1.- Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Peróxido de cinc b) Bromato de aluminio c) [p]-diclorobenceno d) KH 2 PO 4 e) N 2 O 4 f) CH 3 CH(NH 2 )COOH Res. a) ZnO 2 ; b) Al(BO 3 ) 3 ; c) consultad apuntes; d) dihidrógenofosfato de potasio; e) tetróxido de dinitrógeno; f) ácido 2-aminopropanoico. 2.- Sea una pila constituida, en condiciones estándar, por un electrodo de plata sumergido en una disolución de nitrato de plata y un electrodo de níquel sumergido en una disolución de nitrato de níquel (II). a) Escriba la reacción química que se produce en esta pila. b) Escriba la notación de la pila formada. c) Calcule la fuerza electromotriz de la pila. Datos: E 0 (Ag + /Ag) = 0,80 V y E 0 (Ni 2+ /Ni) = - 0,25 V. Res. a) Las semirreacciones redox que tienen lugar son: Semirreacción de oxidación (semirreacción anódica): Ni - Ni 2+ + 2 e - - E 0 (Ni 2+ /Ni) = - (-0,25 V) Semirreacción de reducción (semirreacción catódica): Ag + + 1 e - Ag E 0 (Ag + /Ag) = +0,8 V La reacción global redox: Ni + 2 Ag + 2+ Ni + 2 Ag. b) Ni(s) Ni 2+ (aq) Ag + (aq) Ni(s). c) La f.e.m. de la pila viene dada por: E 0 = E 0 cátodo E 0 ánodo = (+0,8 V) - (- 0,25 V) = 1,05 V. 3.- Complete las siguientes reacciones orgánicas e indique el tipo al que pertenecen: a) C 6 H 6 (benceno) + HNO 3 H 2SO 4 b) CH 3 CH=CH 2 + HCl c) 2-bromo-2-metilbutano + KOH (etanol)
Res. a) C 6 H 6 (benceno) + HNO 3 H 2SO 4 C 6 H 5 NO 2 + H 2 O ; reacción de sustitución electrofílica (nitración del benceno). b) CH 3 CH=CH 2 + HCl CH3 CHClCH 3 ; reacción de adición electrofílica (adición de hidrácido a una olefina), se cumple la Regla de Markovnikov: el carbono perteneciente al doble enlace que menos hidrógenos tiene no recibe el átomo de hidrógeno procedente del hidrácido, recibe el átomo de halógeno, (el que menos átomos de hidrógeno tiene con menos se queda). c) 2-bromo-2-metilbutano + KOH (etanol) CH3C(CH 3 )=CHCH 3 +KC + H 2 O ; reacción de eliminación, obteniéndos en mayor proporción la olefina más sustituida como indica la Regla de Saytzeff: El hidrógeno que sale del halogenuro de alquilo lo hace del carbono más ramificado, es decir, del carbono que menos hidrógenos tiene. 4.- a) Complete la reacción: 1 mol CH CH + 1 mol F2 b) Escriba la fórmula desarrollada de los isómeros que se forman. c) Qué tipo de isomería presentan estos compuestos? Res. a) CH CH + F2 CHF=CHF. b) 1,2-diflúoreteno 1,1-diflúoreteno H- C=C-H F- C=C-H / \ / \ F F F H cis-1,2-diflúoreteno trans-1,2-diflúoreteno F / H- C=C-H H- C=C-H / \ / F F F c) 1,2-diflúoreteno y 1,1-diflúoreteno presentan isomería de posición; cis-1,2-diflúoreteno y trans-1,2-diflúoreteno presentan isomería geométrica tipo cis-trans.
5.- El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno según: HNO 3 (ac) + H 2 S(g) NO2(g) + SO 2 (g) + H 2 O(l) a) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Calcule el volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 700 mm de Hg y 60 0 C, necesario para reaccionar con 500 ml de una disolución de ácido nítrico 0,5 M. Dato. R = 0,082 atm L K -1 mol -1. Res. a) En primer lugar se escriben los reactivos y los productos de la reacción sin ajustar: HNO 3 + H 2 S NO + SO 2 + H 2 O 1º Por medio del análisis de las variaciones en el número de oxidación, se localizan las especies químicas que se oxidan y que se reducen. En la reacción establecida, el átomo de nitrógeno altera su número de oxidación de +5 (en el HNO 3 ) a +2 (en el NO). Esta disminución del número de oxidación implica una reducción de la especie química NO 3- a NO (el HNO 3 actúa como oxidante). De otra parte, en la misma reacción, el átomo de azufre altera su número de oxidación de -2 (en el H 2 S) a +4 (en el SO 2 ). Esta aumento del número de oxidación implica una oxidación de la especie química H 2 S a SO 2 (el H 2 S actúa como reductor). 2º Identificadas las especies que se oxidan y las que se reducen, se procede a escribir las semirreacciones de oxidación y reducción, sin ajustar: Semirreacción de oxidación: S = SO2 - Semirreacción de reducción: NO 3 NO 3º Se ajusta los átomos (balance de materia) de las semirreacciones redox añadiendo moléculas para el ajuste de los átomos de oxígeno y iones H + (medio ácido) para el ajuste de los átomos de hidrógeno, equilibrando las cargas eléctricas con electrones:
Semirreacción de oxidación: S = + 2 H 2 O SO2 + 4 H + + 6 e - Semirreacción de reducción: NO 3- + 4 H + + 3 e - NO + 2 H 2 O 4º Para hacer el balance de cargas se multiplica la semirreacción de oxidación por 1 y la de reducción por 2 y se suman, eliminando los electrones igualados. Nota: 1 es el resultado de dividir el mínimo común múltiplo, m.c.m., del 3 y el 6 por 6; y 2 es el resultado de dividir el m.c.m. del 3 y el 6 por 3 (el 6 es el número de e- de la ecuación de oxidación y el 3 es el número de e- de la ecuación de reducción, m.c.m. (3, 6) = 6,). Semirreacción de oxidación: 1 S = + 1 2 H 2 O 1 SO 2 + 1 4 H + + 1 6 e - Semirreacción de reducción: 2 NO 3- + 2 4 H + + 2 3 e - 2 NO + 2 2 H 2 O Ecuación suma: S = + 2 H 2 O + 2 NO 3- + 8 H + SO2 + 4 H + + 2 NO + 4 H 2 O 5º Se compensa en ambos miembros las moléculas de H 2 O y los iones H + quedando la siguiente reacción en su forma iónica ajustadas: S = + 2 NO 3- + 4 H + SO2 + 2 NO + 2 H 2 O 6º Finalmente, se trasladan los resultados a la reacción molecular, reordenándose lo que sea necesario, o terminando de ajustar a tanteo; para ello se tiene en cuenta los iones que intervienen en la reacción (por ejemplo, H + ): H 2 S + 2 HNO 3 SO2 + 2 NO + 2 H 2 O 2HNO 3 (ac) + H 2 S(g) 2NO (g) + SO2( g) + 2H 2 O(l). b) Para resolver este apartado, tendremos en cuenta las relaciones estequiométricas establecidas en la ecuación anterior entre los reactivos implicados. Así, la ecuación establece la siguiente relación molar: {moles de H 2 S /moles de HNO 3 } = 1/2 Calculamos los moles de HNO 3 que han reaccionado en las condiciones del enunciado del problema. Así, como reaccionan 500 ml de una disolución 0,5 M de HNO 3, el número de moles de ácido nítrico:
500 ml (10-3 L/mL) 0,5 mol/l = 0,25 moles de HNO 3 A partir de ese resultado y utilizando factores de conversión calculamos los moles de H 2 S que han reaccionado con los 0,25 moles de ácido nítrico: 0,25 moles de HNO 3 1 moles de H 2 S /2 moles de HNO 3 = 0,125 moles de H 2 S Para el cálculo del volumen de H 2 S hacemos uso de la ecuación de los gases ideales o perfectos (ecuación de Clapeyron), pv = nrt, usando los valores siguientes: p = 700 mmhg/760 mmhg atm -1 = 0,921 atm T = 60 0 C = 333 K n = 0,0417 moles de H 2 S -1 R = 0,082 atm L K -1 mol Despejando V de la ecuación de los gases perfectos y sustituyendo en ella los correspondientes valores de p, n, T y R se obtiene el volumen de H 2 S: V = n RT/p = 0,125 moles 0,082 atm L K -1 mol -1 333 K / 0,921 atm = 3,71 L. 6.- Se electroliza una disolución acuosa de ácido sulfúrico y se desprende hidrógeno y oxígeno. a) Qué cantidad de carga eléctrica se ha de utilizar para obtener 1 L de oxígeno medido en condiciones normales? b) Cuántos moles de hidrógeno se obtienen en esas condiciones? Datos. F = 96.500 C. Res. Los procesos que tienen lugar en la electrolisis del agua son: - La semirreacción que se da en el ánodo (+) es de oxidación, H 2 O ½ O2 + 2 H + + 2 e - - La semirreacción que se da en el cátodo (-) es de reducción: 2 H + + 2 e - H 2 El proceso global se obtiene sumando las dos semirreacciones:
H 2 O H 2 + ½ O 2 a) Primeramente, calculamos los moles de oxígeno contenidos en 1 L de oxígeno medido en condiciones normales: n O2 = 1 L / 22,4 L mol -1 = 0,0446 moles de O 2 A continuación, hallamos la carga eléctrica necesaria para obtener los 0,0446 moles de O 2. De las leyes de Faraday obtenemos la fórmula: m = QM /nf en donde Q = It. Nota: m = masa (en gramos) depositada o liberada al paso de la corriente. Q = cantidad de electricidad aplicada en culombios. I = intensidad de la corriente en amperios utilizada. t = tiempo necesario para que se produzca el depósito o liberación de la cantidad de masa m. n e = número de electrones intercambiados en la semirreacción de deposito o liberación de un átomo de un elemento metálico o una molécula de un elemento. En nuestro caso serían n e = 4, según la semirreación de oxidación: 2 H 2 O 4 H + + O 2 + 4 e -. M = masa atómica del metal que se deposita o masa molecular del elemento que se libera. F = constante de Faraday, es la cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar un equivalente de cualquier sustancia y vale 96.487 culombios. En los cálculos, este valor se aproxima a 96.500 C mol -1. Teniendo en cuenta la fórmula m = QM/n e F, se tiene n = m/m = Q/n e F, y sustituyendo datos: 0,0446 moles = Q / 4 96.500 C mol -1 ; de donde, Q = 4 0,0446 96.500 C = 17.215,6 C. b) A partir de ecuación química redox global, H 2 O H 2 + ½ O 2, y utilizando los factores de conversión, podemos calcular los moles de hidrógeno que se obtienen cuando obtenemos 0,0446 moles de O 2. n H2 = 0,0446 moles de O 2 1 mol de H 2 / 0,5 moles de O 2 = 0,0892 moles. - Otra forma de hacerlo: n = Q/nF = 17.215,6 C / 2 96.500 C mol -1 = 0,0892 moles de H 2.