13 - Quimica i

172

GUÍA 4 - CIENCIAS

en otros animales; se encuentran en bacterias que viven en los nódulos de las raíces de ciertas plantas como las leguminosas, el trébol y la alfalfa.

INTRODUCCIÓN: Todos estamos familiarizados con procesos con los que alguna propiedad cambia con el tiempo, un automóvil viaja a 100 km/h, un grifo proporciona 3 galones/min o una fábrica produce 50000 bolsas al día. Cada una de estas relaciones se llama VELOCIDAD. La velocidad de una reacción describe la rapidez con que se consumen los reactivos y se forman los productos. Las velocidades de las reacciones abarcan un intervalo enorme: desde aquellas que se completan en fracciones de segundo, como ciertas explosiones, hasta otras que toman millones de años, como la formación de diamantes. El campo de la química que se ocupa de la rapidez o velocidad de las reacciones se llama CINÉTICA QUÍMICA ¿Por qué es importante la velocidad de reacción? Es importante para que un químico desarrolle un mecanismo para obtener un alto rendimiento de producto. Mientras mayor sea la velocidad, mayor cantidad de producto se formará por unidad de tiempo. La velocidad de reacción también es importante en el procesamiento de alimentos, donde es indispensable retardar las reacciones que provocan su descomposición. En este capítulo, nuestro objetivo no es sólo comprender como se determinan las velocidades a las que se llevan a cabo las reacciones, sino además considerar los factores que regulan estas velocidades. FIJACIÓN DE NITRÓGENO Y NITROGENASA El nitrógeno es uno de los elementos indispensables para los organismos vivos. Se encuentra en muchos compuestos que son imprescindibles para la vida y que incluyen proteínas, ácidos nucleicos, vitaminas y hormonas. Las plantas usan compuestos nitrogenados muy sencillos, en especial NH3, NH4+ y NO3–, como materias primas a partir de las cuales se forman estos compuestos complejos y biológicamente necesarios. Los animales son incapaces de sintetizar los complejos compuestos de nitrógeno que requieren a partir de las sencillas sustancias que utilizan las plantas. En su lugar, se apoyan en precursores más complicados presentes en los alimentos ricos en vitaminas y proteínas. El nitrógeno circula continuamente a través de los seres vivos en diversas formas. Por ejemplo, ciertos microorganismos convierten el nitrógeno de los desechos animales y las plantas y animales muertos en nitrógeno molecular. N2(g), el cual regresa a la atmósfera.

La nitrogenasa convierte el N2 en NH3, en un proceso que, en ausencia de un catalizador, tiene una energía de activación muy grande. Este proceso es una reducción de nitrógeno; durante la reacción, su estado de oxidación se reduce de 0 en el N2 A –3 en el

NH3. El mecanismo por el cual la nitrogenasa reduce el N2 no se entiende cabalmente. Como muchas otras enzimas, entre ellas la catalasa, el sitio activo de la nitrogenasa contiene átomos de metales de transición; estas enzimas se conocen como metaloenzimas. Puesto que los metales de transición pueden cambiar fácilmente de estado de oxidación, las metaloenzimas son especialmente útiles para llevar a cabo transformaciones en las cuales los sustratos se oxidan o se reducen. Se sabe hace casi 20 años que una porción de la nitrogenasa contiene átomos de hierro y molibdeno. Se piensa que este segmento, llamado cofactor FeMo, funciona como el sitio activo de la enzima. En 1998, químicos del Instituto Tecnológico de California usaron la cristalografía de rayos X para dilucidar la estructura del cofactor FeMo de la nitrogenasa. El cofactor es notable agrupamiento de siete átomos de Fe y un átomo de Mo, todos ellos ligados por átomos de azufre. Las investigaciones actuales acerca de la nitrogenasa están explorando la posibilidad de que la molécula de N2 pueda penetrar en el “hueco” del interior del cofactor FeMo, punto en el cual se inicia la transformación del nitrógeno en amoniaco.

Una de las maravillas de la vida es que las sencillas bacterias pueden contener enzimas tan complejas e importantes como la nitrogenasa. Gracias a esta enzima, el nitrógeno circula continuamente entre su forma relativamente inerte en la atmósfera y su crítico cometido en los organismo vivos; sin él, la vida como la conocemos no existiría en la Tierra. VELOCIDAD DE REACCIÓN QUÍMICA Es el cambio en la concentración de un reactante (desaparición) o de un producto (aparición) en un intervalo de tiempo.

v

Velocidad media ( ): Es la medida del cambio. En la concentración de un reactante o un producto en cierto intervalo de tiempo.

v

Para que se conserve la cadena alimenticia, debe haber algún medio de reincorporar o “fijar”, este N2 atmosférico en una forma que las plantas puedan utilizarlo. El proceso de convertir N2 en compuestos que las plantas puedan usar se llama fijación de nitrógeno.

Fijar el nitrógeno es difícil; el N2 es una molécula muy poco reactiva, en gran medida a causa de su triple enlace, que es muy fuerte. Una cierta cantidad de nitrógeno se fija como resultado de la acción de los rayos en la atmósfera, y otra parte se produce en escala industrial empleando un proceso que analizaremos en el siguiente artículo. Sin embargo, alrededor del 60 por ciento del nitrógeno fijado es consecuencia de una notable y compleja enzima llamada nitrogenasa. Esta enzima no está presente en los seres humanos ni

concentración tiempo

v

[ ]

: Concentración molar

t mol L

Dt : Intervalo de tiempo (+): Productos ® Concentración aumenta (–) : Reactantes ® Concentración disminuye Unidades de velocidad:

mol L

donde t puede ser segundo, minuto, horas, años, etc. Consideremos una reacción sencilla A B

Alexander Fleming… 20 años insuperables en tu preparación

GUÍA 4 - CIENCIAS Supongamos que en el momento inicial, al cual llamaremos tiempo cero (t0 = 0 min) tenemos 10 moles de reactantes en un recipiente de 1 L. Observemos lo que sucede luego de transcurrido un tiempo t1 = 20 min después de iniciada la reacción.

0'

20'

Para el reactante se consume 0,2 mol por litro de A en un minuto para el producto se forma 0,2 mol por litro de B en un minuto. Velocidad de reacción: Durante el análisis de la reacción sencilla A ® B se vió que la estequiometría exige que la velocidad de desaparición de A sea igual a la velocidad de B. En general con respecto a la reacción:

aA+bB

= 1 mol de A = 1 mol de B

[A]0 = 10 mol/L

[A]1 = 6 mol/L

[B]0 = 0 mol/L

[B]1 = 4 mol/L

v

t1

[A] t

=

[B]1 - [B]0 t1 - t0

= Como la concentración de un producto aumenta con el tiempo, la expresión nos conduce a un valor positivo de velocidad.

v

v

A

B

B t

D

d

productos.

B

A

Hay tres posibilidades de colisión entre moléculas distintas pero si colocamos otra molécula de B, las posibilidades de choque se duplicarán, es decir, en el caso del ejemplo, se tendrían 6 posibilidades:

B

en términos de la rapidez de aparición de B, el producto será:

A t

c

A

=

RESUMIENDO:

v

C

TEORÍAS PARA EXPLICAR LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

A

El valor numérico es negativo, pues para un reactante la concentración disminuye con el tiempo. Sin embargo las velocidades no pueden ser negativos, por esta razón cuando se trata de velocidades de desaparición hay que colocar un signo menos delante de la expresión, para obtener valores positivos de velocidad.

[B] t

b

v

A

=

Velocidad promedio = de desaparición de A

B

1. Teoría de las colisiones: Para la reacción hipotética: A + B

=

v

v

A

a

Velocidad promedio = [A]1 - [A]0 de desaparición de A t1 - t0

Velocidad promedio = de desaparición de A

cC+dD

La relación de velocidades es igual a la relación de moles, es decir, las velocidades son proporcionales a los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada.

La con que se consume o desaparece A en el intervalo t0 será.

La

173

A B A

La teoría de las colisiones moleculares permite explicar así la dependencia de la velocidad de reacción con la concentración de reactantes. Esta teoría también nos permite comprender el efecto de la temperatura. Sabemos que al aumentar la T, aumenta la energía cinética de las moléculas, sin embargo, la cuestión no es tan sencilla como parece. Para casi todas las reacciones, sólo una pequeña fracción de las colisiones conduce a la formación de productos. ¿Qué es lo que impide que la reacción ocurra con mayor rapidez? Uno de los aspectos a considerar es la orientación relativa de las moléculas en el momento de la colisión. Esta debe ser la adecuada para favorecer la formación de los productos. Por ejemplo, para la reacción en fase gas: Cl + NOCl

NO + Cl2

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GUÍA 4 - CIENCIAS

174

Observa que el calor de reacción (DE) no tiene ningún efecto sobre la velocidad. Este más bien depende de la magnitud de la Ea; en

COLISIÓN INEFICAZ Cl

Cl Cl

Cl

O Antes de la colisión

general cuanto más baja es la Ea más rápida es la reacción.

O

FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

Después de la colisión

COLISIÓN EFICAZ O Cl

O Cl Cl

Cl Antes de la colisión

Después de la colisión

Pero falta considerar un factor adicional muy importante. Para que ocurra la reacción debe romperse algunos enlaces y formar otros nuevos, es decir, debe existir una energía mínima de choque, por debajo de la cual no habrá ningún cambio después de la colisión.

REACCIÓN EXOTÉRMICA

REACCIÓN EXOTÉRMICA

A

A

B

Complejo B activado

E

Ea

A2 + B2

Reaccionantes

1. Naturaleza de los reactantes: Las propiedades químicas de los reactivos, es decir, su reactividad química determinan la capacidad que tienen para reaccionar, por lo tanto, la velocidad de una reacción depende de las propiedades específicas o inherentes de los reactivos, a mayor reactividad química, mayor será la velocidad de la reacción. 2. Grado de división o superficie de contacto: Los sólidos o líquidos al dividirse finalmente aumentan la superficie de contacto con los demás reactivos y reaccionan más rápidamente, es decir, a mayor grado de división o mayor superficie de contacto es mayor la velocidad de la reacción. 3. Temperatura.- La velocidad de las reacciones químicas aumenta con la temperatura: El aumento de temperatura incrementa la energía cinética de la moléculas, al moverse con mayor rapidez, las moléculas chocan con más frecuencia y también con mayor energía, lo que origina velocidades mayores. 4. Concentración de los reactantes: expresión de la ley de velocidad.- Casi todas las reacciones químicas se llevan a cabo con más rapidez si se aumenta la concentración de uno o más de los reactivos. A medida que la concentración aumenta la frecuencia de colisión de las moléculas aumenta y esto origina velocidades mayores. 5. Catalizadores: Un catalizador es una sustancia que actúa para cambiar la velocidad de una reacción química, sin que esta sufra ningún cambio químico permanente en el proceso. Casi todos los catalizadores aumentan la velocidad de reacción, sin embargo, hay quienes más bien la retardan, en ese caso se le denomina inhibidores. Existen diferentes tipos de catálisis. v Catálisis homogénea; es aquella en donde el catalizador está presente en la misma fase que las especies reaccionantes. v Catálisis heterogénea; en este caso el catalizador existe en una fase diferente a la de las moléculas que reaccionan, comúnmente un sólido en contacto con reactivos gaseosos o con reactivos en una solución líquida. Observar que el calor involucrado es el mismo, ya sea para el proceso catalizado como para el no catalizado, únicamente está cambiando la energía de activación.

EóH (-) 2AB Producto Avance de la reacción

REACCIÓN ENDOTÉRMICA

REACCIÓN ENDOTÉRMICA

A

A

B

Complejo B activado

LEY DE VELOCIDAD DE REACCIÓN A medida que las concentraciones de los reactivos cambian a temperatura constante, la velocidad de reacción cambia, es decir, la velocidad de reacción es proporcional a la concentración de reactivos, pero no necesariamente todos ellos influyen de la misma manera. La expresión que relaciona la velocidad con las concentraciones de los reactivos que influyen en ella se denomina LEY DE VELOCIDAD.

E

La ley de velocidad de la reacción se representa mediante la expresión:

Ea 2AB Producto

EóH (+)

A2 + B2 Reaccionantes

V

K A

m

B

n

Donde K, es una constante de proporcionalidad llamada constante de velocidad, cambia la temperatura y, por tanto, determina como influye la temperatura en la velocidad; m y n son las órdenes parciales de reacción: m es el orden parcial con respecto a A y n el orden parcial con respecto a B. La suma de (m + n) determina el orden total de reacción.

Avance de la reacción

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GUÍA 4 - CIENCIAS Los valores de m y n se determinan experimentalmente y no corresponde necesariamente a los coeficientes estequiométricos. Únicamente en el caso de reacciones elementales, las órdenes parciales de reacción corresponderán a los coeficientes estequiométricos, en cualquier otro caso deberían ser determinadas en base a datos experimentales. Supongamos que se encuentra que m = 1 y n = 0.

v K A

1

B

Reemplazando los datos del experimento 2:

4,8 10 3 M s

0

2,4 10 3 M s

K A

no

depende

ni

_______________________ni

____________________ Es de orden

_________________

con

respecto a ______________, de orden _______________con respecto a ____________ y el orden total de reacción es también ___________________

1,210

3

m

K 0,2M

9,810

3

K 0,1

m

K 0,2

m

0,5

0,04M

n

0,01M

n

...(2)

m

0,5

0,01

n

0,01

n

m

0,1 0,2

...(3) m

m 1

Por lo tanto la ley de velocidad es:

K F

2

Cl O

2

b) La reacción es de primer orden con respecto a F2 de primer orden con respecto a ClO2 y el orden total de reacción es: m + n = 1 + 1 = 2 o de segundo orden c) Podemos determinar a partir de los datos y de la velocidad, el valor y las unidades de K. Del experimento (1):

1,2 10

Para una reacción elemental las órdenes parciales son los coeficientes estequiométricos de los reactantes. Para la reacción elemental:

aA+bB

1

v

__________________________________

velocidad

K 0,1M

Reemplazando los datos del experimento 3:

Supongamos ahora que más bien m = 1 y n = 2.

La

1

Relacionando 1 y 2

La velocidad dependerá sólo de la concentración de A. La reacción es de primer orden con respecto a A y de orden cero con respecto a B. El orden total es 1, o lo que es lo mismo, la reacción es de primer grado.

v

175

cC+dD

3

Ms

1

K

1,2M

1

s

1

K

1,2M

1

s

1

K 0,1M 0,01M

Ley de velocidad:

vR x

K A

a

b

B

PRACTICA 1

USO DE LAS VELOCIDADES INICIALES PARA DETERMINAR LEYES DE VELOCIDAD Para la reacción: F2(g) + 2CIO2(g) → FCIO2 a 250ºK en tres experimentos.

Experimento

1. Escribe la ley de velocidad e indica el orden de reacción para las siguientes reacciones (asume que ocurren en un solo paso elemental). A.

Inicial Inicial [F2](M) [ClO2](M)

1

Primer Bloque

0,1

1,2 10

-3

-3

-3

2

0,1

0,04

4,8 10

3

0,2

0,01

2,4 10

N2(g) + H2(g)

Velocidad : .......……………………….................... Orden de Reacción : ……………………………......................

Velocidad inicial (M . s-1)

0,01

NH3(g)

B.

PCl5(g)

PCl3(g) + Cl2(g)

Velocidad : .......……………………….................... Orden de Reacción : ……………………………...................... C.

O3(g)

O2(g)

Velocidad : .......……………………….................... Orden de Reacción : ……………………………......................

[M] = mol/L D.

Determine: a) La ley de velocidad. b) Orden de reacción. c) La constante de velocidad de reacción.

v

K F

2

E.

Cl O

1

K 0,1M

2

m

F.

0,01M

H2O(g) + C(s)

CO(g) + H2(g)

Velocidad : .......……………………….................... Orden de Reacción : ……………………………......................

n

Reemplazando los datos del experimento 1:

1,2 10 3 M s

COCl2(g)

Velocidad : .......……………………….................... Orden de Reacción : ……………………………......................

Solución: a) La ley de velocidad tendría la forma: m

CO(g) + Cl2(g)

n

...(1)

HCOOH(ac)

+

HCOO (ac) + H (ac)

Velocidad : .......……………………….................... Orden de Reacción : ……………………………......................

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176 G.

CaCO3(s)

CaO(s) + CO2(g)

8.

Velocidad : .......……………………….................... Orden de Reacción : ……………………………...................... H.

HgO(s)

Hg(l) + O2(g)

Velocidad : .......……………………….................... Orden de Reacción : ……………………………...................... I.

2ZnS(s) + 3O2(g)

Productos

J.

C(s) + CO2(g)

A. VVVF 9.

Velocidad : .......……………………….................... Orden de Reacción : ……………………………......................

Indica verdadero o falso sobre la cinética de una reacción: I. La velocidad de una reacción se incrementa al disminuir la energía de activación por medio de un catalizador. II. La velocidad de formación de los productos al inicio es máxima. III. La velocidad de reacción se altera con la temperatura. IV. La velocidad de reacción es indiferente al grado de división de las sustancias reactantes. B. VVFV

C. FFVF

Para la reacción: 2 NO(g) + 2 H2(g)

1 N2(g) + 2 H2O(g)

se obtuvieron los siguientes datos a 1100 K Velocidad 3x10

5

9x10

5

[NO] 5x10

Determina la constante especifica de velocidad para la reacción: 2A + B2 2AB si corresponde a una reacción elemental, en el instante que la velocidad es de 0,08 mol/L min, cuando [A] = 0,2 mol/L y [B] = 0,5 mol/L -1 2 -1 -2 2 -1 A. 0,2 mol L min B. 0,4 mol L min -1

-1

C. 3 min -2 -1 E. 4 mol L min

D. 4 mol

-1

L min

Indique lo que sucede a la velocidad de la reacción: X2(g) + Y2(g) 2XY(g) para cierto tiempo transcurrido, sabiendo que la presión total del sistema se duplica a temperatura constante. A. Se duplica B. Disminuye a la mitad C. Se cuadriplica D. No cambia E. Disminuye a la cuarta parte

4.

A 50ºC ocurre la reacción: 2 N2O5(g)

NO2(g) + O2(g)

¿Cómo cambiara la velocidad inicial de reacción si la presión en el sistema se triplica? Considerando que experimentalmente se determino que la reacción es de primer orden. A. Se duplica B. Disminuye a la mitad C. No cambia D. Se triplica E. Aumenta 9 veces 5.

En la reacción: 2A + B A2B reaccionan 2 mol/L de cada reactante. Transcurrido cierto tiempo disminuye a la cuarta parte la concentración de A. Determine la velocidad final si la 2 2 1 constante de velocidad es 0,16 mol L s A. 8 mol/ L s

6.

7.

B. 128

C. 2

D. 0,05

E. 0,1

¿Qué factor no determina la velocidad de reacción? A. Inhibidor B. Naturaleza de las reactantes C. Temperatura D. Presión E. Densidad En general la velocidad de una reacción química I. Aumenta cuando se aumenta la temperatura. II. Aumenta cuando se aumenta la concentración de las sustancias reaccionantes. III. Aumenta si la reacción se realiza en presencia de un catalizador negativo. A. Sólo I D. Sólo I y II

B. I, II, III C. Sólo I y III E. No se puede predecir

[H2]

3

15x10 5

3.

E. VFVF

2CO(g)

Velocidad : .......……………………….................... Orden de Reacción : ……………………………...................... 2.

D. FVFV

2,5x10

3

3

2,5x10

3

3

10x10

3,6x10 15x10 Determina el orden de la reacción: A. 0

B. 1

C. 2

D. 3

3

E. 4

10. Si se considera el siguiente proceso como no elemental: A(g) + B(g) productos Halla el orden de la reacción si la velocidad de reacción respecto a “A” y “B” son 0,20 mol/min y 0,10 mol/min respectivamente, siendo además “B” del primer orden. A. 2do orden D. Orden cero

B. 3er orden C. 1er orden

C. 4to orden

11. Si se considera a la reacción de combustión completa de gas propano como elemental, halla la velocidad de consumo del O2(g) y la velocidad de formación del CO2(g) si la velocidad de consumo del gas propano es 15 mol/L por minuto: C3H8(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) A. 60 mol/min; 30 mol/min C. 90 mol/min; 60 mol/min E. 75 mol/min; 45 mol/min

B. 30 mol/min; 45 mol/min D. 15 mol/min; 30 mol/min

12. Se tienen los siguientes datos experimentales para la reacción: 2A(g) + B(g) 3C(g) Exp 1

[A] 3

[B] 3

V(mol/s)

2

6

6

1,2x10

4

3

6

9

2,7x10

4

3x10

5

Determina el orden de reacción y la constante de velocidad (K): 4 5 A. 1er orden; 3x10 B. 2do orden; 6,6x10 C. 3er orden; 5x10

6

E. 3er orden; 1,2x10

6

D. 2do orden; 3,3x10

6

13. Según la ley de acción de masas de Gouldberg y Waage marque la velocidad de reacción que es incorrecta. Considere el orden de reacción como suma de coeficientes: A. N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g) B. C(s) + ½ O2(g) CO(g) C. NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) D. H2(g) + I2(g) 2 HI(g) E. 2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g)

Vrxm Vrxm Vrxm Vrxm Vrxm

= = = = =

K K K K K

[N2] [H2] 1/2 [O2] [NH4HS] [H2] [I2] 2 [NO2]

14. La urea (NH2)2CO, es el producto final del metabolismo de las proteínas en los animales, su descomposición en medio ácido está regido por:

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(NH2)2CO(ac)

+

22. Para la reacción elemental: 2A + B

NH4 + HCO3 (ac)

A 60ºC, 10 g de urea se descomponen en 2 horas. ¿En qué tiempo se descompone 40 g de urea si la temperatura se incrementa a 100 ºC? A. 7,5 min B. 15 C. 30 D. 45 E. 60 15. Se tiene la siguiente reacción química elemental: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) Si a temperatura constante el volumen del reactor disminuye a la mitad. ¿Cómo cambia la velocidad de reacción? A. Aumenta en 4 veces la velocidad inicial B. Se duplica C. Se triplica D. Se reduce a la mitad E. Se incrementa en 7 veces la velocidad inicial 16. Los siguientes datos corresponden a la reacción del NO con Cl2 para formar: NOCl a 295 K Velocidad (mol/L x S) 1x10

3

[Cl2] 0,05

[NO] 0,05

3x10

3

0,15

0,05

9x10

3

0,05

0,15

3C + D

la velocidad de reacción de A es 20 mol/s. Calcula la velocidad de formación de C. A. 30 M/s B. 20 C. 35 D. 25 E. 40 23. Se tiene la segunda reacción elemental: O2

Además V = 100 mL al inicio se tiene 0,40 moles de O2 si en este instantes su velocidad de 1,6 mol/min. Halla la cantidad de ozono producido al cabo de 2 minutos. A. 2,10 M B. 0,90 C. 0,45 D. 1,95 E. 1,60 24. Determina la constante de velocidad en la siguiente reacción: A+B AB Sabiendo que su velocidad es 4x10 2

[A] = 4x10 -1

A. 10

M, [B] = 10

B. 100

3

5

mol/min cuando

M

C. 1

D. 10

E. 0,01

A. Se duplica B. Disminuye a la mitad C. Se cuadriplica D. No cambia E. Disminuye a la cuarta parte 26. Dada la siguiente reacción: A + B

Segundo Bloque

C

y los correspondientes datos experimentales:

17. Sobre la cinética de las reacciones lo falso es: A. La temperatura modifica la velocidad de la reacción. B. La velocidad de una reacción se incrementa a medida que transcurre el tiempo C. Depende de las naturales de los reactantes. D. Solo en algunos casos las molecularidad es igual orden de la reacción. E. La constante de velocidad varia con la velocidad 18. Indique cuántas proposiciones son correctas: I. La molecularidad y el orden de reacción son iguales. II. La siguiente reacción es de tercer orden aún sin ser elemental: 2A + B C + 3D. III. La siguiente reacción es de orden cero, si fuera elemental: 2 HgO(s) 2 Hg(s) + O2(g) IV. Si la reacción es de orden cero su velocidad es constante. B. I, II y III E. I y II

C. Sólo IV

La velocidad con respecto al NH3 es 10 mol/min. Calcula la velocidad con respecto al O2: A. 2 B. 5 C. 7,5 D. 9,5 E. 11,0 20. Se tiene la siguiente reacción elemental nB productos. Si se duplica la concentración de “B” la velocidad de reacción aumenta en un factor 8. Halla el orden de la reacción. A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5 21. Para la siguiente reacción elemental la temperatura de 57 ºC: 2A(g) + C(g) 4 D(g) Si la concentración de A es 0,25 M y la de C es de 0,1 M, halla la constante de velocidad, si la reacción es 5 M/s. B. 80

C. 475

D. 800

Experimento

[A]

[B]

1

0,2 M

0,1 M

5x10

2

0,3 M

0,1 M

7,5x10

3

0,4 M

0,2 M

4x10

A. V = K [A] D. V = K [A] [B]

2

B. V = K [A] [B] E. V = K [B]

2

27. Sea la siguiente reacción elemental: A + B

Velocidad de rx 3

M/s

6 5

M/s

M/s

C. V = K [A]

2

AB

Halla la constante específica de velocidad, si las concentraciones de A y B son 0,05 M y 0,08 M respectivamente y la velocidad de 5 reacción es igual a 5x10 M/s A. 1 B. 0,1 C. 0,2 D. 10 E. 0,002 28. Sea la reacción elemental: 2A(g) + B(g)

19. De la siguiente reacción gaseosa: NH3 + O2 N2 + H2O

A. 1200

O3

25. Indique lo que sucede a la velocidad de la reacción mostrada para cierto tiempo transcurrido, sabiendo que la presión total del sistema se duplica a temperatura constante X2(g) + Y2(g) 2XY(g)

¿Cuál es el orden total de la reacción? A. 0 B. 1 C. 2 D. 3 E. 4

A. Sólo II D. III y IV

177

3C(g)

la velocidad con que se consume B es 7 mol/L s. Halla la suma de velocidades de consumo y aumento de A y C respectivamente. A. 14 B. 21 C. 17,5 D. 21 E. 35 29. Para la reacción C +2D E, se ha obtenido experimentalmente la ley de velocidad V = K[C][D]. Si las concentraciones de C y D se duplican simultáneamente, la velocidad A. Se duplica B. Se reduce a la mitad C. Se hace 4 veces mayor D. No varía E. No se puede predecir 30. Un catalizador A. Afecta un sistema en equilibrio B. Hace que la reacción alcance el equilibrio más rápido C. Aumenta la energía cinética de los reactivos D. Se puede consumir durante la reacción. E. N.A.

E. 200

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178

31. Para la reacción xA + yB datos experimentales [A] 0,1 1,0 1,0

Exp. I Exp. II Exp. III

[B] 1,0 1,0 0,1

3C se obtuvieron los siguientes Velocidad (mol/L min) 0,5 5,0 0,05

Le Chatelier Henry (1850 - 1936)

Encuentre la ley de velocidad para la reacción 2

A. V = k[A][B]

B. V = k[A] [B]

C. V

3 [C] [A][B]

D. V = k[A][B]

2

2

E.) V = k

32. Indica cuál es la representación más apropiada para la velocidad de la reacción: 2P + Q R + 3S Si “V” es la velocidad de la reacción señalada, y k es la constante de velocidad. A. V = k[P][Q] D. V = k [R][S]

3

B. V = k[R][S] 2 [P] [Q] E. V k [R][S]

2

C. V = k[P] [Q]

33. A una temperatura de 16 °C cierta reacción química se desarrolla a 2,5 mol/L min ¿Con qué velocidad se desarrolla la misma reacción a 36 °C? A. 2,5 mol/L min D. 5 mol/L min

B. 12,5 mol/L min C. 7,5 mol/L min E. 10 mol/L min

34. Identifique las relaciones correctas suponiendo reacciones ocurren en un solo paso elemental. I. II. III. IV.

que

las

3A + B Productos; (orden 3) 2 M + 2N Productos; (V = k[M] [N]) 3Q + 3R Productos; (orden 6) 2 2 2T + 3V Productos; (V = k[T] [V] )

A. Sólo I

B. Sólo III

C. Sólo IV

D. III y IV

E. I y II

35. Indique la relación que hay entre la velocidad de reacción final y la velocidad de reacción inicial, si para la reacción S(s) + 2CO(g)

SO2(g) + 2C(s)

El volumen del recipiente donde se produce la reacción, se reduce a la mitad. A. 12: 5 B. 8: 1 C. 5: 1 D. 3: 1 E. 1: 8 36. Considere la reacción: A(g) + B(g)

C(g)

Si la concentración de A varía desde 0,02 mol/L hasta 0,01 mol/L y la de B desde 0,04 mol/L hasta 0,32 mol/L ¿Cuántas veces aumenta la velocidad de reacción directa? A. 2 veces B. 3 veces C. 4 veces D. 6 veces E. 8 veces

Químico - físico francés, nacido en París, que elaboró un principio muy utilizado a pesar de su dudosa validez. El principio termodinámico que lleva su nombre fue su mayor aportación a la química. Le Chatelier había recibido durante su juventud la influencia de su padre, ingeniero. En 1877, ingresó en la Escuela de Minas en calidad de profesor. Sus primeros trabajos abordaron el estudio del cemento. Estudió la estructura de las aleaciones, las llamas y la termometría. Durante la década de 1880 a 1890, elaboró el denominado principio de Le Chatelier: si las condiciones (presión, volumen o temperatura) de un sistema químico inicialmente en equilibrio cambian, entonces el equilibrio se desplazará, si es posible, en la dirección que tienda a anular la alteración producida. Este principio, pronostica la dirección hacia la que se puede forzar un equilibrio químico. Para la industria, supuso la racionalización y economía de los procesos, pues al variar adecuadamente las condiciones elegidas, se conseguía aumentar sus rendimientos. Toda reacción química ocurre a una determinada velocidad. Algunas son muy rápidas y otras son extremadamente lentas. La velocidad de una reacción describe la rapidez con que se consumen los reactivos o la rapidez con la que se forman los productos. La cinética química es el área de la química que se encarga del estudio de las velocidades con las que ocurre una reacción química; los mecanismos de reacción, razonamientos especulativos, basados en hechos experimentales, que tratan de explicar cómo ocurre una reacción; y los factores que determinan la velocidad de reacción: 1. La naturaleza de los reactantes. 2. Las concentraciones de los reactivos. 3. La temperatura. 4. La presencia de un catalizador. LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN Las velocidades de reacción química se suelen expresar determinando como varían las concentraciones de los reactantes o de los productos en determinados intervalos de tiempo. Consideramos la reacción hipotética.

aA + bB

cC + dD

La velocidad a la cual procede la reacción se puede describir en términos de la velocidad de la cual desaparece un reactivo. [ A] Vel ocidad t .......... (1) O la velocidad a la cual aparece uno de los productos.

Vel ocidad

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[C] t .......... (2)

GUÍA 4 - CIENCIAS Las concentraciones de los reactivos disminuyen a través del intervalo de tiempo.

[A] [A]final [A]inicial ...... (3) [A]final

[A]inicial

............. (4)

Entonces la cantidad [A] sería negativa. Como las velocidades de reacción son positivos, entonces, cuando se desee medir la velocidad de reacción usando reaccionantes, se le tiene que poner signo negativo, para que así, la velocidad resulte positiva. Describiremos la velocidad de reacción sobre la base de que es la misma, independientemente del reactivo o producto que queremos medir. Por lo tanto, dividimos cada cambio por su coeficiente en la ecuación ajustada, así para la reacción hipotética:

179

* La acción catalítica es específica y es ejercida sin violar las leyes de la estequiometría. * Los catalizadores se utilizan en pequeñas cantidades, debido a que la acción catalítica es rápida. Los catalizadores disminuyen la energía de activación. Ello significa, con la misma energía cinética promedio de las moléculas, una mayor fracción de moléculas ya tienen la suficiente energía para alcanzar el estado de transición, aumentando así la velocidad de reacción. Los catalizadores llamados inhibidores, aumentan la energía de activación. Ello significa que una menor fracción de moléculas alcanzan el estado de transición en la misma unidad de tiempo, disminuyendo así la velocidad de reacción. Los catalizadores no pueden disminuir la velocidad de reacción, por tanto, no existen catalizadores negativos.

aA + bB ↔ cC + dD

Velocidad de Rea cción

1 a

[A] t

1 [B] b t

1 [C] c t

1 d

[D] t

……....(5)

FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN NATURALEZA DE LOS REACTIVOS El estado físico de los reactantes es importante en la determinación de la velocidad con la que ocurre una reacción. La gasolina líquida puede arder suavemente, pero los vapores de la gasolina pueden arder explosivamente. La extensión de la subdivisión de sólidos y líquidos también es importante en la determinación de las velocidades de reacción. Por ejemplo, 10 gramos de una barra metálica de magnesio reacciona lentamente con el ácido clorhídrico diluido, 10 gramos de virutas de magnesio reacciona rápidamente con el ácido clorhídrico diluido, mientras que, 10 gramos de magnesio en polvo reacciona violentamente con el ácido clorhídrico diluido: A mayor estado de subdivisión de los sólidos, se ofrece mayor área superficial para la reacción. Otro factor que afecta las velocidades de reacción es la identidad química de los reactivos. Por ejemplo, el sodio metálico, que posee una baja energía de ionización, reacciona rápidamente con el agua a temperatura ambiente; el calcio metálico reacciona lentamente con agua a temperatura ambiente dado que posee una energía de ionización superior. CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS A mayor concentración de los reaccionantes, mayor es el número de choques moleculares de las moléculas reaccionantes y por tanto, mayor es la probabilidad de que estos choques sean eficaces, aumentado así la velocidad de reacción. EFECTO DE LA TEMPERATURA Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética media de las moléculas reaccionantes, es decir, las moléculas tienen mayor contenido energético para poder superar la energía de activación, aumentando así la velocidad de reacción. EFECTO DE LOS CATALIZADORES Son especies químicas que aumentan la velocidad de reacción, en razón a que disminuyen la energía de activación, proporcionando mecanismos alternativos con menor energía de activación. Las características de los catalizadores son: * Los catalizadores sólo forman compuestos intermedios para ejercer la acción catalítica, por lo tanto no se consumen en el curso de la misma y se les puede recuperar finalizada la reacción. * El catalizador no altera el equilibrio, pues aumenta por igual las velocidades de las reacciones directa e inversa. * El catalizador permanece invariable al final de la reacción; en lo que respecta a su composición química, pues en su forma física puede variar. * El catalizador no inicia una reacción, sólo aumenta la velocidad.

EXPRESIÓN DE LA LEY DE LA VELOCIDAD Anteriormente, se aprendió que la velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de los reactivos. La ley de la velocidad expresa la relación de la velocidad de una reacción con la concentración. Para la reacción general: aA + bB ↔cC + dD La expresión de la ley de la velocidad tiene la forma: velocidad = k[A]x [B]y, Leyenda: [A], [B]: concentraciones molares de los reactivos (mol/L). Los sólidos y líquidos puros al tener concentración constante, no se consideran para esta ecuación. x, y: exponentes hallados experimentalmente. Pueden ser números enteros, cero o fraccionarios. x: orden de reacción respecto al reactivo A. y: orden de reacción respecto al reactivo B. x+y: orden global de reacción k: constante específica de velocidad. Sus unidades dependen de la expresión de la ley de velocidad. Los siguientes son ejemplos de leyes de velocidad de reacción observadas experimentalmente: 3NO(g ) N2O(g) + NO2(g) velocidad = k[NO]2 2NO2(g) + F2(g)

2NO2F(g)

velocidad = k[NO2][F2]

Nótese que el orden de reacción no coincide necesariamente con los coeficientes de la ecuación química balanceada. Si la reacción es elemental, es decir, si ocurre en una sola etapa, los órdenes de reacción son los correspondientes coeficientes estequiométricos. EQUILIBRIO QUÍMICO El equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce ningún cambio neto adicional. Cuando A y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad a la que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio. La mayoría de las reacciones no llegan a completarse. Esto es, cuando se mezclan los reactivos en cantidades estequiométricas; no se convierten completamente en los productos. Las reacciones que no llegan a completarse y que tienen lugar en ambos sentidos se llaman reacciones reversibles. Los equilibrios químicos son equilibrios dinámicos, esto es, las moléculas individuales están reaccionando constantemente, aunque la composición y propiedades de la mezcla en equilibrio no cambia en el tiempo, mientras no actúe una fuerza externa que perturbe la condición de equilibrio. Considere la siguiente ecuación hipotética reversible A(g) + B(g) C(g) + D(g)

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180

Esta ecuación puede leerse en ambos sentidos, hacia adelante y hacia atrás. Si A y B se mezclan, reaccionarán para formar C y D. Por otra parte, una parte de C y D, reaccionarán para formar A y B. Supongamos que colocamos una mezcla de A y B en un recipiente. Reaccionarán para formar C y D y sus concentraciones disminuirán gradualmente a medida que ocurre la reacción hacia la derecha. Al comienzo del experimento, no puede ocurrir la reacción inversa puesto que C y D no se han formado. Tan pronto como la reacción haya comenzado produce alguna cantidad de C y D y comienza la reacción inversa. La reacción inversa comienza lentamente (puesto que la concentración de C y D es baja) y aumenta gradualmente.

aA(g) + bB(g)

cC(g) + dD(g)

(PC )c (PA )a

Kp

(PD )d (PB )b

donde Pi es la presión parcial del componente "i" en equilibrio. Por lo general, los valores de Kc y Kp son diferentes. Por ello, es importante indicar cuál de ellas estamos usando por medio de los subíndices. La expresión general que relaciona Kp y Kc es:

Kp

K c (RT) n

n : es la diferencia de coeficientes de productos y reaccionantes. Productos

Reaccionantes

avance de reacción

Figura: Variación de la concentración de las sustancias en el curso de la reacción. LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO En una reacción química reversible en equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos son constantes; esto es, no varían. Las velocidades de las reacciones directa e inversa son constantes e iguales. Las velocidades de las reacciones directa e inversa son constantes, y se puede escribir una expresión como la constante de equilibrio, que relaciona a los productos con los reactivos. Para la reacción general: aA + bB cC + dD Aplicando la ley de acción de masas, se establece: a b Vdirecta = kd [A] [B] (1) c

Vdirecta = ki [C] [D]

d

(2)

Como en el equilibrio las velocidades de reacción directa e inversa se igualan, tenemos: Vdirecta = Vinversa c

d

kd [A]a[B]b = ki [C] [D] a temperatura constante, se define a la constante de equilibrio como:

K eq

[C]c [D]d [ A]a [B]b

siendo Keq o Kc la constante de equilibrio en función de concentraciones molares. Las cantidades en corchetes son las concentraciones de cada sustancia en moles por litro. Los exponentes a, b, c y d son los coeficientes de las sustancias en la ecuación balanceada. Las unidades de Keq no son las mismas para todas las reacciones de equilibrio y generalmente se omiten. Obsérvese que se eleva la concentración de cada sustancia a una potencia igual al coeficiente estequiométrico, deducido de la ecuación balanceada. Cuando algún reactivo y/o producto de una ecuación química es gas, podemos formular la expresión de equilibrio en términos de presiones parciales, en vez de concentraciones molares. En este caso, la constante de equilibrio se denota como Kp. Para la reacción

Numéricamente es igual al número de moles de productos gaseosos menos el número de moles de reactivos gaseosos. De la reacción general:

n

(c d) (a b)

R: constante universal de los gases ideales. T: temperatura absoluta (K) PRINCIPIO DE LE CHATELIER El químico francés Henri Le Chatelier (1850-1936) enunció, en 1888, una generalización sencilla, pero de grandes alcances, acerca del comportamiento de los sistemas en equilibrio. Esta generalización, que se conoce como Principio de Le Chatelier, dice: "Si se aplica un activante a un sistema en equilibrio, el sistema responderá de tal modo que se contrarreste la activación y se restaure el equilibrio bajo un nuevo conjunto de condiciones". La aplicación del Principio de Le Chatelier nos ayuda a predecir el efecto de las condiciones variables sobre las reacciones químicas. Examinaremos los efectos de cambios de concentración, temperatura y presión.  Aumento de la Temperatura La reacción se desplazará en el sentido que consuma calor. Ejemplo: La reacción en el equilibrio N2(g) + H2(g) NH3(g) + calor Si aumentamos la temperatura la reacción va hacia la derecha. Si disminuimos la temperatura la reacción va hacia la izquierda.  Efecto de la Presión Si aumentamos la presión externa al sistema en equilibrio entonces éste se desplazará hacia el sentido donde se tenga menor volumen. Ejemplo: La reacción en el equilibrio 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) Si en el sistema anterior, aumentamos la presión, el equilibrio se desplazará hacia la derecha.  Efecto del Aumento o Disminución de la Concentración Si a un sistema en equilibrio le añadimos más de una sustancia, el sistema se desplazará en el sentido que consuma parte de dicho incremento. Ejemplo: La reacción en el equilibrio N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g) Si al sistema ya en el equilibrio, le añadimos más N2(g) la reacción se desplazará hacia la derecha. Si quitamos un poco de N2(g) en el equilibrio, el sistema se desplazara hacia la izquierda. Si añadimos más NH3(g), el sistema se desplazará hacia la izquierda. Si quitamos NH3(g) en el equilibrio, el sistema se desplazará hacia la derecha.

general.

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PRACTICA 2 NIVEL I 1. A 425 ºC la KC del siguiente proceso vale 300: 2 H2(g) + CO(g) ⇌ CH3OH(g) Si las concentraciones de todas las especies son iguales a 0.1 M, ¿se encuentra el sistema en equilibrio? Rpta: ……………………………. 2. La descomposición del NaHCO3 tiene lugar según la reacción: 2 NaHCO3(s) ⇌ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) ; Kc= 2.5x10

-4

Si en un matraz de dos litros partimos de 2’5 moles de NaHCO3(s), –2 –2 0.15 moles de Na2CO3(s) + 2.5x10 moles de CO2(g) y 4x10 moles de H2O(g) razona hacia dónde se producirá la reacción. Rpta: ……………………………. 3. Un recipiente de 306 cm

3

contiene a 35 ºC una mezcla en

equilibrio de 0.384 g. de NO2 y 1.653 g. de N2O4 Determina: a) La presión en el recipiente y la densidad de la mezcla.

el equilibrio, la presión que se alcanzó en el matraz fue de 230 mm Hg. Calcula: a) El grado de disociación del fosgeno. b) La presión parcial de cada componente gaseoso en la mezcla. c) El valor de las constantes KC y KP. La reacción de disociación del fosgeno es: COCl2 (g) ⇌ CO (g) + Cl2 (g)

Sol: a) 43 %. b) P (COCl2) = 0.12 atm; P (CO) = 0.09 atm; P (Cl2) = 0.09 atm. c) KC = =2.7x10

–3

; KP = 0.067.

10. A 200 ºC y 1 atm. de presión el pentacloruro de fósforo se disocia según la reacción: PCl5 (g) ⇌ PCl3 (g) + Cl2 (g) en un 48’5 %. Calcula el grado de disociación a la misma temperatura de 200 ºC pero a una presión de 10 atm. Sol: 17’3 %. 11. Un mol de etanol puro se mezcla con un mol de ácido acético puro a 25 ºC. Cuando se alcanza el equilibrio, se forman 2/3 de moles de acetato de etilo y 2/3 de moles de agua. Calcula la constante de equilibrio a esa temperatura para la reacción: CH3CH2OH (l) + CH3COOH (l) ⇌ CH3COOCH2CH3 (l) + H2O (l)

b) El valor de KC y KP para la reacción N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g).

Sol: a) P = 2’18 atm. ρ = 6’66 g/L. b) KC = 0’0126; KP = 0’32.

Sol: KC = 4. 12. En el equilibrio a 100 ºC de la reacción:

4. En un recipiente de 5 L. se introducen un mol de dióxido de azufre y otro de oxígeno, y se calienta el sistema a 1.000 ºC, con lo que se da la reacción: 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g) a) Establece la cantidad de trióxido de azufre formado si en el equilibrio hay 0’15 moles del dióxido. b) ¿Qué valor tiene KC a esa temperatura? Sol: a) 0.85 mol. b) Kc= 279.2 5. Dada la siguiente reacción: 2 NO(g) ⇌ N2(g) + O2(g) a 500 ºC, calcula la KC a dicha temperatura sabiendo que las concentraciones en el equilibrio son: [N2 (g)] = [O2 (g)] = 0’05 M y [NO (g)] = 0’02 M. ¿Cuál será el valor de KP? Sol: KC = KP = 6.25.

H2 (g) + CO2 (g) ⇌ H2O (g) + CO (g) se ha medido el valor KP = 0.772. Responde razonadamente: a) ¿Cuáles serán las concentraciones en el equilibrio si inicialmente están presentes 2’0 moles de H2 y 2’0 moles de CO2 en un recipiente de 10 L? b) ¿Cuáles serán las nuevas concentraciones de los reactivos si una vez alcanzado el equilibrio se introducen 0’5 moles adicionales de H 2 a la mezcla? Sol: a) [H2] = [CO2] = 0.1065 M; [H2O] = [CO] = 0.0935 M. b) [H2] = 0.146 M; [CO2] = 0.096 M; [H2O] = [CO] = 0.104 M. 13. A una determinada temperatura se introducen en un recipiente de 2 litros 128 g. de SO2. ¿Cuántos gramos de O2 deberán añadirse para que en el equilibrio la mitad del SO2 se oxide a SO3?

6. Calcula la constante de equilibrio KP, a 2.000 ºC, del siguiente equilibrio: CO2 (g) ⇌ CO (g) + 21 O2 (g) para el cual el grado de disociación es 0’018 a la presión de 1 atm. –3 Sol: KP = 1.73x10 7. Al calentar el cloruro de nitrosilo, NOCl, se disocia según: NOCl (g) ⇌ NO (g) + 1/2 Cl2 (g) Cuando se calienta a 350 ºC en un volumen de 1 L. una muestra de NOCl puro que pesa 1.75 g, el grado de disociación es del 56.8 %. Calcúlense KC, KP y la presión total en el sistema a esta temperatura. Sol: KC = 0.115; KP = 0.82; P = 1.75 atm. 8. En un recipiente de 1 L. y a la temperatura de 400 ºC el amoníaco se encuentra dis-ociado en un 40 % en nitrógeno e hidrógeno moleculares, cuando la presión de todo el sis-tema es 710 mm Hg, según la reacción: 2 NH3 (g) ⇌ N2 (g) + 3 H2 (g). Calcula: a) La presión parcial de cada uno de los componentes en el equilibrio. b) KC y KP. Sol: a) P (NH3) = 0.400 atm; P (N2) = 0.133 atm; P (H2) = 0.400 atm. b) KC =1.74x10

181

–5

9. En un matraz de 250 cm

; KP = 0.053.

3

a la temperatura de 27 ºC se

Para la reacción 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g) , se sabe que KC = 2.33. Sol: 43.5 g. 14. Se sabe que la constante de equilibrio KP para la reacción de descomposición del pentacloruro de fósforo en tricloruro de fósforo y cloro (PCl5 (g) ⇌ PCl3 (g) + Cl2 (g)) es de 1.05 a 250 ºC. Sabiendo que las presiones parciales del pentacloruro de fósforo y del tricloruro de fósforo en el equilibrio son, respectivamente, 0.875 atm. y 0.463 atm: a) ¿Cuál es la presión parcial del cloro en el equilibrio a 250 ºC? b) ¿Cuál será el valor de KC a esta temperatura? c) A la vista de los resultados obtenidos, di si la descomposición del pentacloruro de fósforo a 250 ºC será o no un proceso espontáneo. Sol: a) 1.98 atm. b) KC = 0.024. c) El proceso es espontáneo. 16. En un cilindro metálico cerrado, de volumen V, se tiene el siguiente proceso quími-co en equilibrio: 2 A(g) + B(s) ⇌ 2 C(s) +2 D(g) ; ΔHº < 0. Indica razonadamente el sentido hacia el que se desplazará el equilibrio si: a) Se duplica la presión. b) Se reduce a la mitad la cantidad de los componentes B y C. c) Aumenta la temperatura. Rpta: ……………………………………..

introdujeron 213 mg. de fosgeno, COCl2. Cuando se hubo alcanzado

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182

17. Suponiendo que la reacción A(g) + 3 B(g) ⇌ 2 C(g) , exotérmica, estuviese en equilibrio, indica razonadamente tres procedimientos para que el equilibrio se desplace a la derecha.

4.

Determine la constante de equilibrio kc si en el equilibrio se han encontrado 2 mol de H2 A. 6 B. 18,3 C. 36 D. 9 E. 1,85

Rpta: …………………………………….. 18. En un recipiente cerrado se introducen oxígeno y el doble número de moles de NO, los cuales reaccionan parcialmente para dar NO2 en condiciones de presión y temperatura tales que se mantienen todas las especies en estado gaseoso: 2 NO + O2 ⇌ 2 NO2 ; ΔH = -112’5 kJ. Una vez que se alcanza el equilibrio a dicha temperatura, indica y justifica cómo variará el número de moléculas de NO2 en equilibrio por: a) Aumento de la temperatura a presión constante. b) Extracción de NO del recipiente. c) Adición de un catalizador. d) Disminución del volumen del recipiente. 19. A 298 K la KP del equilibrio N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g), es igual a 0.15. a) Razona en qué sentido evolucionará, hasta alcanzar el equilibrio, una mezcla de los dos gases en la que ambos tengan presión parcial igual a 1 atm. b) Si una vez alcanzado el equilibrio se comprime la mezcla, indica si la cantidad de dióxido de nitrógeno aumentará, disminuirá o no variará. Justifica la respuesta.

Se tiene inicialmente 8 mol de H2 y 8 mol de I2 los que se hacen reaccionar según: H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

5.

En un sistema homogéneo representado por: 2 H2(g) + O2(g) 2H2O(g) se tiene inicialmente 24 mol de H2, 16 mol de O2 y 2 mol de vapor de agua. Halla el valor de la constante kc del sistema en el equilibrio si se han encontrado 8 mol de H2. El volumen total es 1 L A. 0,63 B. 0,18 C. 3,6 D. 0,36 E. 0,2

6.

Inicialmente reaccionan 12 mol de N2 con 24 mol de H2 según N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Halla el valor de kc si en el equilibrio se han encontrado 12 mol de NH3 y además el volumen del sistema es de 10 L A. 45 B. 2,13 C. 11,1 D. 3,6 E. 13,33

7.

Rpta: ……………………………………..

Si se tienen inicialmente 4 mol de H2 y 4 mol de Cl2 para formar cloruro de hidrógeno, determina cuántos mol de hidrógeno existen en el equilibrio si kp = 4 a 1 000 K Cl2(g) + H2(g) 2HCl(g) A. 4

20. A la temperatura de 35 ºC disponemos en un recipiente de 310 3 cm de capacidad de una mezcla gaseosa en equilibrio que contiene 0.385 g. de NO2 y 1.660 g. de N2O4. Con-testa razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Calcula, a la temperatura de 35 ºC, KP y KC de la reacción de disociación del tetróxido de dinitrógeno (N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g)). b) A 150 ºC, el valor numérico de KC es 3.20. ¿Cuál debe ser el volumen del recipiente para que estén en equilibrio un mol del tetróxido y dos moles del dióxido? c) ¿Cómo respondería el equilibrio a un aumento de presión? Contesta razonadamente.

Sol: a) KC = 0.0125; KP = 0.315. b) 1.25 L.

B. 2

C. 4,2

D. 1,8

E. 0,16

8.

En un recipiente de 1 L se han introducido 4 mol de N2 y 8 mol de H2 para efectuar la siguiente reacción: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Al llegar al equilibrio se obtienen 4 mol de amoníaco. Calcula el valor de kc en el equilibrio A. 4 B. 3 C. 2 D. 1 E. 5

9.

Inicialmente reaccionan 1 mol de CO y 1 mol de vapor de agua. CO + H2O CO2 + H2 Determine la constante de equilibrio kc a 27 °C sabiendo que en el equilibrio ha reaccionado el 60% del vapor de agua. El volumen total del sistema es 6 L A. 4/9 B. 2/5 C. 3/2 D. 2/3 E. 9/4 3

NIVEL II 1.

En el equilibrio del siguiente sistema: A + 2B C Las concentraciones son: [A] = 0,6 mol/L [B] = 0,5 mol/L [C] = 0,3 mol/L Halla kc A. 1 B. 2

2.

D. 4

E. 5

Determine kc para un sistema en equilibrio que tiene un volumen de 2 L si los moles de fosgeno (COCl2) son 0,8; los de monóxido de carbono 0,6; y los de cloro 0,4 COCl2(g) CO + Cl2(g) A. 0,15

3.

C. 3

B. 0,25

C. 0,5

D. 0,3

E. 0,75

La constante de equilibrio kc para el sistema que se muestra a continuación es 49 a 500 °C H2(g) + I2(g) 2HI(g) Si en un vaso de 1 L se introducen 1 mol de H2 y 1 mol de I2 y se cierra hasta alcanzar el equilibrio a 500°C determina la concentración de H2 en equilibrio: A. 9/2

B. 9/7

C. 4/3

D. 2/9

10. En un recipiente de 200 cm se colocan 46 g de tetraóxido de nitrógeno. Si al calentarlo se disocia en un 80 % en dióxido de nitrógeno, calcula la cantante de equilibrio kc N2O4 2 NO2 A. 25

B. 32

C. 23

D. 48

E. 64

11. Al reaccionar a 100 °C 1mol de ácido acético con 1 mol de alcohol etílico, se forman 2/3 mol de acetato de etilo y 2/3 mol de agua. Si todos son líquidos en la reacción CH3 COOH + CH3 CH2OH CH3 COOC2H5 + H2O Calcula la constante de equilibrio kc a 100 °C A. 0,25 B. 0,40 C. 2,25 D. 4,00 E. 8,00 12. En un recipiente se tiene H2; I2 y HI en equilibrio de tal manera que la presión total del sistema es 2 atm. Halla kp si en el equilibrio la presión parcial del hidrógeno es 0,4 atm y la del yodo es 0,4 atm. A. 7 B. 8 C. 9 D. 10 E. 11 13. En la reacción: PCl3 + Cl2 PCl5 Calcula kx si a 100°C reaccionan 2,15 mol de PCl3 y 1 mol de Cl2 para producir 0,76 mol de PCl5 A. 70 B. 5,4 C. 3,5 D. 7,0 E. 35

E. 7/9

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GUÍA 4 - CIENCIAS 14. Para la reacción: S(s) + 2 CO(g)

SO(g) + 2 C(s)

23. Una mezcla de equilibrio para la reacción: 2 H2S(g) 2 H2(g) + S2(g)

calcula el valor de kp si en un frasco que contiene azufre sólido en exceso se introduce gas CO a una presión de 2 atm y al final se observa una presión de equilibrio en el sistema de 1,05 atm A. 95 B. 59 C. 81 D. 9,5 E. 8,1 15. Los procesos mostrados se acompañan de su respectivas constantes de equilibrio a 1 123 K 14 C(s) + CO2(g) 2 CO(g) kp’ = 1,3x10 CO(g) + Cl2(g)

COCl2(g) kp’’ = 6,0x10

Halla el valor de kp para: C(s) + CO2(g) + 2 Cl2(g) A. 7,8x10

14

D. 4,68x10

17

B. 7,8x10

E. 4,68x10

3

2 COCl2(g)

9

Calcula kp A. 3,2 B. 4,8

E. 1/0,82

17. Las corrientes de equilibrio de las reacciones han sido medidas a 823 K CaO(s) + H2(g) Ca(s) + H2O k1 = 67 CaO(s) + CO(g) Ca(s) + CO2(g) k2 = 201 Con estos datos calcule la constante de equilibrio de la reacción: CO2 + H2 CO + H2O A. 67

B. 15,61

C. 0,137

18. Para el equilibrio: H2 + CO2

D. 0,33

E. 0,2

H2O + CO

B. 5

C. 0,5

D. 0,33

E. 3

19. A 1000 K la síntesis del HCl presenta el siguiente equilibrio : H2(g) + Cl2(g) HCl(g) kc = 4 Si se parte de 1 mol de cada reactante, halla las molaridades del H2 y Cl2 una vez alcanzado el equilibrio. A. 0,5; 1,0; 11, 2 L B. 0,5; 2,5; 112 L C. 0,5; 0,5; 22, 44 D. 0,2; 0,2; 44,8 L E. 0,1; 0,1; 22, 4 L 20. Para la reacción en la fase gaseosa 3H2(g) + N2(g) 2 NH3(g) las presiones parciales de H2 y N2 son 0,4 atm y 0,8 atm respectivamente: La presión total del sistema es 2,0 atm. ¿Cuánto vale kp si el sistema está en equilibrio? A. 1

B. 50

C. 25

D. 125

E. 12,5

21. Para la ecuación: 2A(g) B(g) + C(g) kc = 0,25 Halla kc para la reacción, si se produce a la misma temperatura: 3 B(g) + 3C(g) 6A(g) A. 16

B. 4

C. 64

D. 0,4

E. 6,4

B. 2

C. 3

D. 4

E. 5

D. 6,4

E. 2,4

27. A 200 ºC 1 mol H2 y 2 mol de CO2 reaccionan para producir CO y H2O Si el 80 % del H2 se transforma en H2O calcula kc si la operación se realiza en un recipiente de 20 L H2(g) + CO2(g) H2O(v) + CO(g) B. 2,6

C. 2,8

D. 3,8

E. 6

28. Para la siguiente reacción en equilibrio: H2(g) + I2(g) HI(g) Moles equilibrio: 2 2 Presión total es 1,6 atm. Halla kp a 448ºC: A. 2 B. 4 C. 8 D. 16

4 E. 20

29. Halla el grado de disociación de 0,1 mol de PCl5 contenidos en un recipiente de 1 L si kp para este proceso es de 0,82 a 127 ºC PCl5 PCl2 + Cl2 A. 70 %

B. 60 %

C. 59 %

D. 40 %

E. 30 %

30. Si Kc para la reacción es 49 a determinada temperatura si se colocan 0,4 moles A y B en un recipiente de 2 litros a esa temperatura. Indica cuál es la concentración de C y D en el equilibrio: A + B C+D A. 0,075 M ; 0,025 M C. 0,750 M ; 0,075 M E. 0,025 M ; 0,075 M

B. 0,025 M ; 0,025 M D. 0,075 M ; 0,075 M

31. Halla kp a 100 K si la presión en el equilibrio es 10 atm para la reacción química donde la disociación es de 40%: C(g) + CO2(g) 2 CO(g) A. 3,05

B. 3,85

C. 4,85

D. 4,05

E. 4,5

Nivel III 01. En una autoclave de 5

22. Se tiene inicialmente 4 mol de H2 y 4 mol de Cl2 para formar cloruro de hidrógeno (HCl). Determina cuántos mol de hidrógeno existe en equilibrio si a 727 ºC se tiene que Kp = 4 A. 1

C. 0,16

26. En un recipiente, inicialmente vacío, cuya capacidad es 10 L se ubican 18,4 g de N2O4 Si alcanzando el equilibrio, se disocia el 20 % del N2O4 en NO2 halla kp: N2O4 NO2 3 5 A. 0,4 B. 4x10 C. 4 x 10 D. 4 E. 0,4

A. 1

la constante de equilibrio es 3 a 2 000 K Calcula la concentración del agua al final, si se introducen inicialmente 1 mol de H2, 1 mol de CO2 y 1 mol de H2O en un volumen de 1 L A. 1,5

24. Determine el proceso para el que kc = kp A. H2(g) + N2(g) NH3(g) B. NO(g) + O2(g) NO2(g) C. H2(g) + Br2(g) HBr(g) D. NH3(g) + O2(g) NO(g) + H2O(v) E. C(s) + O2(g) CO(g)

Para el cual, se tiene las siguientes presiones parciales: I2: 2 atm H2: 2 atm HI: 8 atm

16. Para la siguiente ecuación a 27°C 3 A(s) + 4 B(g) 3 C(g) + D(g) ¿Cuál es la relación entre kc y kp? A. 9/4 B. 3/2 C. 1/5 D. 1

tenía 1 mol de H2S; 0,2 moles de H2 y 0,8 moles de S2 en un recipiente de 2 L de capacidad. Halla kc. A. 0,004 B. 0,08 C. 0,016 D. 0,032 E. 0,160

25. A 500 °C se tiene el sistema en equilibrio: I2(g) + H2(g) HI(g)

C. 46,8

7

183

 se coloca una mezcla de limaduras de

hierro y agua. La autoclave se cerró y se calentó a 1000 °C. Alcanzando el equilibrio se encontró 1,1 g de H2 y 42,5 g de H2O. Hallar el KC de la reacción: Fe(s) + H2O Fe2 O4(s) + H2

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GUÍA 4 - CIENCIAS

184 –3

–2

a) 2,9.10 –3 d) 1,5.10

b) 0,14.10 –4 e) 2,5.10

c) 4,1.10

–5

02. En un matraz de un litro de capacidad a 100°C se mezclan 3 molg de C2H5OH con 1 molg de CH3 – COOH; calcular la concentración en (molg/) de CH3 – COO – CH5 formado. SI el Kc = 4 de la siguiente reacción: C2H5 OH + CH3 – COOH CH3 – COO – C2H5 + H2O a) 0,8

b) 0,9

c) 4,4

d) 1,3

03. Se introduce en un recipiente de 6

e) 2,6

 a 1260 K, una molg de agua

y una molg de CO, el 45% del agua reaccionan con el monóxido de carbono. Hallar la constante de equilibrio (Kc) de la reacción. H2O + CO CO2 + H2 a) 0,82

b) 0,74

c) 0,67

d) 0,57

e) 0,44

04. Para la siguiente reacción en equilibrio: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) A 270°C, existen 0,32 molg PCl5; 0,4 molg PCl3 y 0,4 molg Cl2 en un recipiente de 12 a) 3,64

 de capacidad. Calcular el Kp del proceso en ATM.

b) 0,84

c) 2,68

d) 1,38

e) 1,85

05. A 900 K se inyecta en un recipiente P. (ATM) de COCl2 (g). Cuando se alcanza el equilibrio, la presión total en el recipiente es 5/4 p (ATM). Calcular el Kp en ATM para la reacción. COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) a) 3/4 P d) 1/4 P

b) 1/2 P e) P

c) 1/3 P

06. En el sistema en equilibrio: HI(g)

H2(g) + I2(g)

Se tiene 2 molg HI; 1 molg I2 y 1 molg H2. La constante específica de la velocidad de reacción directa es Kd = 0,018; a 490 °C. Calcular la constante específica de la velocidad de reacción inversa (Ki). a) 0,072 b) 0,84 c) 0172 d) 0,272 e) 0,146 07. En la siguiente reacción en equilibrio en un recipiente de un litro de capacidad a 527°C. H2 + S2 H2 S Se observa 2 molg H2; 1 molg S2 y 0,8 molg H2S. Calcular el Kc de la reacción en(/molg). a) 0,84

b) 0,32

c) 0,48

d) 1,42

e) 0,16

08. La siguiente reacción en equilibrio a 127°C y en un recipiente de un litro de capacidad, tienen un Kc = 9 H2 I2 HI Si inicialmente se tiene 1 molg H2 y 1 molg I2. Calcular la concentración de HI en el equilibrio. a) 1,2 molg/

b) 0,6 molg/

d) 3,6 molg/

e) 1 molg/

c) 2,4 molg/

–4

09. El KC = 1.10 para N2 + O2 NO a 3000° C, si el reactor tiene 3  de capacidad. Calcular la concentración de No i se colocan 1,2 molg N2 y 1,2 molg 0,2 inicialmente. a) 3,98.10

–3

c) 0,43.10

–2

molg/

d) 1,36.10

–5

molg/

molg/

b) 1,14 molg/

e) 1,42.10

–6

molg/

10. En un sistema en equilibrio se tiene 2 molg de A y 8 molg de B. Si la presión de la mezcla en equilibrio es 10 ATM. Calcular el Kp de la reacción: A(g) 2B(g) a) 0,23 ATM d) 32 ATM

b) 83,4 ATM e) 61,3 ATM

c) 40 ATM

11. Se encontró que la composición de equilibrio para la siguiente reacción era: CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) Equilibrio 0,1 0,1 0,4 0,1 Se añadieron entonces 0,3 molg de H2 en el reactor de 1 . ¿Cuál será la nueva concentración de CO2(g) una vez restablecido el equilibrio?. a) 0,07 M b) 0,40 M c) 0,8 M d) 0,33 M e) 0,47 M 12. En un recipiente de 2,0

 se pone COCl2 (g) se calienta hasta

descomponerlo parcialmente. COCl2(g)

CO(g) + Cl2(g)

Cuando se alcanza el equilibrio, la concentración de COCl2 es 0,4 molg/. Luego se añade más COCl2 al recipiente y cuando se restablece el equilibrio la concentración de COCl2 es 1,6 molg/. ¿Cómo habrá cambiado la concentración del CO?. a) Se habrá reducido a la mitad b) Se habrá duplicado c) F.D. d) No habrá cambiado e) Se habrá triplicado 13. A 1000 °C y presión total e 1 ATM, el agua se encuentra disociado en un 0,002% de acuerdo a la siguiente reacción en equilibrio. H2O(g) H2(g) + O2(g) ¿Cuál será el valor de Kp de la reacción?. –15 –6 a) 2.10 ATM b) 2.10 ATM c) 4.10

–15

ATM

d) 5.10

–8

ATM

e) 3.10

–14

ATM

14. El hidrógeno y el yodo reaccionan a 699 K según la siguiente reacción: H2(g) + I2(g) HI(g) Si se coloca una molg de H2 y una molg de I2 en una vasija de 10



y se permite que reaccionan. ¿Qué masa de HI estará presente en el equilibro sabiendo que Kc = 64?. a) 204, 8 g b) 201,4 g c) 401,2 g d) 201,8 g e) 501,8 g 15. Las constantes de equilibrio de las reacciones siguientes han sido medidos a 823 K. CaO(s) + H2 Ca(S) + H2O K1 = 67 CaO(s) + CO

Ca(s) + CO2

K2 = 489

Con estos datos, calcúlese la constante de equilibrio de la reacción. CO2 + H2 CO + H2O K3 = ? a) 0,137 b) 489 c) 67 d) 1,461 e) 15,61 16. Calcular la concentración molar de los iones hidrógeno en una –5 solución acuosa de NH3 a 25°C; al 0,5 M; si Ki = 1,8.10 M –12

a) 3,3.10 –5 d) 1,8.10

b) 4,1.10 e) 0,5

–11

c) 8,4.10

–10

17. Calcular el porcentaje de ionización de una solución acuosa de CH3 – COOH al 0,1 M; se halla a 25°C, si su constante de ionización –5 es 1,8. 10 M a) 1,84% b) 2,1% c) 25% d) 1,34% e) 100%

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GUÍA 4 - CIENCIAS 18. En la reacción en equilibrio. N 2 + H2

Rpta: Kp=1.2 Kc= 36.7 P(A) = 0.86 atm. P(B) = P(C) = 0.57 atm.

NH3

Se encontró 0,1 molg H2; 0,1 molg N2 + 0,2 molg. NH3 en un recipiente de 10 . Calcular el Kc de la reacción en (molg/) a) 2.10 d) 4.10

–4 4

b) 3.10 e) 5.10

3

2

c) 4.10

–2

–3

19. Para la siguiente reacción en equilibrio: PCl5 PCl3 + Cl2 a 227° C su Kc es igual a 0,4 (molg/). ¿Cuál será el Kp de la reacción?. a) 16,4 ATM d) 0,21 ATM

b) 8,31 ATM e) 100 ATM

c) 10,5 ATM

20. La siguiente reacción en equilibrio a 27° C en un recipiente de 5

 de capacidad. SO3

SO2 + O2

Se tiene inicialmente 5 molg de SO3. Si en la reacción sufre una disociación del 60%. Hallar el Kc de la reacción en (molg/) a) 0,134 d) 1,62

b) 0,37 e) 0,675

185

c) 2,68

Nivel IV (Sólo para estudiantes Fleming) 1. El equilibrio de formación del HI tiene una constante Kc= 54,4 a 698 K. En un matraz de 10 L se introducen 0,1 moles de H2 y 0,1 moles de I2. Calcular las concentraciones en el equilibrio -3 -3 Rpta: 2.1x10 M, 2.1x10 M, 0.016M 2. Al calentar dióxido de nitrógeno en un recipiente cerrado, se descompone según: 2 NO2(g) ↔ 2 NO (g) + O2(g). Un recipiente contiene inicialmente 0,0189 mol/ L de NO2. Se calienta hasta 327 °C y, una vez alcanzado el equilibrio, la concentración de NO2 es de 0,0146 mol/l. Calcula Kp , Kc y P total en el equilibrio. -3 -4 Rpta: Kp= 9.3x10 ,Kc=1.9x10 PT= 1,04 atm 3. A 200ºC se produce la siguiente reacción : Xe (g) + 2 F2 (g) ↔ XeF4(g).Se mezclan0,4 moles de Xe con 0,8 moles de flúor en un recipiente de 2 L. Cuando se alcanza el eqquilibrio solo el 60% de Xe se ha convertido en XeF4. Determina las constantes Kc y Kp y la presión en el equilibrio Xe (g) + 2 F2 (g) ↔XeF4(g). Rpta: Kc=58.6, Kp=0.039, Pt:13.9atm 4. A 450 °C y 10 atm el amoníaco está disociado en un 95,7 % en sus elementos. Calcular Kp y Kc para ese equilibrio: 2NH3(g) ↔ N2(g) + 3 H2(g) -4 Rpta: Kp= 2.2x10 ,Kc=6.3 5. Un matraz de un litro contiene 6,28 milimoles de N2O4. Al calentar a 25ºC, la presión es de 0,2118 atm. Calcula Kc, Kp y el grado de disociación para la descomposición del N2O4 gas para dar NO2 gas. A esa temperatura. -3 Rpta: Kp= 0.14 ,Kc= 5.74x10 α = 37,7 % 6. En un recipiente inicialmente vacío, se introducen dos gases A y B a la presión parcial de 1 atm. y 100 ºC. Manteniendo la temperatura y la presión constantes, se produce la siguiente reacción: A(g) + 2 B(g) ↔ 2 C(g) + D(s) Cuando se alcanza el equilibrio el grado de disociación es de 0.25. Calcular las constantes Kc y Kp así como las presiones parciales de A, B y C.

7. Se ha encontrado que cuando la reacción: 3 NO2 + H2O ↔ 2 HNO3 + NO llega al equilibrio a 300ºC contiene 0.60 moles de dióxido de nitrógeno, 0.40 moles de agua, 0.60 moles de ácido nítrico y 0.80 moles de óxido nítrico. Calcular cuántos moles de ácido nítrico deben añadirse al sistema para que la cantidad final de dióxido de nitrógeno sea de 0.90 moles. El volumen del recipiente es de 1.00L. Rpta: 0.91 moles de HNO3 8. La formación del trióxido de azufre por oxidación del dióxido es un paso intermedio en la fabricación del ácido sulfúrico. La constante de equilibrio (Kp) de la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) ↔ 2 SO3(g) es 0.13 a 830ºC. En un experimento se hacen reaccionar 2.00 moles de dióxido de azufre con 2.00 moles de oxígeno. ¿Cúal debe ser la presión total de equilibrio para tener un rendimiento del 70% en trióxido de azufre? Rpta: P = 105 atm. 9. A 300ºC y una presión total de 629 atm. la reacción entre el cloruro de hidrógeno y el oxígeno para dar cloro y agua, alcanza el equilibrio cuando se ha completado en un 80%. ¿Cuál tendría que ser la presión para que la reacción alcanzara el equilibrio cuando se hubiese completado en un 50%? Rpta: P = 1.1 atm 10. La constante Kp para la reacción entre el dióxido de carbono puro y el grafito, en exceso, caliente es 10. Calcular: a) ¿Cuál es la composición en volumen de los gases en equilibrio a 817ºC y una presión total de 6,1 atm? ¿cuál es la presión parcial del dióxido de carbono? y b) ¿Para qué presión se obtendrá un 10% en volumen de dióxido de carbono? CO2(g) + C(s) ↔ 2 CO(g) Rpta: P(CO2) =1.82 atm. P = 1.2 atm. 11. En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbamato amónico, NH4CO2NH2 sólido que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono cuando se evapora a 25ºC. Sabiendo que la constante Kp para el equilibrio NH4CO2NH2(s) ↔ 2 NH3(g) + CO2(g) y a esa temperatura vale 2,3·10-4 . Calcular Kc y las presiones parciales en el equilibrio. -8 Rpta: Kc = 1.57·10 PCO2 = 0.039 atm. Y PNH3 = 0.078 atm. 12. A 60ºC y 1 atm de presión, el tetróxido de dinitrógeno está disociado un 53,0%. Calcular: a) el porcentaje de disociación a a misma temperatura y 2000 mm Hg de presión b) la presión a la cual el tetróxido estaría disociado en un 67% a la misma temperatura. La reacción que tiene lugar es N2O4(g) ↔ 2 NO2(g) Rpta: α = 0,36 P' = 0,48 atm 13. Para la siguiente reacción: 4 HCl(g) + O2(g) ↔ 2 Cl2(g) + 2 H2O(g) 0,80 0,20 1,60 1,60 los valores indicados corresponden a los moles de cada una de las especies cuando el sistema alcanza el equilibrio a 300ºC y una presión total de 629 atm. ¿A qué presión habrá que llevar al sistema para que se reduzca el número de moles de cloro a 1,00? Rpta: P = 1,1 atm

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14. A 480ºC y 1 atm de presión, el amoniaco se disocia en un 66% en sus elementos. Determinar la composición en volumen de la mezcla en las condiciones anteriores y bajo un presión total de 4 atm. La reacción que tiene lugar es: 2 NH3(g) ↔ N2(g) + 3 H2(g) Rpta: X(NH3) = 0,42 X(N2) = 0,18 X(H2) = 0,44 15. La constante de equilibrio, a 745K, de la reacción H2 + I2 ↔ 2HI es Kc = 50. a) ¿Qué cantidad de HI se encontrará tras alcanzarse el equilibrio, si inicialmente, introducimos 1,00 moles de yodo y 3,00 moles de hidrógeno en un recipiente de 1 L a esa temperatura. b) Una vez se ha alcanzado el equilibrio en a) añadimos 3,00 moles más de hidrógeno, ¿cuál será la nueva concentración de HI en el nuevo estado de equilibrio? Rpta: 2,74mol (HI) = 4,58M 16. Para la reacción 2 NO2 ↔ N2O4 ΔHº = - 13,9 kcal/mol. A 273K y presión total de 0,824 atm, el dióxido de nitrógeno está asociado en un 9,37%. Calcular el porcentaje de asociación a 298K. Rpta: 1,38% 17. Se establece el equilibrio SbCl5 (g) ↔ SbCl3 (g) + Cl2 (g) calentando 29,9 g de SbCl5 (g) a 182 ºC en un recipiente de 3,00 L. Calcular: a) La concentración de las distintas especies en equilibrio si la presión total es de 1,54 atm, b) el grado de disociación y c) las constantes Kc y Kp. Datos: Sb (121,8 u.m.a.), Cl (35,45 u.m.a.) Rpta: SbCl5 (g) = 0,0253M SbCl3 (g) = 0,08M = Cl2 -3 -2 (g) α = 0,24 Kc = 2,53·10 Kp = 9,45•10 18. Un recipiente de volumen V se llena con gas amoniaco a 150ºC hasta que alcanza una presión de 200 atm. El amoniaco se disocia en los elementos que los forman y cuando se alcanza el equilibrio, la presión del nitrógeno es de 29,8 atm. Determinar la presión total en el equilibrio, así como la constante Kp del mismo. 3 Rpta: P =259,6 atm Kp =1,08·10 19. La formación de SO3 a partir de SO2 y O2 es un paso intermedio en la fabricación del ácido sulfúrico, y también es responsable de la lluvia ácida. La constante de equilibrio Kp de la reacción 2 SO2 + O2 ↔ 2 SO3 es 0,13 a 830 ºC. En un experimento se tenían inicialmente en un recipiente 2,00 mol de SO2 y 2,00 mol de O2 ¿cuál debe ser la presión total del equilibrio para tener un rendimiento del 80,0 % de SO3? Rpta: P = 328 atm 20. Si en un matraz de 2,00 L se calienta cierta cantidad de bicarbonato sódico a 110 ºC, la presión en el equilibrio es de 1,25 atm. Calcular el valor de Kp y el peso de bicarbonato descompuesto, sabiendo que éste dá lugar a carbonato sódico, dióxido de carbono y agua. Datos: Na = 23 u.m.a. Rpta: Kp = 0,39 m (NaHCO3 ) = 6,68 g 21. Un recipiente de 1.00L se llena con una mezcla en volumenes iguales de oxígeno y dióxido de nitrógeno a 27ºC y 673 mm Hg de presión parcial. Se calienta a 420ºC y una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 0.0404 moles de oxígeno. Calcular la constante de equilibrio para el proceso y la presión total de la mezcla 2NO(g) + O2(g) ↔ 2 NO2(g) Rpta: Kp= 4,1 Pt= 4.3 atm

NIVEL V (Ejercicios de Le Chatelier) 1. En un sistema en equilibrio, si bajamos la temperatura, entonces siempre: A. Se favorece la reacción exotérmica B. Se favorece la reacción endotérmica C. Aumentará la velocidad de reacción D. Aumentará la presión de la reacción E. Aumentará la concentración de los productos 2. Si se aumenta la presión al sistema en equilibrio: 2 SO2 + O2 2SO3 se produce: A. Más SO3 B. Menos SO3 C. Más SO2 D. Más O2 E. Faltan datos 3. Indica en qué casos aumenta la concentración de H2 gaseoso en el sistema en equilibrio H2 + I2 2 HI + 3 kcal/mol I. Aumentando yodo gaseoso II. Aumentando la temperatura III. Aumentando HI gaseoso A. I

B. II y III

C. II

D. III

E. I, II, III

4. En la siguiente reacción en equilibrio: H2(g) + I2(g) HI(g) ¿Qué sucede si aumenta la presión de la reacción? A. Aumenta la concentración de H2 B. Aumenta la concentración del HI C. Aumenta la concentración del I2 D. Es independiente de la presión E. Aumenta el volumen de la reacción 5. Con el aumento de la presión en la reacción: O2 O3 ¿Se verá favorecida la reacción directa o la reacción inversa? A. La reacción directa B. La reacción inversa C. Ninguna de las reacciones (independencia de la presión) D. Faltan datos E. Depende de otros factores como el catalizador 6. En la siguiente reacción en equilibrio: PCl3 + Cl2 PCl5 ¿Qué sucede con su constante de equilibrio kp si disminuye el volumen de la reacción? A. Disminuye D. Se duplica

B. Aumenta E. Faltan datos

C. Permanece igual

7. Si 2 moles de A y 2 moles de B se colocan en un recipiente de 1 L y se deja que alcancen el equilibrio según: A(g) + B(g) 2C + calor ¿Cuál es la concentración de C si kc = 100? A. 1,66 B. 1 C. 3,32 D. 0,34 E. 1,85 8. Para el siguiente sistema en equilibrio: SO3(g) + calor SO2(g) + O2(g) Marca V o F I. Un aumento de presión origina disminuye los productos. II. Un aumento en SO3 desplaza el equilibrio a la derecha. III. Un enfriamiento desplaza el equilibrio a la izquierda IV. La adición de un catalizador aumenta el valor de kc A. FVVF

B. FVFV

C. FVFF

D. VFFV

9. Observe el sistema en equilibrio: C(s) + CO2(g) 2 CO(g)

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E. VVFF

H = 119,8 kJ

GUÍA 4 - CIENCIAS ¿Cuántos de los siguientes efectos favorecen la reacción directa?  Adición de CO2(g)  Adición de C(s)  Calentamiento  Incremento de la presión en el sistema al disminuir el volumen  Adición de un catalizador A. 1

B. 2

C. 3

D. 4

E. 5

10. Sea la siguientes reacción en equilibrio: CO(g) + O2(g) CO2(g) H = 238 kJ/mol ¿Qué efecto favorece el rendimiento en la formación del producto? A. Disminución de presión B. Aumento de volumen C. Adición de catalizador D. Incremento de la concentración del O2 E. Aumento de temperatura 11. Indica cuál será el efecto de aumentar la temperatura en el sistema en equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) + 198 kJ A. No se modifica C. Disminuye el volumen E. N.A.

B. Se consume más oxígeno D. Aumenta el volumen

12. Para el equilibrio N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) a 25ºC, el valor de Kc es 0,04. a) Calcule el valor de Kp a la misma temperatura b) ¿Cómo influye la presión en este equilibrio? c) El tetraóxido de dinitrógeno es una sustancia sin color, mientras que el dióxido tiene un color rojo muy peculiar. Si una mezcla de los dos gases se mete en un tubo de gases, y se introduce en un baño de agua y hielo, la mezcla queda incolora. Por el contrario, si se mete el tubo en un baño a 90ºC, la mezcla toma color rojo. Justifique si el equilibrio indicado al comienzo es una reacción endotérmica o exotérmica. 13. En qué sentido es desplazado el equilibrio: SO2 (g) + 1/2 O2 (g) ↔ SO3 (g) ΔH = -100 KJ / mol Si lo perturbamos: a) aumentando el volumen del recipiente (es decir, disminuyendo la presión). b) adicionando SO3. c) aumentando la temperatura. ¿ En cuál / cuáles de dichas perturbaciones ha variado la constante de equilibrio?. 14. Dada la siguiente reacción en equilibrio:(..) H2 ( g ) + Cl2 ( g ) ↔2HCl ( g ) ; Δ H = - 148 KJ podemos decir que: A. Al aumentar la temperatura aumenta la concentración de cloruro de hidrógeno. B. Al aumentar la presión aumenta la concentración de cloruro de hidrógeno. C. Si se aumenta la concentración de gas cloro, aumenta la concentración de HCl (g) D. Que ni la temperatura ni la presión influyen en la cantidad de cloruro de hidrógeno formado. 15. Dada la siguiente reacción en equilibrio:(..) CaCO3 ( s ) ↔ CaO ( s ) + CO2 ( g ) ; Δ H = + 175,6 KJ podemos decir de él que: A. Si se aumenta la temperatura, se desplaza hacia la izquierda. B. Los aumentos de temperatura no influyen sobre el valor de la constante de equilibrio. C. Si se aumenta la presión se desplaza hacia la derecha. D. Las variaciones de presión no influyen sobre el valor de la constante de equilibrio.

187

podemos decir de él que: A. Si se aumenta la temperatura, se desplaza hacia la izquierda. B. Los aumentos de temperatura no influyen sobre el valor de la constante de equilibrio. C. Si se aumenta la presión se desplaza hacia la izquierda. D. Al aumentar la presión disminuye el valor de la constante de equilibrio. 17. Para el equilibrio : 2 NO2(g) N2O4(g) ; Δ H = - 57,5 Kj podemos afirmar que: A. Las variaciones de la presión no afectan al equilibrio. B. Los valores de K p y de K c son iguales. C. Las variaciones de la temperatura no afectan al equilibrio. D. El aumento de la presión favorece la reacción directa. 18. Indicar cuál de los siguientes factores no influye en el desplazamiento de un equilibrio químico hacia uno u otro miembro: A. Temperatura. B. Concentración de los reactivos. C. Catalizadores D. Presión. 19. Dado el equilibrio: N2(g) + O2(g) ↔ 2 NO(g); ΔH = +21 Kcal indicar cuál de las siguientes afirmaciones es cierta para el mismo: A. La reacción es exotérmica de izquierda a derecha. B. El equilibrio se desplaza hacia la izquierda al aumentar la presión C. El equilibrio se desplaza hacia la derecha al aumentar la temperatura. 20. La ley o principio de Le Chatelier nos permite asegurar que: A. Al alterar las condiciones de un sistema cerrado reaccionante éste tiende a evolucionar en el sentido de restablecer el estado inicial B. Al variar la presión de un sistema reaccionante, éste se desplaza hacia el extremo de la reacción en que haya menor número de moles. C. Si se aumenta la concentración de un reactivo en un sistema cerrado en equilibrio, las de los restantes reactivos, en caso de haberlos, tienden a disminuir. D. Si se varía la presión de un sistema reaccionante que contiene cantidades iguales de moles en ambos miembros de la ecuación química, el sistema permanece inalterado 21. Dado el sistema representado por la ecuación siguiente: H2 ( g ) + 1/2 O2 ( g ) ↔ H2O ( g ) ; ΔH = - 285,5 Kj Si se quiere aumentar la cantidad de agua formada tendremos que: A. Disminuir la temperatura B. Aumentar el volumen C. Aumentar la presión D. Disminuir la temperatura y aumentar la presión 22. Los factores que pueden modificar el estado de equilibrio de un sistema son los siguientes: A. Solamente los siguientes: Presión, temperatura y concentración de alguna de las especies químicas involucradas en el proceso en cuestión. B. Entre otros, la variación de la concentración de cualquier especie química, intervenga o no en el equilibrio. C. Entre otros, el aumento de la temperatura solamente si se trata de un proceso exotérmico. D. Solamente los siguientes: Variación de la presión, de la temperatura o de la concentración de alguna de las especies químicas involucradas en el proceso en cuestión. 23. Para la siguiente reacción: 4 NH3(g) + 7 O2(g) ↔ 2 N2O4(g) + 6 H2O(g) . Si inicialmente N2O4 = H2O = 3,60 mol/l y en el equilibrio H2O = 0,60 mol/l. Calcula la concentración de equilibrio de O2 (g) en mol/l a. 2,40. b. Se necesita la constante de equilibrio para el cálculo. c. 3,50. d. 3,00. e. 0,70.

16. Dada la siguiente reacción en equilibrio:(..) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) ; ΔH = + 175,6 KJ

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188

GUÍA 4 - CIENCIAS

24. Para la reacción. MgCl2(s) + 1/2 O2(g) ↔MgO(s) + Cl2(g), Kp= 2,98. Calcula la constante de equilibrio para la reacción: 2Cl2(g) + 2MgO(s) ↔ 2MgCl2(s) + O2(g). a. 0,113. b. – 8,88. c. 0,336. d. 1,73. e. 5,99. 25. Dado el sistema representado por la ecuación: H2(g) + 1/2 O2(g) ↔ H2O (g) ΔH= – 285,5 KJ / mol. Si se quiere aumentar la cantidad de agua formada se tendrá que (señala la afirmación falsa). a. Aumentar la temperatura. b. Disminuir el volumen. c. Aumentar la presión. d. Disminuir el volumen y la temperatura. 26. Dada una mezcla de C(s), CO2 (g) y CO(g) en equilibrio según la reacción representada por la ecuación: C(s) + CO2 (g) ↔ 2 CO (g) , si expansionamos el recipiente en el que tiene lugar hasta un volumen mayor, a temperatura constante. a. La composición del sistema será la misma. b. Aumentará la proporción del CO2 (g). c. Disminuirá la proporción del CO (g). d. Las presiones parciales del CO (g) y del CO2 (g) serán inferiores a las iniciales. 27. Sobre la constante de equilibrio podemos decir que (Señala la afirmación falsa): a. Tiene un valor que sólo en función de la temperatura y de la forma como está escrita la ecuación química correspondiente. b. Tienen una expresión que sólo es función de la forma como está escrita la ecuación química correspondiente. c. Tiene un valor que es función de la temperatura, la concentración y en el caso de que existan gases en el proceso, de la presión. d. Es una relación útil para estudiar cuantitativamente cualquier situación de un sistema que reaccione reversiblemente. 28. Dado el sistema representativo por la ecuación química siguiente: A(s) + B (s) ↔ C (s) acerca de ella puede decirse que: a. El valor de su constante de equilibrio es igual a cero. b. El proceso no se verá influenciado en su estado de equilibrio por las cantidades presentes de cada uno de los reactivos ó productos a diferencia de otros sistemas. c. Para esta reacción no puede hablarse de constante de equilibrio, ni de equilibrio químico siquiera, ya que el proceso directo es improbable que suceda salvo en las superficies de contacto entre las sustancias. d. Para este proceso sólo pueden hablarse de equilibrio químico para el proceso inverso al escrito, ya que un sólido sí puede descomponerse por sí sólo en otros aunque estos no pueden a su vez reaccionar entre sí. 29. Dada la ecuación química: 2HCl (g) ↔H2 (g) + Cl2 (g); ΔH = – 133,8 KJ, podemos afirmar que nos proporciona entre otras informaciones, la siguiente: a. Cada 2 moles de HCl que se descomponen, se obtiene un mol de Cl2 y otro de H2. b. Está en equilibrio. c. La reacción se realiza con gran rapidez. d. La relación entre las cantidades iniciales de cada sustancia necesaria para poder llegar al equilibrio. 30. Si para el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g) ↔ 2 SO3 (g), suponemos que las concentraciones iniciales de SO2, O2 y SO3 son todas 2,0 M. ¿cuáles de los siguientes grupos de valores no es posible como concentración de equilibrio? a. b. c. d.

[SO2] [O2] [SO3] 1,8 1,9 2,2 2,2 2,1 1,8 2,4 2,4 1,6 1,4 1,7 2,6

31. En una reacción en equilibrio: a. Lo único que puede modificar las concentraciones de los componentes es un cambio en la temperatura. b. Un cambio en la temperatura no cambiará nunca las concentraciones de los componentes. c. Un cambio de presión bastará siempre para cambiar las concentraciones de los componentes. d. Un cambio en la concentración de cualquier componente cambiará todas las concentraciones. 32. Para las reacciones [1] 2 SO2 ( g ) + O2 (g) ↔ 2 SO3 ( g ) [2] SO2 (g) + 1/ 2 O2 ↔ SO3 ( g ) a la misma temperatura se cumple que: a. Kp1 = Kp2 b. Kp1 = (Kp2 )2 c. Kp1 = 2 Kp2 d. Kp1 = ( Kp2 )1/2 33. Dado el sistema representado por NO (g) + Cl2 (g) ↔ 2 NOCl (g), únicamente podemos afirmar que: a. Es un sistema en equilibrio en el que se cumple que [NO] eq = [NOCl] eq. b. En este proceso siempre debemos hacer reaccionar inicialmente el doble de cantidad de sustancia de NO (g) que de Cl2 (g). c. Se cumple siempre, de acuerdo con la estequiometría de la reacción, que la relación molar de las sustancias presentes en el equilibrio es: NO : Cl2 : NOCl es 2 : 1 : 2 d. Una vez alcanzado el equilibrio, existe una relación entre las concentraciones de productos y reactivos que es siempre constante e independiente de las cantidades iniciales puestas a reaccionar. 34. Dado el equilibrio químico representado por la siguiente ecuación: N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g). Si una vez establecido el equilibrio se añade una cierta cantidad de N2 (g), podemos decir, sin error, que para alcanzar la nueva situación de equilibrio: a. El sistema evolucionará disminuyendo la masa de N2 (g), permaneciendo constante el resto de los gases. b. Disminuirá la masa de N2 (g) y aumentará la de NH3 (g), permaneciendo constante la de H2 (g). c. El H2 (g) actuará de reactivo limitante, por lo que se consumirá completamente. d. El sistema evolucionará, pero no podemos decir, en primera aproximación, si la masa de amoniaco aumentará ó disminuirá. 35. Dado el siguiente equilibrio: NH4Cl (s) ↔ NH3 (g) + HCl (g); ΔH > 0, señala cuál de las siguientes afirmaciones con respecto a este sistema es falsa: a. Aumentando la temperatura a presión constante se desplaza el equilibrio hacia la formación de productos. b. Añadiendo más NH4Cl(s), el equilibrio se desplaza hacia la formación de productos. c. Aumentando la presión a temperatura constante, disminuye la cantidad de gases que se encuentran en equilibrio. d. En el estado de equilibrio, el NH4Cl(s) se forma y se descompone con la misma velocidad. 36. Dadas las siguientes ecuaciones: [1] H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) K1 [2] 1/ 2 H2 (g) + 1/2 I2 (g) ↔ HI ( g) K2 [3] 2 HI (g) ↔ H2 (g) + I2 (g) K3 Se cumple que: a. K1 = K2 = K3 b. K1 = K2 = 1 / K3 1/2 1/2 c. K2 = (K1) = ( 1 / K3) d. K3 = ( 1 / K1 )

1/2

= K2

2

37. La siguiente afirmación: “la constante de equilibrio de una reacción exotérmica disminuye cuando aumenta la temperatura”. a. Es cierta sólo para reacciones espontáneas. b. Es cierta siempre. c. Es cierta sólo para reacciones no espontáneas. d. Es cierta sólo para reacciones en fase gaseosa.

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38. Para la reacción NH2 (CO)2 NH4 (s) ↔2 NH3 (g) + CO2 (g), en el equilibrio, la presión total del gas es 0,843 atm a 400 K. La constante de equilibrio Kp a esta temperatura es: a. 0,02222 atm b. 0,00701 atm c. 0,843 atm d. 0,0888 atm 39. El dióxido de azufre, reacciona con el oxígeno y forma trióxido de azufre, según la reacción: SO2 + ½ O2 ↔ SO3 ΔH = – 98,9 Kj ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? 1. Al disminuir la presión se elevará la concentración de SO3 2. El rendimiento de este proceso disminuye al elevar la temperatura. 3. Para aumentar la concentración de SO3 tendríamos que efectuar la reacción en presencia de un catalizador. 4. Si dejamos expandir la mezcla en equilibrio, disminuirá la concentración de SO3 en el medio. a. 1 y 4.

b. 2 y 3.

c. 2 y 4.

d. 1 y 2.

40. Para la reacción: SnO2(s) + 2 H2(g) ↔ 2 H2 O (g) + Sn(l), con Kp a 900 K es 1,5 y a 1100 K es 10. Para conseguir una reducción más eficiente del SnO2(s) deberán emplearse: a. Temperaturas elevadas. b. Altas presiones. c. Temperaturas bajas. d. Bajas presiones. 41. Para la siguiente reacción: NO(g) + CO(g) ↔ 1/2 N2(g) + CO2(g) ΔH = -374 kJ. ¿Qué condiciones favorecen la conversión máxima de reactivos a productos? a. Alta temperatura y baja presión. b. Baja temperatura y baja presión. c. Alta temperatura y alta presión. d. Baja temperatura y alta presión. 42. Para las reacciones: 2 SO2(g) + O2(g) ↔ 2 SO3(g) SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g) , se cumple, a la misma temperatura, que 2 a. Kp1 = Kp2 b. Kp1 = (Kp2 ) c. Kp1 = 2Kp

2

d. Kp1 = (Kp2 )

1. CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS & BASES A. ÁCIDOS  Tienen sabor agrio.  Son corrosivos para la piel.  Enrojecen ciertos colorantes vegetales.  Disuelven sustancias  Atacan a los metales desprendiendo H2.  Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. B. BASES  Tiene sabor amargo.  Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.  Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.  Precipitan sustancias disueltas por ácidos.  Disuelven grasas.  Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos. 2. TEORÍA DE ARRHENIUS 

Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”, en la que afirma que hay sustancias (electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones.



Ácido: Sustancia que en solución acuosa produce iones H HA(ac) Ejemplos: HCl(ac) H2SO4(ac)



+

–

H (ac) + A (ac) –

H (ac) + A (ac) + 2– 2H (ac) + SO4 (ac)

Base: Sustancia que en solución acuosa produce iones OH BOH(ac)

1/2

+

+

–

B (ac) + OH (ac)

Ejemplo:

43. Para la reacción: H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) , el valor de Kc a 1100 K es 25. Si inicialmente sólo existe HI(g) con concentración de 4.00 mol L-1, ¿cuál será la concentración de I2(g) en el equilibrio, expresada en mol L-1? a. 0.363 b. 2.00 c. 0.667 d. 0.571

NaOH 

+

+

–

Na (ac) + OH (ac)

Neutralización: Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: + – H (ac) + OH (ac) H2O(l) El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH + HCl H2O + NaCl

3. TEORÍA DE BRÖNSTED

LOWRY +



Ácido: Sustancia que en disolución cede H

 

Base: Sustancia que en disolución acepta H Par ácido / base conjugado Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede + + H ) hay otra que se comporta como base (capta dichos H )

+

+

Cuando un ácido pierde H se convierte en su “base + conjugada” y cuando una base captura H se convierte en su “ácido conjugado”. –H

+

ÁCIDO (HA) +H +H BASE (B) –H

+

BASE CONJUGADA (A-)

+

+

ÁCIDO CONJUGADO (HB + )

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190 



Ejemplo de disociación de un ácido: + – HCl(g) + H2O(l) H3O (ac) + Cl (ac)



El valor del producto iónico del agua es: –14 2 kw(25ºC) = 10 M

En este caso el H2O actúa como base y el HCl como ácido, + – que al perder el H se transforma en Cl (base conjugada).



En el caso del agua pura: + – –14 2 1/2 –7 [H3O ] = [OH ] = (10 M ) = 10 M

Ejemplo de disociación de una base: + – NH3(g) + H2O(l) NH4 (ac) + OH (ac)



Se denomina pH: + + pH = log[H3O ] = [H ]



Como para el caso de agua pura [H3O ]=10

En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H

+

+

a la

+

base NH3 que se transforma en NH4 (ácido conjugado). 4. TEORÍA DE LEWIS

pH = –log 10 



Ácido: Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado.



Base: Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado. Ejemplo 1: HCl(g) + H2O(l)

–7

M, entonces:

=7

Tipos de disoluciones: + –7 Ácidas : [H3O ] > 10 M pH < 7 Básicas Neutras

+

–7

: [H3O ] < 10 M pH > 7 + –7 : [H3O ] = 10 M pH = 7 +

–

En todos los casos: kw = [H3O ] [OH ] +

Luego si [H3O ] aumenta (disociación de un ácido), –

entonces [OH ] debe disminuir y así el producto de ambas –14 2 concentraciones continúa valiendo 10 M

+

H3O (ac) + Cl (ac)

En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo + de H que al disociarse y quedar como H va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente + coordinado (H3O ) Ejemplo 2: NH3(g) + H2O(l)

+

B. Concepto de pOH  Se define al pOH como: – pH = log[OH ] 

–

NH4 (ac) + OH (ac)

+

–

–14

2

Como kw = [H3O ][OH ] = 10 M aplicamos logaritmos y cambiamos el signo, obteniendo: pH + pOH = 14 a 25 ºC Ejemplo: + El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cuál será la [H3O ] y el pOH a 25 ºC?

En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo de N capaz de aportar un par de electrones en la formación + del enlace covalente coordinado (NH4 )

+

pH = –log [H3O ] = 12,6 de donde se deduce que:

De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos: AlCl3 + :NH3

–7

+

[H3O ] = 10

pH

= 10

12,6

M = 2,5x10

–

–14

+

Como kw = [H3O ] [OH ] = 10

Cl3Al:NH3

13

M

2

M entonces:

–

Cl

H

Cl

H

Al

N

Cl

H

pOH = – log [OH ] = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

Cl

Al + N Cl

H

Cl

H

H

6. ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES A. Electrolitos Fuertes: 

5. EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA

Ejemplos:

A. Concepto de pH  La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica, lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2H2O(l)

kc



+

–

H3O (ac) + OH (ac)

[H3O ][ OH ] 2 [H2O]

+

HCl(ac) NaOH(ac)

) Cl– + H+ Na+ + OH–

B. Electrolitos Débiles: 

Están disociados parcialmente ( ) Ejemplos: CH3 – COOH(ac) CH3 – COO– + H+ NH3(ac) + H2O NH4+ + OH–

7. CONCEPTO DE pk

Como [H2O] es constante, por tratarse de un líquido: 2

Están totalmente disociados (



–

kw = kC [H2O] = [H3O ] [OH ] conocido como “producto iónico del agua”

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Al igual que el pH se denomina pk a: pka= –log ka pkb= –log kb

GUÍA 4 - CIENCIAS 

Cuanto mayor es el valor de ka o kb, mayor es la fuerza del ácido o de la base.



Igualmente, cuanto mayor es el valor de pka o pkb menor es la fuerza del ácido o de la base. Ejemplo: Determina el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 –5 sabiendo que kb (25ºC) = 1,8x1010 M Equilibrio: conc. in.(mol/l): conc. eq.(mol/l):

kb

+

NH3 + H2O ↔ 0,2 0,2 – x

[NH4 ][OH ] [NH3 ]

x

–

NH4 + OH 0 0 x x

0,2

5

M

x

De donde se deduce que: – –3 x = [OH ] = 1,9x1010 M –

–3

-12

a) 2x10 M -11 d) 1x10 M

Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica: –

In + H3O+ forma básica



Uno de los indicadores más utilizados es la fenolftaelína cuya forma ácida es incolora y la forma básica rojo grosella, y cuyo intervalo de viraje se encuentra entre 8 y 10 de pH.



Igualmente, para medir el pH de una disolución de manera aproximada en el laboratorio se utiliza habitualmente el papel de tornasol que da una tonalidad diferente según el pH, por contener una mezcla de distintos indicadores.

Color forma ácida

-7

b) 2x10 M -3 e) 1x10 M

c) 2x10

-6

M

9. Se mezclan 50ml de KOH 0.2M y 40ml de NaOH con 110ml de + agua destilada ¿Cuál es la concentración del ión H en la solución resultante? -16 -12 -13 a) 2x10 M b) 5x10 M c) 1x10 M -10 -2 d) 1x10 M e) 2x10 M 10. Un ácido monoprótico, en solución acuosa tiene una concentración de 0.02M, si se encuentra ionizado en un 0.5% ¿cuál es su constante de acidez? -8 -7 -6 a) 8x10 M b) 5x10 M c) 4x10 M d) 6x10

-6

M

e) 2x10

-5

M

11. La etilamina es un derivado del amoniaco, en disolución acuosa + actúa como base monobásica cuya concentración del ión H es -13

Algunos indicadores de los más utilizados son: Indicador

5. Calcular el pH de una solución que contiene 4g de NaOH por litro de solución. Solución: 13

8. Se hace burbujear 224ml de HCl medidos a CN. En 10L de agua ¿Cuál es la concentración del ión OH en la solución resultante?

8. INDICADORES DE PH (ÁCIDO- BASE)

HIn + H2O forma ácida

-6

4. La constante de disociación de un ácido monoprótico es 0.8x10 , cuál será su pH , si la solución es 0.1N? Solución: 3.55

7. Calcular el pH de una solución de un ácido monoprótico cuya concentración es de 0.01N y que está ionizado al 85.5% Solución: 2.068

pOH = – log [OH ] = – log 1,9x10 = 2,72 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28



3. El pH de una solución es 7.2. ¿Cuál es la concentración de iones hidrogeniones? -8 Solución: 6.31x10

6. Calcular el pH de: a) Una solución de HCl 0.1N b) Una solución que contiene 0.014g de H2SO4 por litro de solución. Solución: 1, 3.55

2 1,8x10

191

Color forma básica

Zona de viraje (pH)

Violeta de metilo

Amarillo

Violeta

0

2

Rojo Congo

Azul

Rojo

3

5

Rojo de metilo

Rojo

Amarillo

4

6

Tornasol

Rojo

Azul

6

8

Fenolftaleína

Incoloro

Rosa

8

10

6.3x10 M ¿Cuál es el valor de Kb? -5 -4 -4 a) 6.3x10 M b) 8.4x10 M c) 8.9x10 M d) 4.6x10

-6

M

e) 3.6x10

-5

M

12. Un ácido monoprótico tiene una constante de acidez igual a -5 1.8x10 , si está ionizado en un 3% ¿Cuál es la concentración molar del ácido? a) 0.03M b) 0.5M c) 0.6M d) 0.2M e) 0.02M 13. Se adiciona 0.46g de Sodio, el volumen de la solución resultante es 200ml ¿cuál es el pH de la solución? a) 12.5 b) 11 c) 12 d) 10 e) 13 14. El pH de una solución de un ácido monoprótico de 0.5M es 4, si su concentración disminuye en un 80%. ¿cuál es el cambio de pH? a) 0.8 b) 0.25 c) 0.35 d) 0.65 e) 0.45

PRACTICA 3

NIVEL I 1. Calcular el valor del pH de las siguientes soluciones asumiendo completa ionización: -4 a) Ac. monoprótico 4.9x10 N b) Base monobásica 0.0016N Solución: 3.31, 11.204 2. Calcular el pH de una solución que contiene 0.038g de HCl por litro. Solución: 2.98

15. Al mezclar las siguientes soluciones: 100ml de HCl 0.2M y 200ml de HNO3 0.1M y 50ml de KOH 0.8M ¿Cuál es el pH de la solución resultante? a) 7 b) 8 c) 10 d) 6 e) 12 16. Se combina 50ml de HI 0.5M con 50ml de NaOH 0.3M ¿Cuál es el pH de la solución resultante? a) 1 b) 6 c) 3 d) 2 e) 9 17. Calcular el pOH de una solución acuosa sabiendo que sus iones hidronio tienen una concentración de 0.000008 mol/L a) 5.1 b) 8.9 c) 2.8 d) 11.2 e) 13.5

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192

18. Una solución amoniacal tiene Kb= 10 calcular la normalidad. a) 2 b) 4 c) 6 d) 8 e) 10

-5

mol/L. Si su pH=12,

19. Una solución acuosa tienen pOH= 4.5 ¿Cuál es la concentración de sus iones hidronio en mol/L? -8 -5 -10 a) 2.15x10 M b) 8.3x10 M c) 3.16x10 M -12 -8 d) 4.2x10 M e) 5x10 M 20. Hallar la constante de ionización de una solución 0.01M de HCOOH que se ioniza en un 0.04% -8 -12 -6 a) 2.5x10 M b) 3x10 M c) 2.5x10 M d) 5.4x10

-8

M

e) 1.6x10

-9

M

21. Calcula el pH de una solución acuosa que contiene 0.4g de NaOH por litro. a) 10 b) 11 c) 12 d) 14 e) 13 22. Calcule la concentración de iones hidronio y el porcentaje de -2 -10 disociación de una solución 4x10 M de HCN (Ka= 4.5x10 ) +

-6

-2

a) [H ]= 4.24X10 , α = 1.06X10 % + -6 -2 b) [H ]= 5.24X10 , α = 8.56X10 % +

-6

+

-6

-2

c) [H ]= 6.2X10 , α = 2.3X10 % + -6 -2 d) [H ]= 2.84X10 , α = 3.76X10 % e) [H ]= 8.9X10

-2

, α = 5.6X10 %

23. En un recipiente se disuelven 0.8g de NaOH y 1.12g de KOH en agua pura hasta completar un volumen de 2 litros. Hallar el pH y el pOH de la solución: a) 2.5 – 11.5 b) 12.31 – 1.69 c) 10 – 4 d) 4 – 10 e) 13.5 – 0.5 24. Determine el pH de una solución de un ácido monoprótico cuya concentración es de 0.01N y que está ionizado en un 94.2% a) 11.97

b) 2.03

c) 8.97

d) 0.65

e) 3.45

30.- El pH de una disolución de ácido nítrico es 1,50. Si a 25 ml de esta disolución se añaden 10 ml de una disolución de la base fuerte KOH 0,04 M Calcule a) El número de moles de ácido nítrico que queda sin neutralizar. b) Los gramos de base que se necesitarían para neutralizar los 25 ml de ácido nítrico. Masa atómicas: K = 39; H = 1,0; O = 16 -4 Solución: a) 3,9.10 ; b) 0,044 g 31.- Calcule el pH y el grado de disociación de una disolución que se ha preparado añadiendo 10 mL de ácido clorhídrico 0,1M a 90 mL de -5 una disolución 0,5M de ácido acético. Ka(ácido acético) = 1,8.10 Solución: pH=1,96; α =0,0018 32.- a) Determine la concentración de una disolución de ácido benzóico, ácido monoprótico de fórmula C6H5COOH, sabiendo que para neutralizar 20 mL de la misma se han utilizado 15,2 mL de disolución de hidróxido de bario 0,5 M. b) Sabiendo que el hidróxido de bario es una base fuerte, determine el valor del pH en el punto de equivalencia. -5 Ka(C6H5COOH) = 6,5 x 10 Solución: a) 0,76 M; b) pH=8,9 33.- Una disolución 1,0 M de ácido benzoico (monoprótico) tiene una -3 concentración de ion hidrógeno 8,0x10 . Determina: a) La constante de ionización del ácido benzoico. b) La concentración de ácido benzoico necesaria para que su grado de disociación sea 0,1 -5 -3 Solución: a) 6,4.10 ; b) 5,76.10 34.- Determina el pH y el grado de disociación de una disolución obtenida al disolver 2 g de ácido salicílico, ácido monoprótico cuya masa molar vale 138 g/mol, en 100 ml de agua, admitiendo que la presencia del soluto no afecta al volumen final de la disolución. -3 Constante de ionización del ácido salicílico Ka = 1,1x 10 Solución: pH=1,9; α = 0,08

25. Calcular el pH de una solución con 0.36g de HCl por litro.

NIVEL II

a) 4

1) Se mezclan 1.4 g de hidróxido potásico y 1 g de hidróxido sódico. La mezcla se disuelve en agua y se diluye hasta 100 mL. Calcular el pH de la disolución. Rpta: pH = 13.7

b) 3

c) 2

d) 1

e) NA

26.- Una disolución A contiene 3,65 g. de ácido clorhídrico en 1 litro de disolución. Otra disolución B contiene 19,5 g. de hidróxido de sodio en 1 litro de disolución. a) Calcule el pH de la disolución A y de la disolución B. b) Calcule el pH final después de mezclar las dos disoluciones. DATOS: Masas atómicas: Cl = 35,5; H = 1; Na = 23; O = 16 Solución: a)pH= 1; pH= 13,69; b) pH= 13,28 27.- Se dispone de una botella de ácido acético que tiene los siguientes datos: densidad 1,05 g/ml, riqueza en masa 99,2 %. a) Calcule el volumen que hay que tomar de esta disolución para preparar 500 ml de disolución de ácido acético 1,0 M. b) Calcule el pH de la disolución preparada. Masas atómicas: Carbono = 12; oxígeno = 16; hidrógeno = 1. -5 Ka (ácido acético) = 1,8.10 . Solución: a) 28,8 ml; b) pH=2,4 28.- Se necesita disponer de una disolución cuyo pH sea 11,50. Para ello se disuelven en agua 18,4 g de una base (BOH) hasta alcanzar un volumen de 1,0 l. Si la masa molecular de la base es 160, calcule su constante de disociación. -5 Solución: Kb= 8,9.10 29.- Calcule el pH de la disolución que resulta cuando se añaden 0,8 litros de ácido acético 0,25 M a 0,2 litros de hidróxido de sodio 1,0 M -5 Ka (ácido acético) = 1,8x10 Solución: pH=9

2) Calcule la concentración de una disolución acuosa de amoniaco si se desea que tenga un pH = 12 y evalúe su grado de ionización a -5 esta concentración. Kb = 1.8x10 Rpta: 5.56M 0,18 % 3) Se ha preparado una disolución formada por 100 ml de ácido nítrico 0,5 M y 300 ml. de hidróxido de sodio 0,5 M. Calcular el pH de la disolución. Rpta: pH=13.4 4) Una disolución acuosa de ácido yodhídrico 0’1 M posee una concentración de protones de 0,0335 mol/L calcular: a. Las constantes de ionización del ácido (Ka) b. La concentración de ácido yodhídirco necesaria para que el pH de la disolución sea 2 -2 -2 Rpta: Ka= 1.688x10 , 1.59x10 M 5) Halle el pH que resulta cuando a una disolución de 2 litros de amoníaco que lleva disueltos 0,17 gramos de amoníaco se añaden a -5 8 litros de agua. Kb = 1,8x10 Rpta: pH = 10,1 6) Calcular el pH de las siguientes disoluciones: a. La disolución obtenida al mezclar 100 mL de ácido fluorhídrico 1.5 M y 200 mL de agua destilada.

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GUÍA 4 - CIENCIAS DATOS: Considerar que los volúmenes son aditivos. La constante de -4 disociación ácida del ácido fluorhídrico es, Ka = 6,8x10 Rpta: pH = 1,742 7) Una disolución acuosa 0.1 M de un ácido débil monoprótico, HA; presenta un grado de disociación de 2.7%. Calcule: a. Constante de ionización del ácido débil. b. El pH y el pOH de la disolución. c. La concentración de ácido débil que está en forma molecular (sin ionizar). -6 Rpta: Kc= 7.5 x10 pH = 2.57 pOH = 11.43 , 0.0973 M 8) Se disuelven 6,8 g de amoniaco en la cantidad necesaria para obtener 500 ml de disolución. Calcule: a. El pH de la disolución. b. Qué volumen de ácido sulfúrico 0,10 M se necesitará para neutralizar 20 ml de la disolución anterior. DATO: Kb = 1,8·10-5 Rpta: pH= 11.6, 80ml 9) Se dispone de 1 L de una disolución de ácido monoprótico débil 0,20 M. El grado de disociación es del 22%.Calcular: a. Ka. b. El pH de la disolución. c. El grado de disociación del ácido tras añadirle 0,8 gramos de ácido nítrico puro. Rpta: Ka=0.0124, pH =1,35 α = 0.19 10) Se mezclan 45 ml de HCl 0,03 M con 30 ml de NaOH 0,05 M. Calcular: a. ¿Cuál será el pH de la mezcla? b. ¿Qué volumen adicional de una de las dos disoluciones iniciales tendríamos que añadir a la mezcla para que el pH fuera 7? Rpta: pH =11.3 11. a) ¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio se necesitan para preparar 250 mL de una disolución acuosa de pH = 13? b) Calcule los mL de una disolución 0,2 M de ácido clorhídrico que serán necesarios para neutralizar 50 mL de la disolución indicada en el apartado a). c) Describa el procedimiento experimental que seguiría para realizar esta neutralización. Masas atómicas: H = l; O = 16; K = 39.

193

Rpta: ………………………………………………………. 16. a) Calcule el pH de una disolución que contiene 2 g de hidróxido de sodio en 200 Ml de la misma. Si se diluye la disolución anterior hasta 2 litros, ¿cuál sería el nuevo pH de la disolución? b) Calcule el volumen de disolución de ácido nítrico 0,1M necesario para neutralizar 10 mL de la disolución inicial no diluida. Masas atómicas: H = l; O = 16; Na = 23. Rpta: ………………………………………………………. 17. A 25ºC una disolución 0,1 M de un ácido débil monoprótico (HA), -7 tiene una constante de disociación de 2.8x10 . a) Calcule las concentraciones en el equilibrio de las distintas especies químicas en ladisolución. b) Indique el material necesario para preparar 100 mL de la disolución anterior, si se dispone de un recipiente de un litro de disolución de HA 1 M. Rpta: ………………………………………………………. 18. Justifique el carácter ácido y/o básico de las siguientes sustancias de acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry: NH3; HNO2 ; -1 -2 OH ; HCO3 ; CO3 Rpta: ………………………………………………………. 19. ¿Cuál es el pH de la disolución que resulta al mezclar 25 mL de disolución 0,4 M de ácido nítrico con 55 mL de disolución 0,3 M de hidróxido de sodio? Rpta: ………………………………………………………. 20. a) Al disolver una sal en agua, ¿se puede obtener una disolución de pH básico? Razone la respuesta y ponga un ejemplo. b) ¿Y de pH ácido? Razone la respuesta y ponga un ejemplo. Rpta: ……………………………………………………….

PRACTICA 4

Rpta: ………………………………………………………. 1. Según la teoría de Lewis una especie molecular o iónica se comporta como base si: A. Es deficiente en electrones para donar B. Dispone de un par de electrones para donar C. Acepta un par electrónico D. Acepta un protón E. Son correctas b y c

12. Indique, razonadamente, para las siguientes especies: -1 -2 -1 H2O, HS , HPO4 , HSO4 a) Cuál es el ácido conjugado de cada una. b) Cuál es la base conjugada de cada una. Rpta: ………………………………………………………. 13. Se preparan disoluciones acuosas de las siguientes sales: CH3COONa, KCl y NH4Cl. Indique, razonadamente, el carácter ácido, básico o neutro que presentarán estas disoluciones. 14. Se añaden 7 g de amoníaco a la cantidad de agua necesaria para obtener 500 mL de disolución. a) Calcule el pH de la disolución resultante. b) Calcule el grado de ionización del amoníaco. -5 Datos: Kb = 1,5X10 . Masas atómicas: H = 1; N = 14.

-

+

2. En la reacción: CH3COOH + H2O CH3COO + H3O Indica la proposición incorrecta: A. El CH3COO es una base B. El H2O es una base + C. El H3O es un ácido conjugado de H2O

D. El CH3COO es una base conjugada débil de CH3COOH E. El CH3COOH es un ácido 3. La base conjugada del HCl es el ion Cl

así como el ácido

conjugado del bicarbonato HCO3 será:

Rpta: ……………………………………………………….

A. CO3

15. ¿Es lo mismo ácido fuerte que ácido concentrado? Razone la respuesta. 6. Indique, razonadamente, si el pH de las disoluciones acuosas de las especies químicas siguientes es mayor, menor o igual a 7: a) NH3 b) NH4Cl c) CaCl2

2

B. H2CO3

C. HCO3

D. Cl

E. HCl

4. ¿Cuál de las especies químicas no es un ácido según Brönsted y Lowry? A.H2 B. H2S2O7 C. C2H2OH D. SO3 E. CH3COOH

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GUÍA 4 - CIENCIAS

194

5. ¿Cuántas proposiciones no son verdaderas?  Los ácidos cambian a rojo el papel tornasol  Las bases tienen sabor agrio  Las bases tienen tacto jabonoso cuando se les humedece  Los ácidos liberan hidrógeno por reacción con metales activos Mg y Zn A. 0

B. 1

C. 2

D. 3

E. 4

6. Dados:  El ácido nítrico es triprótico  La constante de ionización del agua es 10-14  El tornasol en medio ácido toma el color rojo  El pH es igual al pOH en medio neutro

18. El pH de una disolución es 4,5. ¿Cuál debe ser el pH de otra + disolución en la cual [H ] sea 10 veces mayor? A. 0,90 B. 1,58 C. 2,16 D. 3,16 E. 3,50 19. Determine el pH de una solución de NaOH al 0,4 M. A. 10,2 B. 11,4 C. 13,9 D. 13,6 E. 14

B. Ácido acético D. Ácido ortofosfórico

20. El pH de una disolución es 4,5. ¿Cuál es la concentración del ion hidrógeno en la solución? 5 4 5 A. 3,06x10 B. 3,06x10 C. 3,16x10

8. ¿Qué solución es más básica? A. Con un pH = 1 B. Con un pH = 9 C. Con un pOH = 7 D. Con un pH = 14 E. Con un pH = 4

D. 3,16x10

1

HCN + OH

III. H2O + NH3

NH4

IV. H2O + H3PO4 V. H2O + HSO4 A. I, II y III E. Sólo V

1

1+

H3O

1

+ OH

1+

1

+ SO4

B. II y V E. I y II

2

2

D. CO3

2

y HCO3

B. H2O y HCO3

y OH

E. H2O y OH

C. CO3

2

y H2O

+

25. Hallar la [H ] en una solución de pH igual a 6,5 A. 3,16x10 D. 3,43x10

6

2

A. HSO4 y H2O

B. HSO4 y SO4

D. H3O y H2O

E. HSO4 y H3O

+

C. SO4

2

7

E. 3,16x10

7

C. 3,13x10

7

26. Determine la proposición falsa para una solución de pH = 4 4

B. Solución ácida

+

C. [H ] > [OH ]

+

D. Solución alcaina

E. [OH ] = 10

10

28. Halla el pH de una solución acuosa 0,05 M de KOH A. 2,3 B. 0,7 C. 11,7 D. 2,7 E. N.A.

+

y H3O

13. Si una solución tiene un pH = 8,5 se dice que esta es: A. Oxidante B. Reductora C. Ácida D. Básica E. Neutra 14. De la siguiente lista escoja un ácido triprótico A. H2SO4 B. H2CO3 C. HCl D. H3PO4

B. 3,3x10

7

27. Halla el pOH de una solución donde la [OH ] = 0,016 ; log 2=0,3 A. 1,6 B. 1,8 C. 2 D. 3 E. N.A.

ácido conjugada + ácido conjugado ácido conjugado + base conjugada ácido conjugado + base conjugada base conjugado ácido conjugada base + ácido conjugado

12. En el siguiente sistema indica los ácidos de Bronsted – Lowry 2 + HSO4 + H2O SO4 + H3O

+

22. 200 g de HCl reaccionan con 50 g de una base, neutralizándose ¿Cuál es la masa equivalente de la base? A. 8,18 B. 9,13 C. 7,94 D. 10,82 E. 0,31

A. [H+] = 10

11. Identifique los conjugados ácido – base de la siguiente reacción por definición de Brönsted – Lowry: 1+ 1 NH3 + H2O NH4 + OH A. Ácido + base B. Ácido + base C. Base + ácido D. Base + ácido E. Ácido + base

5

24. Halla el pH de una solución donde [OH ] = 0,016 ; log 2 = 0,3 A. 1 B. 12 C. 3 D. 0,1 E. N.A.

C. IV y V

10. En la siguiente reacción indicar ¿cuáles son las especies químicas ácidas según Brönsted y Lowry: 2 CO3 + H2O HCO3 + OH A. CO3

E. 3,26x10

23. Una solución 20,0 ml de HCl al 0,5 N se diluye con agua hasta 100 ml. Calcule el valor del pH después de la dilución. A. 1,0 B. 2,5 C. 3,0 D. 3,5 E. 4,0

1

+ H2PO4

1+

H3O

4

21. Calcule el pH de una solución 0,02 M de hidróxido de sodio. A. 0,7 B. 1,7 C. 7,8 D. 10,9 E. 12,3

9. ¿En cuál o cuáles de las siguientes reacciones el agua actúa como una base? 1 1 I. H2O + CH3COO CH3COOH + OH II. H2O + CN

16. Determina el pH de una solución acuosa de ácido clorhídrico HCl al 0,01 M A. 3 B. 1 C. 4 D. 2 E. 7 17. Calcula el pH aproximado de una solución 0,02 N de HCl. log 20 = 1,301 A. 0,3 B. 1,7 C. 2,0 D. 12,0 E. 12,3

El número de preposiciones correctas es: A. 0 B. 1 C. 2 D. 3 E. 4 7. ¿Qué ácido es diprótico? A. Ácido butírico C. Ácido ortofosforoso E. Ácido nitroso

15. Si una solución desconocida tiene pH = 8 luego se podrá decir que la solución química es : A. Base fuerte B. Ácido fuerte C. Base débil D. Neutra E. Ácido fuerte

E. H2C2O4

29. Halla pOH de una solución acuosa 0,08 M de ácido sulfúrico A. 1,5 B. 3,7 C. 10,7 D. 12,2 E. N.A. 30. Halla pH de un medio neutro a 2ºC, si la kw a esa temperatura 22 es aproximadamente 10 A. 22 B. 20 C. 14 D. 11 E. 7 31. Calcula el pOH de una solución acuosa 0,01 de HCl. A. 10 B. 9 C. 11 D. 13 E. 12 +

32. Calcula el pOH si [H ] = 0,003 A. 4,5 B. 3,3 C. 8,89 D. 11,47

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E. 14,7

GUÍA 4 - CIENCIAS

195

4

+

33. Halla el pH de solución de 100 mL con una concentración 0,1 N de NaOH, asume que la base está completamente disociada. A. 1 B. 12 C. 3 D. 4,8 E. N.A.

47. El pH de la solución que contiene 10 mol/L de H es: A. 10 B. 8 C. 4 D. 2 E. 12

34. ¿Cuántos gramos de NaOH se requieren para neutralizar 120 ml de una solución 0,4 M de H2SO4? A. 3,84 B. 3,94 C. 4,12 D. 4,32 E. N.A.

48. La constante de disociación de un ácido monoprótico es 0,8x10 ¿Cuál es su pH si la solución es 0,1N? A. 3,55 B. 4,66 C. 5,77 D. 6,88 E. 2,11

35. Se mezclan 400 ml de una solución 4 N de HCl con 600 mL de una solución 3 M de NaOH. Determina el pOH de la solución resultante. A. 0,7 B. 8,3 C. 12,7 D. 13,7 E. N.A.

49. Se titulan 80 cm de solución NaOH con 20 cm de H2SO4 4N La normalidad de la base es: A. 6,6 N B. 3,3 N C. 2,5 N D. 1 N E. 2,5 N

36. Una solución de HClO2 0,1M tiene un grado de disociación del 10 %. ¿Cuál es el valor de la constante de ionización para dicho ácido? 10 6 2 A. 1,2x10 B. 2,8x10 C. 3,5x10 D. 4,5x10 3

E. 1,1x10

3

37. En una solución 0,1 M de CH3COOH, la concentración de iones 3 hidronio es 1,32x10 mol/L Determine la constante de ionización del ácido. 5 4 6 A. 1,77x10 B. 2,30x10 C. 8,20x10 D. 3,20x10

6

E. 4,2x10

8

40. El pH de una solución acuosa de NaOH es 9 Calcula la concentración del ión sodio en dicha solución a 298 K 2 3 4 A. 10 mol/L B. 10 mol/L C. 10 mol/L mol/L

E. 10

6

51. La constante de ionización del amoniaco es 1,75x10 pH de una disolución 0,1 M de cloruro amoniaco. A. 3,41 B. 5,12 C. 7,05 D. 9,36 E. 2,2

5

Calcula el

52. En la disolución 0,1 M de ácido láctico, éste se encuentra ionizado en un 3,64 % Halla la constante de ionización del ácido láctico CH3CH(OH)COOH 7 7 5 A. 4,05x10 B. 3,66x10 C. 2,44x10 4

E. 5,05x10

5

3

39. Se tiene una solución acuosa 0,1M de CH3COOH a 25 °C Si su 5 constante de ionización es 1,8x10 Calcula el porcentaje de ionización. A. 28,2 % B. 0,8 % C. 1,34 % D. 8,3 % E. 0,02 %

5

3

50. Se mezclan 29mL de HCl 0,5N y 40mL de HCl 2N, luego se titulan con 90 mL de solución de KOH. ¿Cuál es la concentración de la solución básica? A. 1,22 N B. 0,67 N C. 0,33 N D. 0,10 N E. 0,80 N

D. 1,37x10

38. Determina pOH de una solución de HCOOH 0,01M. 6 Si su ki = 4x10 (log 2 = 0,3) A. 3,7 B. 10,3 C. 5,6 D. 12,8 E. 9,6

D. 10

3

6

mol/L

41. Calcula el potencial de oxidrilo de una solución acuosa de HClO 8 0,020M si su ka es 3,2x10 A. 6,46 B. 8,72 C. 2,86 D. 9,41 E. 3,56

53. A un litro de agua destilada se le agrega una gota (120 cm ) de cierto ácido, 0,1 N. El pH de la solución resultante es: A. 5,3 B. 4,2 C. 3,1 D. 2,0 E. 6,2 54. La sangre con pH igual a 7,4 es ligeramente: A. Ácida B. Alcalina C. Neutra D. Anfótera

E. Dulce

55. El ácido fosfórico es un ácido triprótico que se ioniza escalonadamente en tres pasos, cuyas constantes de ionización 3 8 13 respectivas son 7,52x10 ; 6,22x10 y 4,80x10 . En una solución molar de H3PO4 calcula la concentración de los iones + H A. 7,4x10 D. 4,1x10

4

1

B. 6,6x10 E. 3,6x10

3

5

C. 8,3x10

2

42. Señale como solución ácida (A) o básica (B) ( ) pH = 2 + 8 ( ) [H3O ] = 10 mol/L +

( ) [OH ] < [H ] ( ) POH = 13,5 ( ) Fenolftaleina incoloro A. ABBAA

B. ABABA

C. BAAAB

D. BABAB

E. BABAA

43. Se desea conocer la concentración de una solución de HNO3 y se procede con una solución preparada disolviendo 4 g de NaOH en cierto volumen de agua, habiéndose consumido en la neutralización 40 mL del ácido. A. 7,5 B. 5 N C. 2,5 N D. 1 N E. 4,8 N 44. Calcula el pH de la solución KOH 0,01N A. 12 B. 10 C. 8 D. 6 E. 2 45. Determinar el pOH de la disolución con 0,014g de H2SO4 por litro de solución. A. 10,45 B. 8,33 C. 7,12 D. 4,55 E. 6,82 46. Indicador que toma el color azul en medio básico y rojo en medio ácido no cambia de color en medio neutro, generalmente se presenta en tiras de papel impregnadas con este indicador: A. Fenolftaleína B. Tornasol C. Timolftaleína D. Alizarina D. Naranja de metilo

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