QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA. TEMARIO PRIMER PARCIAL (RECUPERATORIO) QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA – Parcial: 25-07-11 Recuperatorio: 8-08-11. CARRERAS DE BIOQUÍMICA-FARMACIA Y PROFESORADO EN QUÍMICA. - Los átomos y la teoría atómica 1. Conceptos de partículas subatómicas, electrón, protón, neutrón. Experiencias de Thomson, Millikan, Rutherford. 2. Concepto de Radiación Electromagnética 3. Espectros continuos y discontinuos (espectros atómicos) 4. Teoría Cuántica. 5. El átomo de hidrógeno de Bohr. 6. Mecánica Ondulatoria. Principio de dualidad onda partícula. Principio de Incertidumbre de Heisemberg. 7. Modelo Mecano Cuántico del átomo de hidrógeno. 8. Números cuánticos y orbitales de los electrones. 9. Interpretación y representación de los orbitales del átomo de hidrógeno. 10. Espín del electrón. Un cuarto número cuántico 11. Átomos multielectrónicos 12. Configuraciones electrónicas. - Termodinámica. 1. Termoquímica. Términos básicos en Termoquímica. 2. Concepto de Calor. 3. Calores de reacción y calorimetría. 4. Concepto de trabajo 5. El primer principio de la Termodinámica. 6. Calores de reacción: Δ U y ΔH 7. Determinación indirecta de ΔH : Ley de Hess 8. Entalpías de formación estándar. 9. Los combustibles como fuentes de energía. 10. Espontaneidad. Significado del cambio espontáneo. 11. El concepto de entropía. 12. Evaluación de la entropía y cambios entrópicos. 13. Criterios de espontaneidad. Segundo Principio de la Termodinámica. 14. Variación de la energía libre de Gibbs: Δ G 15. Variación de la energía libre estándar de Gibbs: Δ Go. NO ENTRA: Variación de energía libre de Gibbs y equilibrio físico y/o equilibrio químico. Dependencia de Δ Go y Keq (constante de equilibrio) con la temperatura. Reacciones acopladas. Tabla Periódica. 1. Configuraciones electrónicas y la Tabla Periódica. Determinación del período y grupo al que pertenece un elemento de acuerdo a su configuración electrónica en estado fundamental o basal. 2. El tamaño de los átomos y los iones. Radio atómico. Radio iónico. 3. Energías de ionización (Potencial de ionización). 4. Afinidad electrónica 5. Propiedades magnéticas. 6. Metales, No metales y sus iones 7. Propiedades periódicas de los elementos. Enlace iónico- Disolución de compuestos iónicos-Solubilidades de compuestos iónicos. 1. Concepto de enlace iónico. 2. Ciclo energético de la formación de un compuesto iónico. Concepto de Energía de Red. 3. Propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. 4. Solubilidad de compuestos iónicos. Concepto de energías de hidratación de cationes y aniones. 5. Porcentaje de carácter covalente en un compuesto iónico. Reglas de Fajans. Cristales Iónicos. 1. Estructuras Cristalinas. Concepto de Red Cristalina. 2. Estructuras compactas. 3. Número de coordinación y número de átomos por celda unidad. 4. Estructuras cristalinas iónicas. 5. Determinación de valores de radio iónico, densidad de un compuesto iónico a partir de su estructura cristalina. 6. Resumen de tipos de sólidos cristalinos. ENLACE COVALENTE. 1. Visión general de la Teoría de Lewis 2. Introducción al enlace covalente. 3. Enlace covalente polares. 4. Escritura de las estructura de Lewis 5. Resonancia 6. Excepciones de la regla del Octeto 7. Geometría Electrónica, Geometría Molecular o Forma de las moléculas. 8. Polaridad de las moléculas 9. Orden de enlace y Longitud de enlace. Energías de enlace. 10. Introducción al método de enlace de valencia. 11. Hibridación de los orbitales atómicos. 12. Enlace covalentes múltiples. ESTEQUIOMETRÍA – SOLUCIONES 1. Clasificación de las reacciones químicas. 2. Balance de ecuaciones químicas (método de prueba y error / método del ion electron) 3. Estequiometría. 4. Concepto de mol, Composición centesimal(porcentual), Fórmulas empíricas. 5. Equivalente Químico. 6. Pureza. 7. Reactivo Limitante. 8. Rendimiento de las reacciones Químicas. 9. Soluciones. 10. Formas de expresar la concentración de una solución. 11. Dilución. 12. Estequiometría combinada con soluciones. 13. Volúmenes de H2O2. Laboratorio: 1. Nociones básicas de seguridad y comportamiento en el laboratorio. 2. Pictogramas. 3. Materiales de laboratorio. 4. Técnicas Generales de Laboratorio: - Pesada - Uso de pipetas - Enrase de material volumétrico - Apreciación de un instrumento 5. Preparación de soluciones – Técnica volumétrica EL EXAMEN SE APROBARÁ CON 60 PUNTOS SOBRE 100. Constará de dos partes: Primera parte: Escritura de símbolos químicos, Escritura de fórmulas, Balance de Ecuaciones Químicas, Escritura de Configuración electrónica. SI NO SE APRUEBA ESTA PARTE, NO SE PROCEDE A CORREGIR LA SEGUNDA PARTE. El examen tiene una duración de 3 horas, se considera una hora para la primera parte y dos horas para la segunda parte. La distribución del horario de resolución del examen queda a consideración del alumno. EL EXAMEN NO ES A LIBRO ABIERTO. NO SE PUEDE TENER LA TABLA PERIÓDICA. SE PUEDE TENER UNA HOJA CON FÓRMULAS MATEMÁTICAS Y EL DIAGRAMA DE LLUVIA PARA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA O DIAGRAMA AUFBAU. En la semana del 18-07-11 las clases teóricas serán dictadas por el Profesor Dr. Luis Federico Sala, quien procederá a resolver los ejercicios de repaso de corte teórico-práctico, que se pondrán a la venta oportunamente. La Profesora Dra. Marcela A. Rizzotto junto con los Docentes Auxiliares tendrán clases de consulta en una amplia gama de horarios para la consulta de ejercicios de carácter práctico: estequiometría, soluciones, etc y ejercitación de laboratorio. El presente material se encuentra en la Fotocopiadora Mauricio a disposición de los alumnos. Repaso Primer Parcial Química General e Inorgánica.-Bioquímica-Farmacia y Profesorado en Química. Ejercicios a resolver semana del 18-07-11 en clases teóricas. Ejercicio No. 1: ¿Qué composición tiene un átomo de fósforo con 16 neutrones? ¿Cuál es su número de masa? ¿Cuál es el símbolo de este átomo? Si el átomo tiene masa real de 30,9738 uma ¿cuál es su masa en gramos? Rta: Número de masa:A = 31 Masa de um átomo de 31P = 5,145 x 10-23 g Ejercicio No.2: La plata tiene dos isótopos, uno de 60 neutrones (abundancia porcentual = 51,839%) y el otro de 62 neutrones. Z = 47 a. ¿Cuáles son los números de masa y símbolos de estos isótopos? Rta: 10747Ag 10947Ag b. ¿Cuál es la abundancia porcentual del isótopo con 62 neutrones? Rta: 48,161% Ejercicio No.3: El bromo (que se emplea para fabricar bromuro de plata, imporante componente de las películas fotográficas) tiene dos isótopos naturales, uno con masa de 78,918336 uma y abundancia de 50,69%; el otro isótopo con masa 80,916289 uma tiene una abundancia de 49,31%. Calcule el peso atómico del bromo. Rta: 79,90 Ejercicio No. 4: La frecuencia de la radiación que se emplea en todos los hornos de microondas que se venden en la Argentina es 2,45 Ghz. ¿Cuál es la longitud de onda expresada en metros de esta radiación? Rta λ = 0,122 m. Indique si es más larga o más corta que la longitud de onda de la luz naranja: 625 nm. Datos: 1 Ghz (Gigahertz) es mil millones de ciclos por segundo ó 109 s-1. Rta = las miocroondas tienen longitudes de onda 195000 mayores que la longitud de onda de la luz naranja. Ejercicio No. 5: Los aparatos para tocar discos compactos emplean láseres que emiten luz roja con longitud de onda de 685 nm. (a) ¿Qué energía tiene un fotón de esta luz? E = 2,90 x 10-19 J/fotón (b) ¿Qué energía tiene 1 mol de fotones de luz roja? E = 1,75 x 105 J/mol Ejercicio No.6: Calcule las energía de los estados n= 1 y n=2 del átomo de hidrógeno en joules por átomo y en kilojoules por mol. Rta : E1 = - 2,179 x 10-18 J/átomo ó -1312 kJ/mol ( energia emitida) E2= -5,448x10-19 J/átomo ó -328,0 kJ/mol ( energia emitida) Ejercicio No.7: Calcule la longitud de onda de la línea verde del espectro visible de los átomos de H excitados, según la teoría de Bohr. (ni =4 nf = 2) Rta : λ = 486,3 nm Ejercicio No.8: Calcule la longitud de onda de un electrón con masa, m= 9,109 x 10-28 g que viaja a 40,0% de la velocidad de la luz. Rta = λ= 6,06 x 10-12 m ó 6,06 x 10-3 nm. Ejercicio No.9: Calcule la longitud de onda asociada con un neutrón que tiene una masa de 1,675 x 10-24g y energía cinética de 6,21 x 10-21 J. Recuerde que la energía cinética de una partícula que se desplaza tiene la expresión: E = ½ (mv2). Ejercicio No.10: Complete los siguientes enunciados: (a) cuando n= 2,los valores de l puede ser _______ y _________ (b) Cuando l = 1, los valores de ml pueden ser _________, ____________ y _________ y la subcapa se representa por la letra__________. (c) Cuando l = 2, la subcapa se llama __________ (d) Cuando la subcapa se llama s, el valor de l es_______y ml tiene el valor de______ (e) Cuando la subcapa se lla p, hay _______ orbitales dentro de ella. (f) Cuando la subcapa se llama f, hay _______valores de ml y hay ________orbitales dentro de ella. Ejercicio No.11: (a) ¿Cuáles son los valores de n y l para cada uno de los siguientes orbitales: 6s, 4p, 5d y 6f. (b) ¿cuántos planos nodales hay para un orbital 4p? ¿Y para el orbital 6d? Ejercicio No.12 Determine la cantidad de calor que se debe agregar para aumentar la temperatura de una taza (250 mL) de café de 20,5oC (293,7K) a 95,6o (368,8K). Suponga que el agua y el café tienen la misma densidad (1,00 g/mL) y la misma capacidad calorífica específica. Rta = 79000 J ó 79 kJ Ejercicio No.13 Un trozo de hierro de 88,5 g a la temperatura de 78,8 oC (352,0 K) se coloca en un vaso de precipitados que contiene 244,0 g de agua a 18,8oC (292,0K). Cuando se alcanza el equilibrio térmico,cuál es la temperatura final? (suponga que no se pierde calor al calentar el vaso de precipitados y que tampoco se pierde calor a los alrededores).Rta = Tfinal = 294,3 K ó 21,1oC Ejercicio No.14 Calcule la cantidad de energía involucrada en cada paso y la cantidad total de calor necesaria para transformar 500,0 g de hielo a -50,0oC en vapor a 200oC. El calor de fusión del agua es 333 J/g y el calor de vaporización es de 2256 J/g. Valores de capacidades caloríficas específicas: Ce hielo = 2,06 J/g.K Ce agua(l) = 4,184 J/g.K Ce agua(v) = 2,03 J/g.K Rta= Paso 1 q = 5,15 x 104 J Paso 2 q = 1,67x105 J Paso 3 q = 2,09 x 105 J Paso 4 q = 1,13 x 106 J Paso 5 q = 1,02 x 105 J qtotal= 1,66 x 106 J ó 1660 kJ Ejercicio No.15 ¿Cuál es la cantidad mínima de hielo a 0oC que se debe agregar al contenido de una lata de gaseosa dietética (340,0 mL) para enfriarla de 20,5 a 0oC? Suponga que la capacidad calorífica específica y la densidad de la gaseosa son las mismas que las del agua y que no se gana ni se pierde calor a los alrededores. Rta = mhielo = 87,6 g Ejercicio No.16 La sacarosa (azúcar, C12H22O11) se oxida a CO2 y H2O. El cambio de entalpía para esta reacción puede medirse en el laboratorio: C12H22O11 (s) + 12 O2(g) → 12 CO2(g) + 11 H2O (l) ΔH = -5545 kJ ¿Cuál es la variación de entalpía para la oxidación de 5,0 g (1cucharadita ) de azúcar? Rta = q = -82,0 kJ Ejercicio No.17 Suponga que se desea conocer el cambio de entalpía para la formación de metano (CH4), a partir de carbono sólido (como grafito) e hidrógeno gaseoso: C(s) + 2 H2(g) → CH4(g) El cambio de entalpía para esta reacción no puede medirse en el Laboratorio porque es una reacción muy lenta. Ud. dispone en un libro de química los siguientes datos: C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH o1 = - 393,5 kJ H2(g) + ½ O2(g) → H2O (l) ΔHo 2 = -285,8 kJ CH4 (g) + 2 O2(g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔHo 3 = -890,3 kJ Empleando las ecuaciones termoquímicas anteriores, calcule el valor de ΔHo para la obtención de CH4 (g) Rta = ΔHreacción = -74,8 kJ Ejercicio No.18. La nitroglicerina es un poderoso explosivo que forma cuatro gases distintos al detonarse: 2 C3H5(NO3)3 (l) → 3 N2(g) + ½ O2(g) + 6 CO2(g) + 5 H2O (g) Calcule el cambio de entalpía al detonar 10,0 g de nitroglicerina. ΔHof nitroglicerina = -364,0 kJ/mol. Rta = ΔHreacción = -62,6 kJ Ejercicio No.19 Suponga que la energía solar promedio recibida por una superficie horizontal en Rosario, en el verano es de 2,3x107 J/m2 al día. Si un hogar en Rosario tiene un techo horizontal que mide 10,0 m por 25,0 m ¿qué cantidad de energía medida en kilojoules por día llega a este techo?. Rta = Energía recibida = 5,8 x 106 kJ/día Ejercicio No20 ¿Qué sustancia tiene mayor entropía en condiciones estándar? Justifique. (a) NO2 (g) ó N2O4 (g) (b) I2(s) ó I2(g) Verifique su respuesta con los datos indicado en las Tablas de constantes. Rta = El N2O4 (g) presenta el valor de So más alto; el I2 (g) presenta el valor de So más alto. Ejercicio No 21 Calcule los cambios de entropía estándar para los siguientes procesos. ¿Concuerdan los cálculos con las predicciones? (a) Evaporación de 1,00 mol de etanol liquido a vapor de etanol. C2H5OH (l) → C2H5OH (g) (b) Oxidación de un mol de vapor de etanol. C2H5OH (g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O (g) Rta= (a) ΔSo = + 122,0 J/K (b) ΔSo = +96,09 J/K Ejercicio No 22 Sabemos que el compuesto NaCl es una sal soluble. Demuestre que ΔSouniv> 0 para este proceso. Rta = ΔSouniv = 30,5 J/K Ejercicio No 23 Clasifique las siguientes reacciones según los cuatro tipos de reacciones que se resumen en la siguiente tabla: Reacción ΔHoreac (298K) (kJ) ΔSosis (298K) (J/K) (a) CH4(g) + 2 O2(g) → 2 H2O (l) + CO2(g) -890,6 -242,8 (b) 2 Fe2O3(s) + 3 C(grafito) → 4 Fe(s) + 3 O2(g) + 467,9 +560,7 (c) C(grafito) + O2(g) → CO2)(g) -393,5 + 3,1 (d) N2(g) + 3 F2(g) → 2 NF3(g) -264,2 -277,8 Rta = Reacción (a) favorable a bajas temperaturas Reacción (b) favorable a altas temperaturas Reacción (c) favorable a todas las temperaturas Reacción (d) favorable a bajas temperaturas. Ejercicio No 24: Calcule el cambio de energía libre estándar, ΔGo, para la formación del metano (g) a 298 K: C(grafito) + 2 H2(g) → CH4(g) Rta = ΔGoreacción = -50,8 kJ Ejercicio No 25: Calcule el cambio de energía libre estándar para la combustión de 1,0 mol de metano a partir de las energías libres estándar de formación de los productos y de los reactivos: CH4(g) + 2 O2(g) → 2 H2O (g) + CO2(g) Rta = ΔGoreacción = -800,7 kJ Ejercicio No 26: Emplear los parámetros termodinámicos para estimar el punto de ebullición del metanol: CH3OH, lo cual implica el proceso: CH3OH (l) → CH3OH (g) Rta= T = 332 K ó 59oC Ejercicio No.27: Indique el número de electrones de valencia para los siguientes elementos: 56Ba, 33As y 35Br. Ejercicio No.28: Calcule la entalpía molar de formación del yoduro de sodio sólido aplicando un Ciclo de Born-Haber. Rta: ΔHof = ver tabla de datos. Ejercicio No. 29: Explique por qué la entalpía de hidratación de Na+ (-405 kJ/mol) es algo más negativa que la de Cs+ (-263 kJ/mol), mientras que la del Mg2+ es mucho más negativa (-1922 kJ/mol) que la de Na+ ó Cs+. Ejercicio No.30: Empleando los datos de la Tabla de Datos, determinar el calor de disolución del nitrato de amonio, compuesto que se emplea para rellanar compresas frías. NH4NO3(s) → NH4NO3(ac) Ejercicio No.31 El mineral perovskita, es un compuesto formado por cationes calcio y titanio y aniones óxido. Basándose en el hecho experimental de que la celda unitaria tiene iones Ca2+ en los vértices de la celda cúbica, un ión titanio Ti4+ en su centro y iones óxido O2- en las aristas del cubo, indique la fórmula química de la perovskita. Rta = CaTiO3 Los átomos más pequeños son átomos de oxígeno (O2-), los de volumen intermedio, átomos de Ti (Ti4+) y los más grandes de Ca (Ca2+). Ejercicio No.32 Un sólido iónico tiene una red cristalina cúbica centrada en las caras de aniones (X) y todos los huecos tetraédricos están ocupados por cationes metálicos (M). Indique si la fórmula del compuesto es MX, MX2 ó M2X. Justifique su respuesta. Ejercicio No.33 Determine el número neto de iones Na+ y Cl- de la celda unitaria del NaCl (s), siendo esta una celda unitaria cúbica centrada en las caras. Ejercicio No.34 El arreglo geométrico de los iones en los cristales de LiF es el mismo que en los de NaCl. La celda unitaria del LiF mide 4,02 Ǻ por arista. Calcular la densidad del LiF. Rta = δ = 2,65 g /cm3. Ejercicio No.35: El mineral fluorita está formado por iones calcio y fluoruro y tiene la celda unitaria que se muestra más arriba: (a) ¿ Qué tipo de celda unitaria forman los iones Ca2+? (b) ¿Dónde están ubicados los iones F-, en huecos octaédricos o de tipo tetraédrico? (c) Basándose en esta celda unitaria, puede Ud. corroborar la fórmula unidad de la fluorita, de acuerdo a lo indicado más arriba? Ejercicio No.36: Resuelva los ejercicios indicados en esta fotocopia: Nros. 39 y 40. Ejercicio No.37 Dibuje estructuras de Lewis para el amoníaco (NH3), el ión hipoclorito (ClO-) y el ión nitronio (NO2+). Ejercicio No38 Dibuje una estructura de Lewis para el anión H2PO4-, que se deriva del ácido fosfórico. Ejercicio No.39 Indique si las siguientes especies son isoelectrónicas: NO+ (ión nitrosilo), N2, CO, CN- Ejercicio No.40 Dibuje estructuras de resonancia para el ión nitrito, NO2-. Indique si los enlaces N-O son simples, dobles o de valor intermedio. Ejercicio No.41 Dibuje la estructura de Lewis para el ión [ClF4]-. Indique si corresponde a un caso de excepción a la Regla del Octecto. Ejercicio No.42 Calcule las cargas formales de los átomos en: (a) ión amonio: NH4+. (b) en una estructura de resonancia del ión carbonato: CO32-. Ejercicio No.43 En cada uno de los siguientes pares de enlaces decida cuál es el más polar e indique los polos negativos y positivos. (a) B-F y B-Cl (b) Si-O y P-P (c) C=O y C=S Ejercicio No.44 Los compuestos que contienen boro a menudo tienen un átomo de boro con sólo tres enlaces y sin un par solitario de electrones. (a) ¿Por qué no se forma un doble enlace con un átomo terminal para que el octeto del boro se complete? Para responder lo solicitado, considere las estructuras de resonancia del BF3 y calcule las cargas formales de los átomos. (b) ¿Son polares los enlaces de BF3? (c) En caso afirmativo en el ítem b, ¿cuál es el átomo más negativo? Ejercicio No.45 (a) Indique el orden de enlace de cada uno de los siguientes casos y ordénelos de mayor a menor distancia de enlace: C=N CN (triple enlace) C-N (b) Dibuje estructuras de resonancia para el ión NO2-. (c) ¿Cuál es el orden del enlace NO en este ión? La longitud de enlace NO en el ión NO2- vale 124 pm. Explique cualquier diferencia que observe. Ejercicio No.46 La acetona, un disolvente industrial común, puede transformarse a isopropanol, alcohol empleado para frotar, mediante un proceso de hidrogenación. Calcule el cambio de entalpía en la siguiente reacción empleando las energías de enlace. O O-H H3C-C-CH3(g) + H-H (g) → H3C-C-CH3(g) H Acetona isopropanol Ejercicio No.47 Prediga la forma (geometría molecular) del tetracloruro de silicio: SiCl4. Ejercicio No.48 ¿Qué geometría molecular (forma) tienen los iones H3O+ y ClF2+? Ejercicio No.49 ¿Qué geometr a electrónica y molecular tiene el ión ICl4-? Ejercicio No.50 ¿Qué geometría molecular (forma) tiene el ión nitrato: NO3- y el XeOF4? Ejercicio No.51 Indique y justifique si el trifluoruro de nitrógeno (NF3), el diclorometano (CH2Cl2) y el tetrafluoruro de azufre (SF4) son polares o no polares. En caso de que sean polares, indique los lados negativo y positivo de la molécula. Ejercicio No 52 Describa los enlaces en el etano: C2H6, según la teoría del Enlace de valencia. Ejercicio No.53 Describa los enlaces en la molécula del metanol: CH3OH, según la teoría del enlace-valencia. Ejercicio No.54 Describa el enlace en el PF5 según la teoría del enlace-valencia. Ejercicio No.55 Identifique la hibridación del átomo central de los siguientes compuestos e iones: (a) SF3+ (b) SO42- (c) SF4 (d) I3- Ejercicio No.56 Describa el enlace en el ácido acético: CH3CO2H, un importante ingrediente del vinagre, según la teoría de enlace-valencia. Ejercicio No.57 ¿Cuánto calor se necesita para calentar 250 g de agua (aproximadamente 1 taza) desde 22oC (alrededor de la temperatura ambiente) hasta casi su punto de ebullición: 98oC? Rta = q = 7,9 x 104 J El calor específico del agua vale 4,18 J/gK (b) ¿cuál es la capacidad calorífica molar del agua? Rta = Cm = 75,2 J/mol.K Ejercicio No.58 Calcular el valor de ΔHor para la siguiente reacción química: 2 C(s) + H2(g) → C2H2(g) Dada las siguientes ecuaciones químicas y sus respectivos cambios de entalpía: C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O (l) ΔHor = -1299,6 kJ C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔHor = -393,5 kJ H2(g) + ½ O2(g) → H2O (l) ΔHor = -285,8 kJ Rta = ΔHor = 226,8kJ Ejercicio No59 El cambio de entalpía estándar para la reacción: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) vale 178,1 kJ. A partir de los valores de formación estándar de los productos, calcule la entalpía de formación del carbonato de calcio(s). ΔHof = -1207,1 kJ/mol Ejercicio No.60 De cada par, elija la muestra de materia que tiene la entropía más elevada y Explique su elección: (a) 1 mol de cloruro de sodio (s) ó 1 mol de cloruro de hidrogeno(g) a 25oC (b) 2 moles de cloruro de hidrogeno(g) ó 1 mol de cloruro de hidrogeno(g) a 25oC. (c) 1 mol de cloruro de hidrogeno(g) ó 1 mol de argón(g) a 298K. Ejercicio No.61 Calcule el ΔSo para la síntesis de amoníaco a partir de N2(g) y H2(g) a 298K: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) Rta = ΔSor = -198,3 J/K Ejercicio No.62 Calcule el cambio de energía libre estándar para la formación de NO(g) a partir de N2(g) y O2(g) a 298K N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) Dado que ΔHor = 180 kJ y ΔSor = 24,7 J/K Rta = ΔGor = + 173,3 kJ ¿La reacción es espontánea bajo estas condiciones? Ejercicio No63 Calcular el cambio de energía libre estándar para la siguiente reacción a 298K: P4(g) + 6 Cl2(g) → 4 PCl3(g) ¿Cuál es el valor de ΔGor para la reacción inversa. Rta = ΔGor = +1102,8 kJ Ejercicio No.64 ¿Cuál es la longitud de onda de un electrón que se mueve a una velocidad de 5,97x106m/s? Masa del electrón= 9,11x10-31Kg. Rta: λ = 0,122 nm Ejercicio No.65 Calcule la energía de un fotón de luz amarilla con una longitud de onda de 589 nm. Rta: E = 3,37 x 10-19 J/fotón E = 2,03 x 105 J/mol de fotones Ejercicio No.66 Pronostique cuál de las siguientes transiciones electrónicas produce una línea espectral con la longitud de onda más larga: n=2 a n=1, n=3 a n=2 ó n=4 a n=3. Calcule el valor de la longitud de onda del fotón generado en la transición de n=2 a n=1. Rta = λ = 121,6 nm Ejercicio No.67 (a) Empleando los números cuánticos, prediga el número de subcapas de la cuarta capa, es decir, para n=4. (b) Especifique la designación para cada una de estas subcapas empleando letras. (c) ¿Cuántos orbitales hay en cada una de estas subcapas? (d) ¿Cuál es la diferencia entre el término orbita (Modelo del átomo de Bohr) y orbital (Modelo mecano cuántico del átomo). Ejercicio No.68 Dibuje el diagrama de orbitales para la configuración electrónica del oxígeno, cuyo número átomico es 8. ¿Cuántos electrones desapareados posee un átomo de oxígeno? Ejercicio No.69 (a) Escriba la configuración electrónica spdf para el bismuto, elemento con Z=83. (b) Escribas la configuración electrónica con la notación de gas noble. Gas noble: Xe = [Kr] 4d105s25p6 (c) Escriba la simbología de Lewis para el elemento Bi (d) ¿Cuántos electrones desapareados posee cada átomo de bismuto? (e) ¿Qué significan los términos paramagnético y diamagnético? Ejercicio No.70 Ordene a los siguientes átomos en orden de primera energía de ionización creciente: 10Ne, 11Na, 15P,18Ar, 19K. Ejercicio No.71 Escriba la configuración electrónica spdf de los siguientes iones: (a) 20Ca2+ (b) 27Co3+ (c) 16S2- Ejercicio No.72 Suponga que se le pide un valor para la primera energía de ionización para el ión Cl-(g). ¿Cuál es la relación entre esta cantidad y la afinidad electrónica del Cl(g)? ΔHoAE Cl(g) = -349 kJ/mol Ejercicio No.73 Ordene a los siguientes átomos e iones en orden de tamaño decreciente: Mg2+ , Ca2+ y Ca. Ejercicio No.74 Ordene a los siguientes compuestos iónicos en orden de energía de red creciente: NaF, CsI, CaO Ejercicio No.75 Esquematice un Ciclo de Born –Haber para poder calcular el valor de la entalpía de formación del compuesto iónico CaF2(s). Indique en cada caso los signos de cada uno de los valores entálpicos involucrados en el proceso. Ejercicio No 76 Esquematice un ciclo de solubilidad para la disolución del carbonato de calcio en agua líquida a 25oC. ¿Si el ión carbonato tuviera un radio superior al ión sulfato, la energía de hidratación total para el carbonato de sodio sería superior a la del sulfato de sodio? Justifique su respuesta. 1er Parcial QUIMICA GENERAL E INORGANICA Carreras Bioquímica- Farmacia – Profesorado en Química APELLIDO Y NOMBRES............................................. ...................................................... LEGAJO:.......................................... CARRERA: .............................. COMISION:…………………............... FECHA: .......01/07/2010 APROBÓ PRUEBA DIAGNÓSTICA 2010 QUÍMICA (MARCAR CON UN CÍRCULO DONDE CORRESPONDA: Si No Nota: o COLOQUE EL NOMBRE EN CADA HOJA QUE UTILICE o ESCRIBA CON TINTA O BIROME (los exámenes en lápiz no serán corregidos) Balancear las ecuaciones químicas del ítem c, aplicando, cuando corresponda, el método del ión-electrón. Debe expresar las ecuaciones balanceadas, con los coeficientes mínimos enteros Nota: para aprobar esta parte y que el examen se continúe corrigiendo Ud. deberá escribir y balancear correctamente, 2 ecuaciones de las cuales al menos una debe ser hecha aplicando el método del ión electrón. Además deberá tener en el ítem (a) una fórmula bien escrita y en el ítem (b) un símbolo bien escrito. Ítem (a): Escribir las siguientes fórmulas dado el nombre del compuesto: Fosfato monoácido de calcio Nitrato de cobre (II) Sulfato de cromo (III) Item (b) Escribir los símbolos de los siguientes elementos: Teluro Molibdeno Polonio Ítem (c) Balancear las siguientes ecuaciones químicas: c.1 Carbonato de calcio(s) + ácido sulfúrico (ac) → sulfato de calcio (s) + dióxido de carbono (g) + agua (l). c.2 Dióxido de manganeso (s) + ácido clorhídrico (ac) → cloruro de manganeso (II) (ac) + cloro (g) + agua (l) c.3 Carbonato de magnesio (s) + calor → dióxido de carbono (g) + óxido de magnesio (s) c.4 Cromato de potasio (ac) + peróxido de hidrógeno (ac) + agua (l) → hidróxido de cromo (III) (s) + oxigeno (g) + hidróxido de potasio (ac) Ítem (d) Escribir la configuración electrónica en escritura spdf...del elemento M (Z = 56) Indicar período y grupo que ocupa en la Tabla Periódica y Bloque de elementos al que pertenece. Segunda Parte: Justificar en todos los casos solicitados en forma breve y concisa 1. Estructura atómica Modelo del átomo de Thomson al modelo del átomo de hidrógeno de Bohr. El color azul del cielo se debe a la dispersión de la luz solar por moléculas presentes en el aire. La luz azul tiene un valor de frecuencia de aproximadamente 7,50 x 1014 Hz. 1.a Calcular el valor de la longitud de onda expresada en nm, asociada a esta radiación. 1.b Calcular el valor de la energía, expresada en Joules, de un solo fotón asociado a esta frecuencia. 1.c Para el elemento 4019E indique: Número de protones Número de neutrones Número de electrones. 2. Estructura Atómica: Modelo mecano cuántico u ondulatorio. 2.a ¿Cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos no están permitidas? Justifique brevemente. 2.a.1 n= 3 l = 0 ml = -1 2.a.2 n= 3 l = 1 ml = -2 2.a.3 n=4 l = 4 ml = 0 3. Tabla Periódica. 3.1 Ordene y justifique brevemente, en forma creciente, los valores de los radios atómicos de los siguientes elementos: 16S, 19F, 8O 3.2 La energía que debe añadirse para eliminar un electrón de un átomo neutro gaseoso, con la finalidad de formar un catión se denomina energía de ionización ó potencial de ionización ¿Cuál esperaría que tuviera la energía de ionización más grande el 11Na (g) ó el 12Mg (g)? Justifique brevemente. 4. Termodinámica. 4.1 Suponer que una reacción tiene un valor de ∆Hor= -33,00 kJ y ∆Sor = -58,00 J/K ¿A qué temperatura cambiará de espontánea a no espontánea? Dato: para realizar el cálculo de la T considere el caso en que ∆Gor = 0 (en el equilibrio) y que valor de T debe adquirir el sistema para alcanzar el valor cero. 4.2 Calcular el valor de ∆Hof expresado en kJ/mol para el benceno: C6H6 a partir de los siguientes datos: 2 C6H6 (l) + 15 O2(g) → 12 CO2(g) + 6 H2O (l) ∆Hor = - 6534,00 kJ Emplee los datos termodinámicas de la Tabla de datos de Química General e Inorgánica, o bien de los libros de texto que Ud. disponga. 5. Enlace iónico – Disolución de compuestos iónicos. 5.1 ¿Cuál sustancia de cada uno de los siguientes pares tiene la energía de red más alta? Justifique brevemente 5.a KCl (s) ó RbCl (s) 5.b CaF2(s) ó BaF2(s) 5.c CaO (s) ó KI (s) 5.2 Escribir bajo la forma de un diagrama sin realizar cálculos, el Ciclo de Born-Haber para determinar el ∆Hof del MgO(s). Indique las etapas de carácter endotérmico y las de carácter exotérmico. 5.3. ¿Por qué las sustancias iónicas con energía de red más elevadas tienden a ser menos solubles en agua que las sustancias con valores menores de energía de red? Justifique brevemente. 6. Estado sólido La Ag(s) cristaliza en un arreglo de empaquetamiento compacto cúbico centrado en las caras con una longitud de arista de la celda unidad de 407 pm. ¿Cuál es el radio expresado en pm de un átomo de Ag? 7. Estequiometría –Soluciones 7.1 Se colocan 5,00 mL de una solución de ácido sulfúrico 0,150 M en un matraz aforado de 100,00 mL y se agrega agua hasta enrazar. (Vf = 100,00 mL). 7.1.a. ¿Cuál es el número de diluciones realizadas? 7.1.b. ¿Cuál es la concentración final del ácido sulfúrico (ac) expresada en g/L? 7.2. Se diluyen 5,00 mL de ácido nítrico concentrado (68% P/P, δ = 1,40 mg/L) hasta un volumen final de 100,00 mL (solución A). Se toman 15,00 mL de la solución A y se los hace reaccionar con 20,00 mL de hidróxido de calcio 0,205M para obtener nitrato de calcio (ac) y agua (l). (a) Calcular el número de moles de moléculas de agua formados en la reacción. (b) Si se obtuvieron 525,00 mg de nitrato de calcio. ¿Cuál fue el rendimiento de la reacción? (c) Calcular la molaridad del reactivo en exceso después de completada la reacción. (d) Calcular el número de diluciones realizados sobre la solución de ácido nítrico concentrado para obtener la solución A. € Calcular la cantidad de fórmulas unidad de hidróxido de calcio que reaccionaron. 1er Parcial RECUPERATORIO QUIMICA GENERAL E INORGANICA Carreras Bioquímica- Farmacia – Profesorado en Química APELLIDO Y NOMBRES............................................. ...................................................... LEGAJO:.......................................... CARRERA: .............................. COMISION:…………………............... FECHA: .......02/08/2010 APROBÓ PRUEBA DIAGNÓSTICA 2010 QUÍMICA Si No Nota: o COLOQUE EL NOMBRE EN CADA HOJA QUE UTILICE o ESCRIBA CON TINTA O BIROME (los exámenes en lápiz no serán corregidos) Balancear las ecuaciones químicas del ítem c, aplicando, cuando corresponda, el método del ión-electrón. Debe expresar las ecuaciones balanceadas, con los coeficientes mínimos enteros Nota: para aprobar esta parte y que el examen se continúe corrigiendo Ud. deberá escribir y balancear correctamente, 2 ecuaciones de las cuales al menos una debe ser hecha aplicando el método del ión electrón. Además deberá tener en el ítem (a) una fórmula bien escrita y en el ítem (b) un símbolo bien escrito. Ítem (a): Escribir las siguientes fórmulas dado el nombre del compuesto: Óxido de hierro (III) Dióxido de carbono Fluoruro de calcio Item (b) Escribir los símbolos de los siguientes elementos: Titanio Cobre Azufre Ítem (c) Balancear las siguientes ecuaciones químicas: c.1 Azufre (s) + ácido nítrico (ac) → ácido sulfúrico (ac) + dióxido de nitrógeno(g) + agua (l) c.2 ácido clorhídrico (ac) + carbonato de calcio → cloruro de calcio (ac) + agua (l) + dióxido de carbono (g). c.3 Óxido de fósforo (V) (forma dimérica) + agua (l) → ácido ortofosfórico (ac) c.4 Cromato de sodio (ac) + Sulfito de sodio (ac) + Agua (l) → hidroxido de cromo(III) (s) + Sulfato de sódio (ac) + hidróxido de sódio (ac). Ítem d. Escribir la configuración electrónica en escritura spdf… del 40Zr. Indicar período, grupo que ocupa en la Tabla Periódica y Bloque de elementos al que pertenece. Segunda Parte: Justificar en todos los casos 1. Estructura atómica Modelo del átomo de Thomson al modelo del átomo de hidrógeno de Bohr. 1.a ¿Cuál es la longitud de onda, expresada en nm, de la radiación que tiene un contenido de energía de 1,00 x 103 kJ/mol? 1.b ¿En qué región del espectro electromagnético se encuentre esta radiación? 1.c Para el elemento 266100 Mt indique: Número de protones Número de neutrones Número de electrones. .2. Estructura Atómica: Modelo mecano cuántico u ondulatorio. Dados los subniveles 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, identifique aquellos que satisfagan las siguientes descripciones 2.a Tiene un valor de l = 2 2.b Pueden llegar a tener un valor de ml = -1 2.c En un átomo de 7N están vacíos. 2.d En un átomo de 6C están llenos. 2.e En un átomo de 4Be contienen a los electrones más externos. 2.f Pueden contener solamente dos electrones, ambos con espin ms = ± ½ Justifique brevemente. 3. Tabla Periódica. 3.1 La energía que se libera cuando se agrega un electrón a un átomo neutro, con la finalidad de obtener un anión, se denomina “afinidad electrónica” del átomo. ¿Cuál esperará que tuviera una afinidad electrónica mayor, el átomo de 6C ó el de 9F? Justifique brevemente su respuesta. 3.2 La energía que debe añadirse para eliminar un electrón de un átomo neutro gaseoso, con la finalidad de formar un catión se denomina energía de ionización ó potencial de ionización ¿Cuál esperaría que tuviera la energía de ionización más grande el 3Li(g) ó el 56Ba(g) ?. Justifique brevemente. 4. Termodinámica. 4.1 Cuando se agregan 1,045 g de CaO (s) a 50,00 mL de agua a 25,0 oC, en un calorímetro, la temperatura del agua se incrementa a 32,3 oC. Suponiendo que el Ce de la disolución vale 4,18 J/goC; se trabaja a presión exterior constante y que el calorímetro absorbe una cantidad despreciable de calor, calcular ∆Hor para la reacción química: CaO(s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (ac) Datos: Recuerde que de acuerdo a la Ley de Conservación de la Energía: qsistema + qalrededores = 0 Sistema: la reacción química Alrededores: Agua (l) 4.2 ¿Por qué es posible que una reacción sea espontánea , si desde la dispersión de energía es de carácter endotérmico? Justifique brevemente. 5. Enlace iónico – Disolución de compuestos iónicos. 5.1 Dados los siguientes datos, elabore un Ciclo de Born-Haber para calcular el valor de la energía de red del compuesto: CrCl2I (s) Datos adicionales: ∆Hof = -420,00 kJ/mol ∆HoCr(g) = + 397,00 kJ/mol ∆HoI total = 5122,00 kJ/mol ∆HoAF I(g) = -295 kJ/mol El resto de los datos termodinámicos, obtenerlos a partir de sus Tablas de Datos. 5.2 Indique y justifique brevemente, tres propiedades físicas y /o químicas de los compuestos iónicos. 5.3. ¿Cuál miembro de cada par espera que esté más fuertemente hidratado? K+ r+ = 133 pm. ó Ba2+ r+ = 135 pm Na+ r+ = 95 pm ó Cl- r- = 181 pm Justifique cuantitativamente. 6. Estado sólido El Fe(s) cristaliza en una celda unidad cúbica centrada en el cuerpo con longitud de arista l = 287 pm. Calcule la densidad y el radio de un átomo de Fe (expresado en pm). 7. Estequiometría -Soluciones 7.1 Se mezclan 60,00 mL de una disolución de D-glucosa: C6H12O6 0,513 M con 120,00 mL de una solución 2,330 M de D-glucosa. ¿Cuál es la concentración de la disolución final en g/dm3 y en %P/V? Suponga volúmenes aditivos. 7.2 Si se agregan 30,00 mL de una disolución 0,150 M de cloruro de calcio (ac) a 15,00 mL de disolución 0,100 M de nitrato de plata (ac) ¿Cuál es la masa en gramos de cloruro de plata precipitado? Nitrato de plata (ac) + cloruro de calcio (ac) → cloruro de plata (s) + nitrato de calcio (ac) 7.3 (a) Cierto anestésico contiene 64,9% de carbono, 13,5% de hidrógeno y 21,6% de oxígeno en masa. ¿Cuál es la fórmula empírica del antésico? 7.3.b Si la masa molar del anestésico es igual a 75,00 g/mol, ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? .