NOTA CALI/ORDEN/PRES ORTOGRAFÍA PUNTUACIÓN EXPRESIÓN NOTA FINAL

Transcripción

1 1.- Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Nitrito potásico b) Peróxido de potasio c) Ácido [p]-hidroxibenzoico d) NH 4 HS e) K 3 N f) C H 2 =CH-CO-NH-CH 3 Res. a) KNO 2 ; b) K 2 O 2 ; c) HOC 6 H 4 COOH; d) hidrógenosulfuro de amonio; e) nitruro de potasio; f) N-metilpropenamida. 2.- a) Un elemento tiene de número atómico 20. Indica los números cuánticos de su electrón diferenciador. b) Indica los números cuánticos de los siguientes orbitales y ordénalos en forma creciente de energías: 4f, 3d, 5s, 4p. Res. a) Se trata del Ca (Z = 20), su configuración electrónica será: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 por lo que su electrón diferenciador será el segundo del orbital 4s, números cuánticos son [4, 0, 0, ½] o bien [4, 0, 0, -½]. b) El orbital 4f tendrá como números cuánticos n = 4, l = 3, y al no especificar de qué tipo de orbital f se trata, el número m podrá ser cualquier entero de -3 a +3 incluido el cero. El orbital 3d tendrá como números cuánticos n = 3, l = 2; al no especificar cuál es este orbital, m podrá valer uno de estos números: +2, +1, 0, -1, -2. El orbital 5s tendrá como números cuánticos n = 5, l = 0, m =0 (pues sólo hay un orbital de este tipo). El orbital 4p tendrá los números n = 4, l = 1, m podrá valer +1, 0, -1 dependiendo del orbital p que tengamos. Para ordenar los orbitales atómicas en forma creciente de energías. De forma aproximada, y para la mayoría de los elementos, se cumple que los valores relativos de energía se pueden obtener al sumar los números (n + l), de forma que cuanto mayor sea esta suma, mayor será la energía del orbital; a igualdad de valores (n + l) entre dos orbitales, tendrá mayor energía el de mayor número n -reglas de Madelung-. Por tanto, el orden energético será: 3d < 4p < 5s < 4f. 3.- Los elementos A, B, C y D tienen números atómicos 12, 14, 17 y 37, respectivamente. a) Escribe la configuración electrónica de A 2+, B, C - y D. b) Indica, justificando la respuesta, si las siguientes proposiciones referidas a los elementos A, B, C y D son verdaderas o falsas. El elemento con menor radio atómico es el B. El elemento D es el de mayor energía de ionización. El elemento C es el de mayor afinidad electrónica. Cuando se combina C y D, se forma un compuesto molecular. Res. a) A (Z = 12): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ; B (Z = 14): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ; C (Z = 17): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ; D (Z = 37): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1. La configuración de A 2+ será: 1s 2 2s 2 2p 6 y la configuración de C - será: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. b) - Falsa. Los radios aumentan al descender en un grupo -aumenta la distancia al núcleo- y disminuye al aumentar el número atómico en un periodo- pues aumentan las cargas positivas (protones) y negativas ( electrones) y, por lo tanto, también lo hace la atracción electrostática, según la ley de Coulomb -contracción electrostática dentro de un periodo-. Luego, de entre los elementos A, B, y C que están en el mismo periodo, n = 3 menor que el de n = 5, el de menor radio será el elemento C. - Falsa. La energía de ionización es mayor cuanto más pequeño es el átomo debido a que las fuerzas de atracción electrostáticas son inversamente proporcional al cuadrado de la distancia existente entre el núcleo, donde están los protones, y la corteza donde están los electrones. Por consiguiente, la energía de ionización aumenta hacia

2 arriba en un mismo grupo -hacia átomos más pequeños- y hacia la derecha en un periodo un vez más, hacia átomos más pequeños-, por tanto el elemento con mayor energía de ionización será el C. - Verdadera. La afinidad electrónica, en valor absoluto, es mayor cuanto más pequeño es el átomo debido a que las fuerzas, anteriormente mencionadas, estabilizan mejor al electrón extraño capturado. Por tanto la afinidad electrónica varía de forma parecida a como lo hace la energía de ionización. Así que, siguiendo lo dicho en el apartado anterior, el elemento de mayor afinidad electrónica es el C. - Falsa. Los compuestos moleculares (compuestos covalentes) se forman al unirse elementos con similares electronegatividades, cosa que no ocurre aquí, ya que mientras que C es un elemento muy electronegativo (cloro), el D es uno muy electropisitivo (rubidio). 4.- A partir del esquema del ciclo de Born-Haber para el fluoruro de sodio nombra las energías implícitas en los procesos 1, 2, 3, 4, 5 y 6; justifica si son positivas o negativas. En función del tamaño de los iones, justifica si la energía reticular del fluoruro de sodio será mayor o menor, en valor absoluto, que la del cloruro de sodio. Na + (v) + F - (g) NaF (s) ^ ^ ^ 3 4 / Na (v) F (g) / ^ ^ / 6 / 1 ½ 2 / / Na (s) + ½ F 2 (g) Res. La fórmula que nos permite calcular al energía reticular para esta sal se obtiene aplicando la ley de Hess. En primer lugar se escribe la reacción macroscópica de formación que tiene lugar: Na (s) + ½ F 2 (g) NaF (s) ΔH 0 f NaF (s). La primera etapa a considerar es la sublimación del sodio: Na (s) Na (v) ΔH 0 sublimación Na (s). El sodio cederá un electrón para quedar con estructura estable [He]2s 2 2p 6 mediante una etapa de ionización: Na (v) 1e - Na + (v) E 1ª de ionización del Na (v). Las siguientes etapas tendrían que ver con la disociación del flúor y posterior ionización: ½ F 2 (l) F (g) ½ ΔH 0 disociación del F2 (g). F (g) +1 e - F - (g) E electroafinidad 1ª del F (g). Por último, la etapa de formación del cristal: Na + (v) + F - (g) U NaF (s) Sumando las ecuaciones termoquímicas anteriores se observa que se obtiene la reacción macroscópica de formación del fluoruro de sodio; por tanto, y teniendo en cuenta la Ley de Hess, podemos escribir que: ΔH 0 f NaF (s) = ΔH 0 sublimación Na (s) + E 1ª ionización Na (v) + ½ ΔH 0 disociación F2 (g) + E electroafinidad 1ª F (g) + U

3 despejando queda: U = ΔH 0 f NaF (s) - (ΔH 0 sublimación Na (s) + E 1ª ionización Na (v) + ½ ΔH 0 disociación F2 (g) + E electroafinidad 1ª F (g) ) Esta fórmula nos sirve para darnos cuenta del tipo de proceso que tiene lugar en cada paso. U = ΔH 0 f NaF (s) - (ΔH 0 sublimación Na (s) + E 1ª ionización Na (v) + ½ ΔH 0 disociación F2 (g) + E electroafinidad 1ª F (g) ). - El proceso 1 representa la energía de sublimación del sodio, el proceso es endotérmico porque tenemos que romper la unión correspondiente al enlace metálico. Por tanto el signo de la energía es positivo. El proceso 2 representa la energía de disociación del flúor, el proceso es endotérmico porque tenemos que romper la unión correspondiente al enlace covalente presente en la molécula diatómica del flúor. Por tanto el signo de la energía es positivo. - El proceso 3 representa la energía primera de ionización del sodio, el proceso es endotérmico porque tenemos que romper un enlace de tipo electrostático existente entre la carga nuclear (debida a los protones) y la carga del electrón que se encuentra ubicado en la corteza y se pretende extraer. Por tanto el signo de la energía es positivo. - El proceso 4 representa la afinidad electrónica primera, el proceso es exotérmico porque representa la energía que se desprende cuando se estabiliza el electrón captado por el átomo gracias a la fuerza electrostática ocasionada por la carga nuclear (debida a los protones). Por tanto el signo de la energía es negativo. - El proceso 5 representa la energía liberada en la etapa de formación del cristal por atracción electrostática entre los iones, llamada energía de red. Por tanto el signo de la energía es negativo. - El proceso 6 representa la energía liberada en la etapa de formación de la sal a partir de sus elementos (sodio -sólido metálico- y flúor gas molécula diatómica-) en sus estados de agregación a 25 0 C y 1 atmósfera de presión. Como este compuesto es estable a temperatura ambiente, podemos afirma que en su formación al menos se han desprendido 125 kj/mol (consideramos que se ha formado un enlace químico entre átomos si la disminución energética observada en el sistema es superior a unos 125 kj/mol). Por tanto el signo de la energía para este proceso es negativo. Dado que la energía reticular se calcula a partir de la siguiente ecuación: U =- K Z 1 Z 2 e 2 N A M (1-1/n)/d 0 La energía reticular, en valor absoluta, es directamente proporcional al producto de las cargas de lo iones e inversamente proporcional a la distancia interiónica. Para los haluros de sodio, las cargas iónicas son iguales (+1 y -1), y la constante de Madelung, M, así como el factor de compresibilidad del cristal de Born, n, son muy similares. La distancia interiónica es la clave; cuanto mayor sea, menor será U, en valor absoluto. Esto ocurre al ir pasando de fluoruro a cloruro, bromuro y yoduro, aumenta d 0 y por ello disminuye U, en valor absoluto. Por tanto la energía

4 reticular del fluoruro de sodio es mayor, en valor absoluto, que la del cloruro de sodio, ya que el tamaño del ion fluoruro, F -, es menor que el del ion cloruro, Cl El nitrato de calcio [trioxonitrato (V) de calcio] puede obtenerse por reacción del carbonato de calcio [trioxocarboanto (IV) de calcio] con ácido nítrico [ácido trioxonítrico (V)]. Calcula la cantidad de nitrato de calcio que podrá obtenerse si se emplean 250 g de una muestra de carbonato de calcio de 82,0 % de pureza y 500 ml de disolución de ácido nítrico 3,00 M, sabiendo que el rendimiento global del proceso de obtención es del 93,0 %. Datos de masas atómicas: Ca = 40; C = 12; N = 14; O = 16; H =1. Res. La reacción que tiene lugar es: 2 HNO 3 + CaCO 3 Ca(NO 3 ) 2 + CO 2 + H 2 O Al darnos cantidades de los dos reactivos significa que uno está en exceso; determinemos cuál es: 250 g muestra (82,0 g CaCO3 /100 g muestra ) (1 mol CaCO3 /100 g CaCO3 ) (2 mol HNO3 /1 mol CaCO3 ) (63,0 g HNO3 /1 mol HNO3 ) = = 258 g de HNO 3 Veamos cuánto tenemos de ácido HNO 3 : n = MV = 3,00 mol L L = 1,50 moles de HNO 3 La masa de ácido nítrico: m = 1,50 mol HNO3 63,0 g HNO3 /mol HNO3 = 94,5 g de HNO 3 Hay menos ácido nítrico del necesario para reaccionar con el carbonato, por lo que éste es el que se encuentra en exceso y el reactivo limitante es el ácido nítrico. Trabajamos con él y calcularemos así la cantidad de nitrato de calcio que se obtendrá: 94,5 g HNO3 (1 mol HNO3 /63 g HNO3 ) (1 mol Ca(NO3)2 /2 mol HNO3 ) (164 g Ca(NO3)2 /1 mol Ca(NO3)2 ) (93 g reales/100 g Ca(NO3)2 ) = = 114 g reales de Ca(NO 3 ) Para la reacción de combustión del etanol, contesta a las siguientes preguntas: a) Escribe la ecuación de la reacción y calcula su G 0 a 25 0 C. b) Calcula la variación de la energía interna a 25 0 C. c) Explica si la reacción sería o no espontánea a C (se supone que H 0 f y S 0 f son independientes de la temperatura). Datos: etanol (l) O 2 (g) H 2 O (l) CO 2 (g) H 0 f (kj mol -1 ) -227, ,8-393,5 S 0 f (J mol -1 K -1 ) 160, ,9 213,6 Res. a) La reacción de combustión del etanol se puede representar según: CH 3 CH 2 OH (l) + 3 O 2(g) 2 CO 2(g) + 3 H 2 O (l)

5 El incremento de la energía libre de Gibbs se puede calcular a partir de la expresión G 0 = H 0 T S 0 ; para ello, debemos conocer primero la variación de entalpía y de entropía que tiene lugar durante la reacción. H 0 = Σ H 0 f (productos) - Σ H 0 f (reactivos) = [2 H 0 f CO2(g) + 3 H 0 f H2O(l)] - [ H 0 f CH3CH2O H(l) + 3 H 0 f O2(g)] = = [2 (-393,5) + 3 (-285,8) ] - [(-227,3) + 3 0] = kj ; por tanto para un mol H 0 = kj mol -1. De manera similar: S 0 = ΣS 0 f (productos) - ΣS 0 f (reactivos) = [2 S 0 f CO2(g) + 3 S 0 f H2O(l)] - [S 0 f CH3CH2O H(l) + 3 S 0 f O2(g)] = = [2 (213,6) + 3 (69,9) ] - [(106,5) + 3 (205)] = - 138,6 J ; por tanto para un mol S 0 = -138,6 J mol -1 K -1. Sustituyendo estos valores en la ecuación G 0 = H 0 T S 0 ; se obtiene: G 0 = H 0 T S 0 = kj mol K (-138, kj mol -1 K -1 ) = kj mol -1. b) Como H = U + n RT U = H - n RT = ( kj mol -1 ) [(2-3) 8, kj mol -1 K K = = kj mol -1. c) G = H T S ; como H = H 0 y S = S 0 por permanecer su valores constantes con la temperatura se obtiene: G = H T S = kj mol -1 ( ) K (-138, kj mol -1 K -1 ) = -689,86 kj mol -1. Como G <0, sí será espontánea la reacción a esa temperatura.