la velocidad porque varía la energía de activación. c)

Falso. Los catalizadores no influyen en el equilibrio, pues las constantes del mismo sólo dependen de las concentraciones

o presiones parciales de reactivos y productos y de los Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

86

coeficientes estequiométricos dela ecuación global ajustada d)

Verdadero, pues el catalizador cambia el mecanismo por el que transcurre

la reacción, y por tanto Ea, con lo que cambia también la constante de velocidad, y por tanto la velocidad de la reacción. 11.Respuesta:

a)

Ea = 100 (kJ/mol) - 20 (kJ/mol) = 80 kJ/mol

b)

La reacción es endotérmica. 4

Ea = 3,74x10 J/mol La velocidad se hace 3,13 veces mayor. 13.Respuesta: 14. Respuesta: a) NO3 12.Respuesta:

2

b) v = k [NO2] 2

2

-2 -1

15.Respuesta:

v = k [NO] [H2]; k = 2,9 x 10 M s

16.Respuesta:

La reacción es de primer orden y su constante específica de -3

-1

velocidad es 3,32 × 10 min . 17.Respuesta:

Si la tercera etapa es mucho más lenta que las dos primeras, se comportará como una etapa controladora y la velocidad de la reacción global dependerá de ella. Por tanto, la reacción global tendrá como ecuación de la velocidad la de esta tercera etapa que, además se trata de una reacción elemental, con lo que la ecuación global podrá deducirse de su estequiometría. Esta ecuación será: v = k [COCl] [Cl2]

18.Respuesta: 19.Respuesta:

4

-1

EA = 4,95 x 10 J mol -5

-1 -1

-4

-1 -1

a) 1,37 x 10 M s

b) 1,09 x 10 M s Como puede comprobarse, en el caso b), en el que ambas concentraciones se han duplicado, la velocidad es 8 veces 2

mayor (2 x 2). 20. 21.

Respuesta: 30,8 Respuesta: t(0,999) / t(0,5) = 9,97 Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

87

22. Respuesta:

-4

a) 1,39 x 10 b) 2000 s

c) 124,5 KJ/mol


88

Guía N° 5, Compuestos de Coordinación (I) I. Nomenclatura de los compuestos de coordinación. A. Ejercicios Resueltos. 1) Para el compuesto [CoCl(NH3)5]Cl2, indique: a) ¿Cuál es el átomo central del complejo? b) ¿Cuál es el número de coordinación del átomo central? c) ¿Cuál es el número de oxidación del átomo central? Respuesta: a) En general, en las fórmulas de los iones complejos, con excepción de las formulas estructurales, se coloca primero el símbolo del elemento más electropositivo, seguido de los elementos más electronegativos. El elemento más electropositivo es el elemento metálico, que corresponde al átomo central. El primer símbolo que está entre corchetes es el cobalto, Co; por lo tanto, el cobalto es el átomo central. b) Los átomos, iones o moléculas que acompañan alátomo central se denominan ligandos. El número de ligandos alrededor del átomo central está dado por el número de coordinación. El número de coordinación es el número máximo de ligandos monodentados que puede coordinar un ion metálico central. En este caso, hay un ligando Cl, cinco ligandos NH3; por lo tanto, el número de coordinación del cobalto es 6. c) La carga neta del este compuesto es cero, pues esun compuesto neutro, sin carga. Así, la suma de las cargas negativas debe ser completamente compensada por las cargas positivas. El compuesto tiene en total 5 ligandos amoniaco, NH3, todos sin carga. Además, tiene en total 3 ligandos cloruro, Cl-, con una carga neta negativa de 3-. Así, para neutralizar la carga total negativa, el cobalto debe ser 3+. Po lo tanto, es ion metálico central es Co(III). 2) Escriba el nombre del siguiente compuesto: [CoCl(NH3)5]Cl2. Respuesta: El átomo central es cobalto, Co, y los ligandos son cloruro, Cl-, y amoníaco, NH3. Generalmente, cuando un anión se comporta como ligando, el nombre del anión termina en –o como ligando: Cl-: se llama cloruro como contra ion; se llama cloro, como ligando. El ligando cloruro se denomina cloro y el ligando amoníaco se denomina amino. Hay cinco ligandos amino y un ligando cloro. Por lo tanto, se utiliza el prefijo numérico penta para los cinco ligandos cloro y, como es de costumbre, se suele omitir el prefijo numérico mono para indicar el único ligando amino. De acuerdo con el ejercicio anterior, el numero de oxidación del cobalto en este compuesto es 3+

Co nombrarprimero el compuesto, seguir las siguientes i. . Para Se nombra el anión,podemos seguido de la preposición “de”,reglas: y finalmente se nombra el catión. En este caso: Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

89

Cloruro de… ii. Para nombrar el catión, que es un ion complejo, se nombran primero los ligandos por orden alfabético (se omiten los prefijos numéricos para este orden). En este caso: Cloruro de pentaaminocloro… Nótese que la palabra pentaamino se escribe con dos letras a. iii. Finalmente, se pone el nombre del ion metálico central, con su estado deoxidación entre paréntesis números romanos. En este caso: Cloruro de pentaaminoclorocobalto(III) El nombre del compuesto [CoCl(NH3)5]Cl2 es cloruro de pentaaminoclorocobalto(III). 3) a) ¿Cuál es el nombre del compuesto Na3[AlF6]? b) ¿Cuál es el nombre del compuesto [Co(en)2Cl2]NO3? c) ¿Cuál es la fórmula del cloruro de tetraaminobromocloroplatino(IV)? d) ¿Cuál es la fórmula del tetracloroferrato(III) de hexaaminocobalto(III)? Respuesta: a) Na3[AlF6]: El ion complejo es [AlF6]3-. Como ligandos, hay seis (hexa) ligandos F- (fluoro), así que se tiene hexafluoro. El ion complejo es un anión, así que la terminación del nombre del ion metálico central (aluminio) debe terminar en–ato (aluminato); así que se tiene hasta ahora: hexafluoroaluminato. 3+ El aluminio sólo tiene un estado de oxidación, Al . Generalmente, cuando un ion metálico central tiene un solo estado de oxidación, este suele omitirse. Se escribe primero el nombre del ion complejo, porque es un anión, seguido de la preposición “de”, y finalmente el nombre del catión. Entonces, el nombre del compuesto Na3[AlF6] es: hexafluoroaluminato de sodio. b) [Co(en)2Cl2]NO3: Listados alfabéticamente, como ligandos, hay dos Cl- (dicloro) y dos ligandos etilendiamina, (en), que se nombran como bis(etilendiamina). El ion complejo es el catión, así que el nombre del metal no cambia, pero debe especificarse su estado de oxidación pues el cobalto tiene dos estados de oxidación posibles: Co2+ y Co3+. El compuesto tiene un ion nitrato, NO3-, y dos Clcomo ligandos (dicloro), lo que da una carga neta -

2+

negativa de 3 ; por lo tanto, el ion metálico central es Co , cobalto(III). Finalmente, nombrando primero el anión y luego el catión, el nombre del compuesto [Co(en)2Cl2]NO3 es: Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

90

nitrato de diclorobis(etilendiamina)cobalto(III). c) Cloruro de tetraaminobromocloroplatino(IV): En la fórmula, se escribe primero el ion metálico central, seguido de los ligandos neutros y luego los ligandos negativos ordenados alfabéticamente. Teraamino significa cuatro NH3, el bromo es Br - y cloro es Cl- y platino(IV) es Pt4+, así que el ion complejo es: [Pt(NH3)4BrCl]2+. La carga 2+ para el catión complejo es la suma de la carga 4+ del Pt4+, 1- para el Br- y 1- para el Cl-. Para balancear esta carga neta 2+del catión, se necesitan dos cargas negativas, es decir, dos aniones cloruros, 2 Cl-. Entonces, la fórmula del compuesto cloruro de tetraaminobromocloroplatino(IV) es: [Pt(NH3)4BrCl]Cl2. d) Tetracloroferrato(III) de hexaaminocobalto(III): Este compuesto está formado por dos iones complejos. En el catión tiene seis NH3, hexaamino, y cobalto(III), Co3+, así que el catión es: [Co(NH3)6]3+. El anión tiene cuatro Cl-, tetracloro, y ferrato(III) es Fe3+, asi que el anión es [FeCl4]-. La carga 1- es la suma de la carga 3+ para el Fe3+ y 4- para los cuatro Cl -. En el compuesto neutro, un catión 3+ se balancea con tres aniones 1-. Entonces, la fórmula del compuesto tetracloroferrato(III) de hexaaminocobalto(III) es: [Co(NH 3)6][FeCl4]3.


91

Ejercicios Propuestos.

1) Proporcione el nombre para cada uno de los siguientes compuestos: a) [Ni(H2O)6]Cl2 b) [Cr(en)](ClO4)3 c) K4[Mn(CN)6] d) K[Ag(CN)2] e) Na2[CdCl4] f) [Co(NH3)4(H2O)Br]Br2 R: (a) cloruro de hexaacuoníquel(II). (b) perclorato detris(etilendiamina)cromo(II). (c) hexacianomanganato(II) de potasio. (d) dicianoargentato(I) de potasio. (e) tetraclorocadmato(II) de sodio. (f) bromuro de tetraaminacuobromocobalto(III).

2) Indique la carga y el número de coordinación, NC, del metál central para cada uno de los compuestos. a) [Ni(H2O)6]Cl2 b) [Cr(en)](ClO4)3 c) K4[Mn(CN)6] d) K[Ag(CN)2] e) Na2[CdCl4] f) [Co(NH3)4(H2O)Br]Br2 2+

3+

2+

2+

3+

R: (a) Ni , NC: 6. (b) Cr , NC: 6. (c) Mn , NC: 6. (d) Ag+, NC: 2. (e) Cd , NC: 4. (f) Co , NC: 6.

3) Proporcione la fórmulas correspondientes a los siguiente nombres de iones complejos: a) Sulfato de tetraaminocinc b) Cloruro de pentaaminoclorocromo(III) c) Bis(tiosulfato)argentao(I) de sodio d) Sulfato de hexaacuocromo(III) e) Tetrabromoferrato(II) de bario f) Carbonato de bis(etilendiamino)platino(II) R: (a) [Zn(NH3)4]SO4. (b) [Cr(NH3)5Cl]Cl2. (c) Na3[Ag(S2O3)2]. (d) [Cr(H2O)6]2(SO4)3. (e) Ba[FeBr4]. (f) [Pt(en)2]CO3.


92

4) Escriba el nombre de los siguientes compuestos de coordinación: a) [Al(OH)(H2O)5]2+ b) K4[Fe(CN)6] c) V(CO)6 d) [CrCl2(H2O)4]Cl e) [Ti(H2O)6]3+ R: (a) ion pentaacuohidroxoalumnio. (b) hexacianoferrato(II) de potasio. (c) hexacarbonilvanadio(0). (d) cloruro de tetraacuodiclorocromo(III). (e) ion hexaacuotitanio(III).

5) Escriba la fórmula para cada uno de los siguientes compuestos: a) Cloruro de hexaacuocromo(III) b) Tetracloroplatinato(II) de tetraaminocobre(II) c) Ion tetrahidroxocincato(II) d) Pentacarbonilhierro(0) e) Aminobromocloronitroplatiunato(II) de sodio 2-

R: (a) [Cr(H2O)6]Cl3. (b) [Cu(NH3)4][PtCl4] (c) [Zn(OH)4] (d) [Fe(CO)5]. (e) Na[PtBrCl(NO2)(NH3)].

6) Para cada uno de los siguientes compuestos: i. [Fe(en)3][IrCl6] ii. [VCl2(en)2]4[Fe(CN)6] iii. [Pt(NH3)4Cl2]SO4 Indique: a) Nombre del compuesto de coordinación. b) Configuración electrónica del ion metálico central. c) Número de coordinación del ion metálico central. R: i. (a) Hexacloroiridiato(III ) de tris(etilendiamina)hierro(III) (b) Fe 3+ = [Ar] 3d5, Ir 3+ = [Xe] 5d 6 (c) [Fe(en)3]3+, 3NC = 6; [IrCl 6] , NC = 6. ii. (a) Hexacianoferrato(II) de dicloro bis(etilendiamina)vanadio(III) 3+ 2 2+ 6 + 4(b) V = [Ar] 3d , Fe = [Ar] 3d (c) [VCl2(en)2] , NC = 6; [Fe(CN) 6] , NC = 6. iii. (a) Sulfato de tetraaminodicloroplatino(IV) (b) Pt4+ = [Xe] 5d6 (c) [Pt(NH3)4Cl2]2+, NC = 6.


93

II. Isomería de los compuestos de coordinación. A. Ejercicios Resueltos.

1) ¿Qué tipo de isomería exhiben cada uno de los siguientes compuestos?: a) [Pt(NH3)2Br2], plano cuadrada 3+

b) [Cr(en)3] , (en) = H2NCH2CH2NH2

Respuesta: a) [Pt(NH3)2Br2], plano cuadrada: El complejo de Pt(II) es cuadrado plano y existen dos ligandos monodentados diferentes en él: NH3 y Br-. Cada par de ligando pueden ubicarse adyacentes o a través de ellos. De este modo existe isomería geométrica cis y trans. Cada isómero tiene su imagen especular superponible, por lo que no hay isomería óptica.

H3N

Br

NH3

Br

Pt

Br

Pt Br

NH3

NH3

trans

cis

b) [Cr(en)3]3+: La etilendiamina, (en), es un ligando bidentado. El ion Cr3+ tiene número de coordinación 6 y es octaédrico. Los tres ligandos bidentados son idénticos. El ion complejo tiene una imagen especular no superponible. Así, existe isomería óptica. Espejo

N

N

N N

N

N

Cr

N Cr

N

N

N

N

N No es lo mismo que

rotar

N N

N N

Cr

N N


94

2) a) ¿Cuántos isómeros geométricos de [CoCl3(NH3)3] existen? b) Dibuje las formas estereoméricas para cada uno de los isómeros geométricos de [CoCl3(NH3)3]. c) ¿Tienen enantiómeros alguno de estos isómeros geométricos?

Respuesta: a) Hay dos isómeros geométricos posibles para [CoCl 3(NH3)3], facial (fac) y meridional (mer). b) NH3 H3 N

Cl Cl

Co

Cl y

Cl

H3 N

Co H3 N

Cl

Cl

fac

mer

NH3 NH3

c) Para ver si hay isomería óptica, dibuje el modelo de la imagen especular de cda isómero geométrico y vea si es posible superponer dos modelos que sean imágenes en el espejo el uno del otro. En caso afirmativo, representan el mismo compuesto. Ninguno de los isómeros geométricos del compuesto [CoCl 3(NH3)3] tiene imágenes especulares no superponibles, por lo que no hay isomería óptica. NH3

NH3 H3 N

Co

H3N

Cl

Cl

Cl

Cl

Co

NH3 NH3

Ambas imágenes son superponibles. No hay isomería óptica.

Cl

Cl fac

Cl

Cl Cl Co H3 N

NH3

H3 N

NH3

H3 N

Cl mer

Cl Co NH3

Ambas imágenes son superponibles. No hay isomería óptica.

Cl espejo


95

B. Ejercicios Propuestos.

1) Qué tipo de isomería es posible para el ion complejo [Co(NH3)2(en)Cl2]+? trans

cis

NH3 N

R: Dos conjuntos de isómeros cis y trans, y los dos isómeros cis son isómeros ópticos.

NH3 Cl

N

Co N

NH3

geométricos

Cl

Co N

Cl

NH3

Cl ópticos

NH3

Cl N Co N

N

NH3

Cl Co

geométricos

N

NH3

NH3

Cl

Cl cis

trans

2) ¿Cuál de los ligandos siguientes puede participar en isomería de enlace: a) NO2-; b) SO2; c) NO3-? Explique con estructuras de Lewis R: (a) NO2-: puede formar isómeros de enlace, porque dos átomos diferentes (O, N) tienen pares de electrones no compartidos. (b) SO -: también puede formar 2

isómeros de enlace (O, S). (c) NO -: no puede formar 3

isómeros de enlace, ya que sólo los tres átomos de oxigeno idénticos tienen pares de electrones no compartidos

.. .. . . .. O N O

. .. .. ..

-

.. . .. O S

. ..O

.. .. O

-

...

O

... . . ..O

N

O

N

O

S

... .

.O . ..

O

. ..O

N

.. . O.

.. O

N

-

.. . O.

3) Para cada uno de los siguientes compuestos que puedan existir como isómeros indicar el tipo de isomería y dibujar las estructuras. a) [Pt(CH3NH2)2Br2] b) [Pt(NH3)2FCl] c) [Pt(H2O)(NH3)FCl] d) [PtCl2Br2]22+ 2)] e) [Cr(NH3)5(NO 2+ f) [Pt(NH3)4 I2]


96

4) De una descripción, de acuerdo a la teoría del enlace de valencia, para el enlace en los siguiente compuestos de coordinación:: 2-

a) [CoCl4] , tetraédrico. 2-

b) [Ni(CN)4] , plano cuadrado, diamagnético. c) [V(NH3)6]3+, octaédrico, paramagnético. 3

2-

R: (a) [CoCl4] , tetraédrico: hibridaciónsp .

2

2-

(b) [Ni(CN)4] , plano cuadrado, diamagnético: hibridacióndsp .

3+

2

3

(c) [V(NH3)6] , octaédrico, paramagnético: hibridaciónd sp .

5) El complejo [Fe(H2O)6]3+ absorbe luz a una longitud de onda de 700 nm. ¿Cuál es el desdoblamiento del campo ligando del complejo en kilojoules por mol (kJ mol -1) R: 171 (kJ/mol)

6) Indique la configuración electrónica y el numero de electrones desapareados para un complejo 6

octaédrico d en un: a) Campo de ligandos fuerte. b) Campo de ligandos débil. 6

0

4

2

R: (a) t2g eg , 0; (b) t2g eg , 4.


97

7) Compare las propiedades magnéticas de los siguientes iones complejos: a) [Fe(H2O)6]3+ b) [Fe(CN)6]

46

2+

R: (a) El ion Fe es un ion d , el ligando H2O es un ligando de campo débil; por lo tanto, el ion complejo tiene 4 electrones desapareados y es paramagnético con una configuración electrónica de alto espín 2gt 4eg 2. 2+ 6 (b) El ion Fe es un ion d , el ligando CN- es un ligando de campo fuerte; por lo tanto, el ion complejo no tiene electrones desapareados y es diamagnético con una configuración electrónica de bajo espín 2gt 6eg 0.

8) ¿Qué cambios en las propiedades magnéticas se podrían esperar cuando el ligando NO 2- es reemplazado por el ligando Cl- en: a) un complejo d6, y b) en un complejo d3? R: (a) El ion d se vuelve paramagnético pues el ligando Cl- induce a alto espín. 3 (b) El ion d no se ve afectado por el cambio de ligandos. 6

9) Determine el numero de electrones de valencia presentes en cada uno de los siguientes iones metálicos: Ti2+

d)

Ag+

2+

b) Tc

e)

Y

c) Ir+

f) Zn2+

a)

3+

R: (a) 2 (b) 5 (c) 8 (d) 10 (e) 0 (f) 10

10) Dos complejos de cobalto son de color amarillo y azul. Estos iones pueden ser [CoF 6]3y [Co(en)6]3+. Indique cuál color corresponde con cada complejo el indique el porqué de su elección. 3R: El complejo azul es [CoF6] ya que el ligando F- induce a 3+ campo débil, mientras que el complejo [Co(en)6] es de color amarillo puesto que el ligando CN- induce a campo fuerte.


98

11) Dibuje el diagrama de niveles de energía mostrando la configuración de electrones d para cada uno de los siguientes iones complejos. a) [Co(NH3)6]3+ b) [NiCl4]3+, tetraédrico c) [Fe(H2O)6]3+ d) [Fe(CN)6]3-

eg 3+

R: (a) [Co(NH3)6] , octaédrico, campo fuerte, 6 electrones apareados:

t2g

6

t24 3+

(b) [NiCl4] , tetraédrico, campo débil, 8 electrones, 2 desapareados: e24 eg2

3+

(c) [Fe(H2O)6] , octaédrico, campo débil, 5 electrones, 5 desapareados:

t2g3 eg 3-

(c) [Fe(CN)6] , octaédrico, campo fuerte, 5 electrones, 1 desapareado:

12) Los complejos (a) [Co(en)3]

3+

t2g5

y (b) [Mn(CN)6]3-, tiene una configuración de bajo espín. ¿Cuántos

electrones desapareados tiene cada complejo? R: (a) 0; (b) 2.

13) El complejo [Ni(NH3)6]

2+

tiene un desdoblamiento del campo ligando de 209 kJ mol -1 y forma

disoluciones de color purpura. ¿cuál es la longitud de onda y el color de la luz absorbida? R: 573 nm, amarillo.

14) Estime el desdoblamiento del campo ligando para los siguientes complejos: a) [CrCl6]3-,  max = 740 nm b) [Cr(NH3)6]3+,  max = 460 nm 3+

c) [Cr(H2O)6] ,  max = 575 nm d) Ordene a los ligandos en orden creciente de separación del campo. -1

-1

-1

R: (a) 162 kJ mol , (b) 260 kJ mol , (c) 208 kJ mol , (d) Cl < H2O < NH3.


99

15) Usando los conceptos de la teoría del campo ligando explique el por qué el agua es un ligando de campo más débil que el amoníaco. R: El agua tiene dos pares de electrones no compartidos sobre el átomo de oxígeno. Uno de ellos es usado para formar un enlace metal – ligando, el segundo podría ser usado para formar un enlace. Esto causa que el conjunto de orbitales 2gt aumente su energía, haciendo uno más pequeño; por lo tanto, el agua es un ligando de campo débil. El amoníaco tiene un solo par de electrones no  como el agua. compartidos sobre el nitrógeno, por lo que no puede actuar como un ligando donor

16) Se desea obtener un compuesto de coordinación de cobalto con una banda de absorción desplazada hacia mayores energías que la banda del ion complejo [Co(en) 3Cl3. Indique cuál, o cuales de las siguientes estrategias le permitiría lograrlo: a) Cambiar el estado de oxidación del metal en el complejo [Co(en)3Cl3. b) A partir del complejo [Co(en)3Cl3, cambiar el ligando etilendiamina, (en), por el ligando cianuro, CN-. c) A partir del complejo [Co(en)3Cl3, cambiar el ligando etilendiamina, (en), por el ligando yoduro, I-. d) A partir del complejo [Co(en)3Cl3, manteniendo el estado de oxidación del metal y la identidad del ligando, cambiar el número de coordinación. R: (a) No es posible: a mayor estado de oxidación mayor eso. En el complejo 3+ [Co(en)3Cl3 el cobalto se encuentra con su mayor estado de oxidación, Co, no sería posible oxidarlo más. (b) Sí es posible: el ligando cianuro induce a mayor separación de campo que el ligando etilendiamina, según la serie espectroquímica. (c) No es posible: Según la serie espectroquímica, el ligando yoduro induce a un menor campo que el ligando etilendiamina. (d) No es posible: el campo octaédrico es mayor que el campo tetraédrico (t = 4/9 o)

17) A continuación se indican los valores de longitud de onda máximo ( λmáx) de tres espectros de

absorción para tres compuestos de coordinación octaédricos de Co(III), del tipo [Co(L)n]: Espectro de Absorción

λmáx

A

465 nm

B

607 nm

C

626 nm 2-

Los ligandos posibles son: agua (H 2O), amoniaco (NH3) y carbonato (CO3 ). Según estos datos:


100

a) Escriba la fórmula y nombre cada uno de los iones complejos con los ligandos que se indican. b) Asigne a cada espectro (A,B y C) el ion complejo correspondiente. Justifique su respuesta. c) Prediga el color observado para cada uno de los iones complejos asignados en (b). Justifique su respuesta. 3+ 3+ R: (a) [Co(H2O)6 , ion hexaacuocobalto(III); [Co(NH3)6 , 3ion hexaaminocobalto(III); [Co(CO3)3 , ion tricarbonatocobalto(III). 3+ (b) A = máx a 465 nm, colorabsorbido azul, colorobservado anaranjado, [Co(NH3)6 B = máx a 607 nm, colorabsorbido anaranjado, colorobservado azul, [Co(H2O)6 3+ 3C = máx a 626 nm, colorabsorbido rojo, colorobservado verde - azul, [Co(CO3)3

18) Prediga el numero de electrones desapareados para cada uno de los siguientes casos: a) Un ion tetraédrico d6. b) Para el ion [Co(H2O)62+ c) Para el ion [Cr(H2O)63+ d) Un compuesto de coordinación con momento magnético de 5,1 MB. R: (a) Bajo espín = 2, alto espín = 4, (b) Bajo espín = 1, alto espín = 3, (c) Bajo espín = alto espín = 3, (d) n = 4

19) Se desea obtener una especie compleja con una banda de absorción desplazada hacia longitud de onda más corta que la banda del complejo [Cr(en) 3]Cl2. Indique cual o cuales de las siguientes estrategias le permitiría lograrlo: a) Cambiar el estado de oxidación del metal en el complejo [Cr(en)3]Cl2. b) A partir del complejo [Cr(en)3]Cl2, cambiar el ligando etilendiamina (en), por el ligando carbonilo (CO), sin cambiar el numero de coordinación. c) A partir del complejo [Cr(en)3]Cl2 cambiar el contra ion cloruro por cianuro (CN -) d) A partir del complejo [Cr(en)3]Cl2, manteniendo el estado de oxidación del metal y la identidad del ligando, cambiar el número de coordinación a 4 (tetraédrico). e) Reemplazar el ión cromo por ión molibdeno (en el mismo estado de oxidación del ión cromo). R: (a) Sí, un cambio en el estado de oxidación aumenta la separación del campo cristalino o. 2+ 3+ Pasar desde un Cr a un Cr podría aumentar el campo cristalino, por ende la energía de absorción y una longitud de onda más corta. (b) Sí, un cambio en el ligando (en) por (CO) aumenta la separación del campo cristalino. El ligando CO es de campo más fuerte que el Guía de ejercicios Química General II QUIM 200

101

ligando (en), según la serie espectro química, por consiguiente la energía aumenta y a longitud de onda disminuye. (c) No, no afecta, ya que se está cambiando un contra ion, no un ligando. (d) No, no pues una disminución en el número de coordinación hacia una geometría tetraédrica, disminuye el campo, aumentando la longitud de onda de absorción, puesto que: t = 4/9 o. (e) Sí, pues el molibdeno pertenece a una serie de transición mayor que el Cr, por lo que o aumenta y  disminuye. 20) Para el ion [Cr(H2O)6]2+, la energía promedio de apareamiento P , en unidades “

”

de frecuencia, es 705 x 106 MHz, mientras que ∆o es 417 x 106 MHz. Según estos datos: a) Dibuje el diagrama de campo cristalino para este complejo en alto y bajo espín. b) Calcule la energía de estabilización en campo cristalino para cada especie. c) ¿Esperaría usted que esta especie fuese de alto o de bajo espín? Justifique su respuesta. 3+ 4 R: (a) Cr = [Ar] 3d . Alto espín: Bajo espín: eg1

t2g4

3

t2g

(b) EECC alto espín = -1,66 x 10

-19

eg

(J), EECC bajo espín = +2,54 x 10

-20

(J).

(c) Esperaría que fuese de alto spin pues esta configuración es de menor energía.

y P para

21) Determine la energía de estabilización del campo cristalino, EECC, en función de cada uno de los siguientes casos: a) [FeCl6]4-, b) [Rh(CN)6]3-, 3-

c) [Cr(CN)6] , R: (a) EECC = -0,4 (b) EECC = -2,4 (c) EECC = -1,2

o o

+P + 3P

o

22) Considerando el complejo [Cr(en) 3]Cl2 que tiene una banda de absorción en el rango 520 a 555 nm, con . 4,67 x 10

-19

máx

= 535 nm y cuyo valor de la energía de apareamiento, P, es de

J, calcule:

a) el valor del parámetro

o

para dicho complejo.

b) la energía de estabilización por campo cristalino, EECC, para dicho complejo. Exprésela en función de

o

y calcule su valor en Joule. R: (a)


-19

o

= 3,72 x 10

-19 (J), (b) EECC = -1,28x 10 (J)

102

23) En la mayoría de los casos, los complejos de Cr(III) son siempre octaédricos. Utilice la EECC para justificar esta observación experimental. 3+

3

R: Cr = 3d , (EECC)o = -1,2

o, menor energía; (EECC)t = -0,36


o, mayor energía.

103

Guía de Ejercicios QUIM 200

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