QUÍMICA IV ÁREA II CICLO 2014-2015 GUÍA PARA EL EXAMEN FINAL Guía II° periodo de evaluación La guía de estudio para el examen final de Química IV área II, comprende los ejercicios realizados en cada una de las guías que por periodo de evaluación entregaron para tener derecho al examen correspondiente. A continuación se presentan las guías (I al VI periodo) a desarrollar por si te falta alguna de ellas. Agua y Disoluciones Contesta y resuelve lo que se te pide. I. Explica cada uno de los siguientes modelos, que representan la estructura del agua e indica que importancia tiene para la vida las propiedades físicas y químicas del agua. 1. Completa el siguiente mapa conceptual utilizando las siguientes palabras. Porcentuales, diluidas, normales, saturadas, molares, sobresaturadas. Escribe las características de cada una de las soluciones y las fórmulas para calcular las soluciones verdaderas Disoluciones Empíricas Valoradas _____________________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________ ______________________________________________________________ 2. ¿Qué tipo de material de laboratorio debes usar para preparar disoluciones valoradas y/o verdaderas? Realiza un esquema de la técnica experimental. 3. Completa las siguientes tablas Tabla 1: Factores que afectan la solubilidad. Escribe si estos factores hacen que aumente o disminuya la solubilidad de los diferentes tipos de solutos. Factor Temperatura Presión Área Superficial Soluto Liquido Soluto sólido Soluto gas Tabla 2 Propiedades coligativas: Escribe el efecto y el resultado de las diferentes propiedades coligativas que dependen de la cantidad de soluto disuelto. Propiedad Efecto Resultado Presión de vapor disminución Las soluciones se evaporan mas lentamente que los solventes puros Punto de ebullición Punto de fusión Presión osmótica 4. Relaciona el tipo de disolución con el modelo que la representa y el efecto que causa en las células. 5. Ejercicios de concentración de las disoluciones. Porcentaje referido a la masa 1.- Calcule el porcentaje referido a la masa de sulfato de cobre II si se disuelven 1.9 g de esta sal en suficiente cantidad de agua para hacer 500 g de disolución. 2.- Calcula el volumen de alcohol que son necesarios para preparar medio litro de una disolución acuosa al 3.5% en masa. La densidad de la disolución es de O.98 g/mL. 3.- Calcule el número de gramos de glucosa que deben disolverse en 467.5 g de agua para preparar una solución de fructosa al 17.5%. 4.- Calcule la cantidad de gramos de agua que debe añadirse a 0.5 g de formaldehído para preparar una solución acuosa de formaldehído al 2.5 % Concentración Molar 1.- Cuál es la concentración molar de una disolución que contiene 35 g de cloruro de calcio en 1500 mL? 2.-Calcule los gramos de sulfato de potasio que se necesitan para preparar 200mL de una disolución acuosa 2.5 M de dicha sal. Explique cómo se prepararía esta solución. 3.- Calcule los litros de una solución 3.0 M de hidróxido de litio que se necesitan para proporcionar 400g de hidróxido de litio. 4.- Calcule la molaridad de una solución concentrada de ácido fosfórico cuyo porcentaje en peso es de 75% y su densidad de 1.69 g/ml 5.-¿Cuál es la molaridad del ácido acético (CH3COOH) concentrado? , si su densidad es de 1.0492 y su concentración en peso es del 98%. Concentración Normal 1.- Calcule la normalidad de una solución acuosa de ácido sulfúrico que contiene 2.75g de ácido sulfúrico en 1.20 L de solución y que se utiliza en reacciones en las cuales se remplazan dos iones hidrógeno. 2.- Calcule el número de gramos de ácido sulfúrico que se necesitan para preparar 520 mL de una solución acuosa de ácido sulfúrico 0.100N que se utiliza en reacciones en las cuales se remplazan los dos iones hidrógeno. Diluciones 1.-Elabora un diagrama donde ejemplifiques la técnica para la serie de diluciones siguiente efectuada a una solución estándar de HCl 12 M. Calcula la concentración de cada una de las diluciones obtenidas. a) 1:2, 1:2, 1:3, 1:10 b) 4 diluciones con factor 10 2.- Calcule el volumen en mililitros de ácido yodhídrico concentrado 1.2 M que se debe añadir al agua para preparar 1.0 L de disolución al 0.5M de dicho ácido. ACIDOS Y BASES I. Seleccione la opción correcta y anótela en los paréntesis en blanco. 1) Sustancia capaz de donar protones 2) Sustancia capaz de recibir un par electrónico 3) Sustancia que en solución acuosa forma iones OH4) Sustancia que en solución acuosa forma iones H3O+ 5) Sustancia capaz de recibir protones 6) Sustancia capaz de ceder un par electrónico ( ) Acido de Lewis ( ) Base de Brönsted-Lowry ( ) Base de Arrhenius ( ) Base de Lewis ( ) Acido de Brönsted-Lowry II. Relacione las siguientes columnas: ( ) OH1. Base de BrönstedLowry ( ) H+ 2. Acido de Lewis ( ) NH4+ 3. Acido de BrönstedLowry ( ) HNO3 4. Base de Arrhenius ( ) LiOH 5. Base de Lewis ( ) Fe+++ 6. Acido de Arrhenius ( ) H2O ( ) AlCl3 ( ) HCl ( ) NH3 ( ) Cl- III. En los espacios correspondientes, escriba la respuesta correcta a las siguientes cuestiones: 1) Si una solución tiene una concentración de iones OH-=3.2x10-4 mol/l su concentración de iones H3O+ será igual a: ____________________ 2) Si el pH de una solución es 5, su H3O+ es igual a ___________ y su OH es igual a ____________. 3) La concentración de iones H3O+ de una solución es de 1x10-6 M. Determine su pH ___________ y su pOH ___________ 4) Si una sustancia tiene un pH=3, su pOH será igual a __________ 5) Si una solución tiene un pH menor de 7, es ______________ 6) Si una solución tiene un pH mayor de 7, es ______________ IV. Resuelva los siguientes problemas: 1) Calcule el pH de una solución cuya concentración de iones hidronio H3O+ es igual a 0.0000583 mol/l 2) Calcule el pH de una solución cuya concentración de iones hidronio H3O+ es igual a 6.3x10-2 moles/l 3) La concentración de iones oxidrilo en una solución es de 10-2 moles/L. Calcule la concentración molar de iones H+, el pH y el pOH de la solución. 4) Calcule el pH de una solución que contiene 3.42g de ácido sulfúrico por litro de solución V. Indica el par ácido base conjugado en la disociación del ácido fosforoso en agua así como la sustancia anfótera. I. Ejemplos de electrolitos fuertes, débiles y no electrolitos. II. Explica brevemente el sistema amortiguador de la sangre (carbonatos y fosfatos) . Justifica tu respuesta con ecuaciones químicas: III. Cuales sustancias son empleadas para aliviar la acides estomacal. IV. Identifica los pares reacciones químicas: a) NH4+1 + H2O ácido-base en las siguientes NH3 + H+1 b) Na2CO3 + H2O c) H2SO3 + H2O V. conjugados NaOH + CO2 HSO3-1 + H3O+1 Si una solución de hidróxido de aluminio IM con fenolftaleina, se le adiciona una solución de un ácido clorhídrico ; ¿Qué le sucede al valor de pH, pOH, H+ y -OH conforme se le agrega el ácido?; El indicador cómo se comporta. Con indicador tornasol y el indicador universal sería los mismos cambios?. X. Completa el siguiente cuadro colocando el ejemplo de la sustancia que concuerde con las teorías ácido- base. Justifica tu respuesta. H3PO4, NH4+, BF3, Fe(OH)2, H2O, NH2- ,SnCl4, HC= CH TEORÍA Arrhenius Brönsted_Lowry Lewis ÁCIDO ________________ ________________ ________________ BASE _______________ _______ ______________________ ______________________ Escribe y completa las siguientes reacciones: Hidróxido de aluminio + ác. Forfórico= Bicarbonato de sodio + ác. Crómico= Ac. Permangánico + óxido de cálcio= trióxido de asufre + agua= carbonato de potasio + ác. Sulfihídrico= Elabora una tabla donde indiques el intervalo de pH, donde los siguientes indicadores cambian de color. Tornasol Fenolftaleína Azul de bromotimol Rojo de fenol Naranja de metilo VI. Fórmula Completa las siguientes tablas: Nombre Ác. cianhídrico Hidróxido de sodio Ác,. sulfhídrico Hidróxido de amonio Ác. nítrico Hidróxido de calcio Ác, carbónico urea Ác. mangánico Ác. flórico Hidróxido de potasio Ác. fosfórico Ác. crómico Ác. nitroso Hidróxido de litio Ác. Hipoyodoso Ác. Per-brómico Ác. sulfuroso Ác. permangánico amoniaco Ác. fosforoso Ác. hipomanganoso Ác. dicrómico Fuerza del ác.y/o base Ác. Poliprótico y/o monotrótico Ecuación de disociación parcial y total Ác. crómico Ác. fórmico Ác. acético Fórmula LiHSO3 KHSO4 KMnO4 Na2CO3 NH4NO2 KCN BaCl3 NaPO4 BeO MgO Cl2O7 NO3 Nombre Tipo de compuesto Indicar si es una sustancia ácida, básica y/o neutra. VI. Define titulación: _______________________________________________________________ _______________________________________________________________ VII. Una solución de H2SO3 utilizó 10ml de dicho ácido para neutralizar 25 ml de una solución 0.05 N de KOH. ¿Cuál es la normalidad de dicho ácido? E indica en un dibujo como seria el material y sustancias. VIII. Calcular el pH de una solución 0.1 M de amoníaco en agua. La constante de ionización de amoníaco es 1.8(10-5) si la reacción de ionización es: NH3 + H2O _______ NH41+ + OH1- IX. El pH de una disolución 0.01 M de un ácido ( HA) es 3.8. Calcúlese a) Ka b) pK de ácido VII. ¿Qué volumen de H2SO4, ácido fosfórico y ácido clorhídrico (de cada uno, en forma independiente) se requerirá para neutralizar 50 ml de NaOH, si la concentración de este último es de 0.6 M y la del ácido de 1.5 M? VIII. Calcular el pH de una solución 0.1 M de amoníaco en agua. La constante de ionización de amoníaco es 1.8x10-5 si la reacción de ionización es: NH3 + H2O _______ NH41+ + OH1- IX El pH de una disolución 0.01 M de un ácido, HA es 3.8. Calcúlese i. Ka pK de ácido EQUILIBRIO QUÍMICO Y LE CHATELIER I. En el paréntesis de la izquierda escriba la letra de la opción que considere correcta ( ) Un sistema está en equilibrio químico cuando: a) b) c) d) e) obtenemos la misma masa de productos y reactivos el sistema se desplaza automáticamente la reacción es irreversible las velocidades de reacción en ambos sentidos son iguales utilizamos catalizadores ( ) Los factores que afectan el equilibrio químico son: a) presión, calor, volumen b) energía libre de Gibss, temperatura c) presión, volumen, temperatura d) presión, calor, catalizador e) presión, concentración, temperatura ( ) A cuál de las siguientes reacciones corresponde la expresión del equilibrio químico siguiente: NH32 N2 H23 a) b) c) d) e) ( ) 2 NH3 N 2 + 3 H2 1 /2 N2 + 3/2 H2 NH3 N2 + H2 K= N2 + 3 H2 2 NH3 NH3 1 /2 N2 + 3/2H2 NH3 ¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción: N2O4(g) 2 NO2(g) Si en el equilibrio la concentración de N2O4 es de 4X10-2 mol /l y la concentración de NO2 es 2X10-2 mol/l? ( ) Para el sistema en equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) + calor, un aumento en la temperatura a presión constante: a) aumenta la concentración de SO3 b) disminuye la velocidad de la reacción directa c) aumenta la concentración de SO2 d) disminuye la velocidad de la reacción inversa e) detiene la reacción b) Escriba la expresión de la constante de equilibrio químico para cada una de las siguientes reacciones: a) mA + nB eX + zD b) CaCO3 CaO + CO2 c) Zn + CO2 ZnO + CO d) N2 + 3 H2 2 NH3 e) 2 SO2 + O2 2 SO3 f) 2 NO2 N2 O 4 c) Resuelva los siguientes problemas: 1) Calcule la constante de equilibrio para la reacción: CO2(g) + H2 CO(g) + H2O(g) A una temperatura de 200ºC, las concentraciones en el equilibrio son: CO2=1.17 moles/l  H2=1.17 moles/l CO=1.33x10-3 moles/l H2O=1.33x10-3 moles/l 2) Calcule la constante de equilibrio químico para la reacción: H2(g) + I2(g) 2 HI(g) Si a una temperatura de 400ºC, las concentraciones en el equilibrio son: H2=8.62x10-4 moles/l I2=2.63x10-3 moles/l HI=1.02 x10-2 moles/l 3) A 55ºC, la constante de equilibrio para la reacción: 2 NO2(g) N2O4(g) es de 1.15 ¿Cuál es la concentración de N2O4 presente en el equilibrio con 0.5 mol/l de NO2? 4) La constante de equilibrio para la reacción: N2(g) + O2(g) 2 NO(g) -4 Es de 1x10 a 3000ºC. Calcule las concentraciones en el equilibrio, cuando en un reactor de 3 litros se coloca una mezcla de 1.2 moles de N2 e igual cantidad de O2 y se deja alcanza su equilibrio a 3000ºC. d) Aplicando el principio de Le Chatelier, indique hacia qué sentido se desplaza la reacción, al efectuar los siguientes cambios sobre el equilibrio químico de las reacciones siguientes: a) aumento en la temperatura b) disminución de la temperatura c) aumento de la presión d) disminución de la presión e) aumento de la concentración de la sustancia subrayada Nota: si la reacción se desplaza hacia la derecha, indica que se favorece el sentido →. Si la reacción se desplaza hacia la izquierda, indica que se favorece el sentido ← . 1) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 2) 3O2(g) + 64.8 kcal 2O3(g) + calor a) _____________________ a) ___________________________ b) _____________________ b) ___________________________ c) _____________________ c) ___________________________ d) _____________________ d) ___________________________ e) _____________________ e) ___________________________ 3) 3C2H2(g) C6H6(g) + calor a) ___________________________ b) ___________________________ c) ___________________________ d) ___________________________ e) ___________________________ 4) 2SO2(g) +O2(g) 2 SO3(g) a) ______________________ b) ______________________ c) _____________________ d) ______________________ e) _____________________ CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA I. Realiza la configuración electrónica y gráfica de (Kernerl) para los siguientes elementos indicando El periodo, grupo y electrones de valencia y sus principales estados de oxidación Cs, Mg+2, Cr, Ag, In, C-4, Si, P, O-2, I+3 II . Escribe dentro del paréntesis el nombre del científico y/o concepto que define. ( ) En un átomo, cuando los electrones se introducen dentro de los orbitales atómicos, ellos ocuparán el orbital con menor energía al de mayor energía. ( ) Postuló la cuantización de la energía ( ) En un átomo no pueden existir dos electrones con sus cuatro números cuánticos iguales ( ) n,l,m,s ( ) Es una función matemática que describe el estado de un electrón en un átomo ( ) Propiedades de los elementos que están en función de la variación de la estructura electrónica de los átomos. ( ) El acomodo de electrones en orbitales degenerados será de tal forma que su multiplicidad sea máxima. ( ) Es imposible conocer en forma exacta y simultánea la posición y el momento del electrón ( ) Propiedad que tiene un átomo de atraer electrones hacia él en un enlace químico; y aumenta hacia la derecha en un periodo y hacia arriba en un grupo de la tabla periódica. ( ) Comportamiento de dualidad onda-partícula 1.- Para la configuración electrónica del 16 X8 el nivel de valencia es: 2.- La forma de los orbitales atómicos queda determinada por: 3.- Identifica al elemento químico e indica el periodo, electrones de valencia y el grupo al que pertenece cada uno de acuerdo a su configuración electrónica. a) b) c) d) e) f) g) 1s22s2 [ 54Xe ]6s24f2 1s2s22p63s23p6 1s22s22p63s23p5 [ Ar ] 4s2 3d9 [ Rn ]7s2 5f14 6d5 [ Kr ] 5s2 4d10 5p4 4.- Desarrolla la configuración electrónica (gráfica y simbólica) de los siguientes elementos: a. 37Rb b. 24Cr+6 c. 15P d. 10Ne e. 90Th f. 17Cl-1 5.- Indica para cada elemento del ejercicio anterior; periodo, grupo, electrones de valencia, bloque en la tabla periódica, tipo de elemento, principales estados de oxidación. 6. ¿Cuál de los siguientes elementos trabaja normalmente con un número de oxidación de ( – 1)? a) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 b) 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 c) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 d) 1s2, 2s2 e) 1s2, 2s2, 2p1 7. El orden correcto de llenado de las sub -capas electrónicas siguientes 3d, 4s, 5p, 3s, 4f, 3p, 5s, es: _________________________ 8. Los electrones de valencia en el átomo de azufre con configuración electrónica de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 son:_______ 9. ¿Cuál es el número total de orbitales asociados al número cuántico principal n=5?_____ 10. Grupo de la tabla periódica donde se encuentran los elementos con configuración electrónica para su electrón diferencial ns2 np1 11.- Hablando con respecto al nivel 4 de de energía: a) Tiene ________tipos orbitales b) Tiene _______ orbitales totales c) El número total de electrones en este nivel son_________ n 12.-Los gases nobles tienen una configuración externa totalmente ocupada, tal como a) ns1np6 b) ns2 c) ns2np5 d) ns2np6 Química Orgánica 1) Escribe la fórmula semidesarrollada y taquigráfica para el siguiente compuesto: a) 5-ter-butil-3-etil-2-isopropil-4,6-dimetil-2-nonano b)5-sec-butil-6-butil-1,3-ciclohexadieno 1ª) Escribe las características del hidrocarburo del ejercicio anterior a) b) c) d) e) f) g) h) tipo de cadena hibridación No. De enlaces sigma y pi forma espacial tipo de hidrocarburo ángulo de enlace fórmula molecular grado de saturación 2) Escribe un compuesto cíclico (de 8 átomos de carbono y un doble enlace en el ciclo) con tres sustituyentes (isopropil, sec-butilo y terhexil). Fórmula semidesarrollada y taquigráfica. 2ª) Escribe las características del hidrocarburo. 3) Indica en la fórmula del compuesto del ejercicio uno y dos, donde se encuentra un carbono 1º,2º,3º y 4º. 4) Los siguientes nombres corresponden a un mismo compuesto, ¿cuál es el nombre correcto?. a) b) c) d) 6 metil-2,4,6 trietil 2 hepteno 2,6 dimetil- 2,4 dietil 5 octeno 6,6 dimetil – 2,4 dietil 2 octeno 5-etil,3,7,7 trimetil – 3- noneno 5) Menciona cuales son las principales fracciones del petróleo, indicando sus propiedades físicas y sus aplicaciones. 6) En qué se fundamente la calidad del petróleo 7) Explica brevemente los procesos de refinamiento del petróleo. Isomerización Alquilación Reformación catalítica Cracking 8) Indica el nombre de los características (pregunta 1ª) siguientes hidrocarburos, así como CH3 CH2-CH3 CH3 I I CH3-CH2 – C -- CH-CH=CH-CH3 I C-CH3 II CH3 sus Grupos Funcionales 1) Escribe la fórmula de los siguientes compuestos, enmarca el grupo funcional y subraya las características de prefijo y/o terminación empleados para nombrarlos. 2-bromo-3-ter-butil-4-oxo-hexanal éter isobutil, neopentílico alcohol sec-hexílico propanoato de ter-butilo 3-sec-butil-4-formil-2-hidroxi-hexanamida nonanona ác.o-metil benzóico Fenil, ciclo pentil amina bromuro de propanoilo 1,1,2,2 tetrafloruro de propilo 2) Clasifica los siguientes compuestos en electrofílicos y nucleofílicos CN NO2 + ICH3COON(CH3)3)+ H3O+ 3) Realiza la ruptura hemolítica y heterolítica de los siguientes ejemplos, indicando el nombre de la partícula obtenida. CH3-CH2-CH2:Cl 4) Darle el nombre a las siguientes fórmulas químicas, de acuerdo a las reglas de nomenclatura de la IUPAC. a) b) c) d) e) f) Reacciones Químicas Orgánicas 5. Completa y clasifica las siguientes reacciones en orden general y específico de acuerdo al proceso químico realizado. Reacción Clasificación General Ejemplo Doble sustitución Neutralización H2SO4+NaOH CH3-CH(CH3)CH3+ Br2 Na2SO4 + H2O hv Clasificación específica (CH3)2C=CH2 + HBr CH3-CH2-CH2-Cl peróxido H+ CH3-CH2-CH2-COOH + CH3-OH + HCl H+ CH3-CH(OH )CH2 CH3+ KMnO4 6. Completa las siguientes reacciones e indica el tipo de reacción química efectuada: a) cloración del tolueno: b) combustión del butano c) hidratación del 2-metil-1-penteno d) ozonólisis con DMSO del 2-metil-1-propeno: e) deshidratación del ciclo pentanol en H+/140ºC: f) Identificación del propanal con reactivo de Tollens: g) Prueba de Bayer para 2-metilpropeno: h) Obtención de 2-cloro-2-isopropil-hexano: i) Dibuja el isómero y/o identifica los pares de compuestos isoméricos, indicando el nombre de cada compuesto y a qué tipo de isómeros pertenecen. Ejemplo: Isómeros Primer compuesto CH3-CH2-CH2-CH3 Segundo compuesto CH3-CH-CH3 CH3 Comparación CH3-CH-CH2-CH3 OH Butanol HO-C-CH2-CH2-CH3 óptico CH3-CH2-CH2-C-O-CH3 O O CH3-CH2-NH2 CH3-NH-CH3 CH3-O-CH3 Etanol CH3-CH2-C-O-CH3 Iso. función CH3-CH2-C-CH3 O O Is.óptico D-glucosa L-glucosa Is. geométrico TERMOQUÍMICA I. Diseña un sistema termodinámico (diferente al que se vio en clase) indicando lo que a continuación se te pide: a) b) c) d) e) Tipo de sistema:______________ Límites o fronteras del sistema: Estado inicial del sistema Cambio de sistema Proceso II. El orden en las transformaciones de energía a) Al encender una lámpara de pilas es: b) Explica brevemente si es importante “generar” energía y controlar el “consumo” de energía III. Marca con un círculo la respuesta correcta, de las siguientes preguntas. 1. Un sistema cerrado es aquel que con sus alrededores no puede intercambiar: a) energía b) Trabajo c)masa d) calor e) entropía 2. Un proceso donde no se aplica ni se libera calor del sistema se dice que es: a) Isocórico b) Estable d) Isotérmico e) Isobárico c) Adiabático 3. En una gráfica de presión contra volumen se muestra la expansión reversible de un gas desde el estado inicial hasta el estado final. El área bajo la curva PV corresponde a: a) Trabajo b) Calor d) Temperatura e) Entalpía c)Entropía 4. Aquellas propiedades termodinámicas que solo dependen del estado inicial y del final y que son independientes de la trayectoria seguida entre sus estados son: a) De trayectoria b) De estado c) Inexactas d) De trabajo e) De calor 5. La medida del desorden de las moléculas de un sistema recibe el nombre de. a) Energía b) Entalpía d) Entropía e) Presión 6. En el proceso de congelación del agua: a) la masa cambia b) el volumen se mantiene constante d) se efectúa un proceso adiabático e) la energía libre es igual a la entalpía. 7. Si para cierta reacción química se obtiene un valor del significa que: a) Las condiciones de b) Se requiere de gran reacción no son cantidad de energía para que óptimas para que se ocurra efectúe d) La reacción química e) la reacción química se está en un estado de efectúa pero con suministro equilibrio de trabajo c) Trabajo c)la entropía disminuye Δ S negativo, esto c) Las condiciones de reacción son óptimas y ocurre espontáneamente 8. Para la reacción de descomposición térmica del carbonato de calcio se puede afirmar que: CaCO3 (s) CaO(s) + CO2 (g) a) ΔH y ΔS son positivas b) ΔH es positiva y Δ G es positiva d) ΔG siempre es negativa e) c) ΔH es positiva y ΔG es positiva ΔG siempre es positiva 9. Calcula el Δ H para la reacción 2CO(g) + O2(g) 2CO2(g) si se sabe que: ΔH(f) CO(g) = - 110.5 KJ/mol ΔH(f)CO2(g) = - 393.7 KJ/mol 10.Utilizando la ley de Hess calcula el calor de hidrogenación del etileno para obtener etano si se sabe que: Pt CH2=CH2(g) + H2(g) CH2=CH2(g) + H2(g) + 7/2 O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l) CH3-CH3(g) Δ H=_______ 2CO2(g) + 3H2O(l) CH3-CH3(g) + 7/2 O2(g) Δ H= -1696.61 KJ Δ H=1559.8 K 11.En una reacción espontánea a cualquier temperatura. a) Δ G es cero d) Δ G siempre es igual a Δ H b) Δ G es negativa c) Δ G es positiva 12. Para la reacción O2(g) + 2Cu(s) incisos es correcto? 2CuO(s) ¿cuál de los siguientes a) la reacción no es espontánea b) la entropía aumenta d) la entropía se mantiene constante e) la entropía disminuye c) la reacción es espontánea 13.- La variable que no es función de estado, ni propiedad de un sistema es: a) la presión b) la energía d) el calor e) la temperatura c) presión y trabajo 14.- Un sistema es enfriado y obligado a comprimirse, los valores para Q y W son: a) Q(+), W(-) b) Q(-), W(+) d) Q(+), W(+) e) Q(-), W(-) c) Q(0), W(-) IV. Problemas de Termoquímica. 1- De acuerdo a las siguientes datos de las ecuaciones termodinámicas: a) CaO(s) + Cl2(g) CaClO2(s) ΔHºa= -110.9kJ b) H2O (l) + CaClO2(s) + 2 NaBr(s) 2NaCl + Ca(OH)2(s) + Br2(l) ΔHºb = -60.2 kJ c) CaO(s) + H2O (l) Ca(OH)2(s) ΔHºc= -65.1 kJ Calcula el valor de ΔHºreacc. d) ½ Cl2(g) + Na Br(s) reacción________ para la siguiente reacción NaCl (s) + ½ Br2(l) ΔHºd = _______ tipo de 2.- Calcula el cambio en la energía libre de Gibbs para la siguiente reacción: 2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) Δ Gº NH3(g) Δ Gº N2(g) Δ Gº H2(g) = -16.64 J/mol = 0 kJ/mol = 0 kJ/mol ΔGº = __________ tipo de reacción________ 3.- De acuerdo a las siguientes datos: NH3(g) ΔHº1= - 46.19 kJ/mol H2O(g) ΔHº2= - 241.83kJ kJ/mol Calcula el valor de ΔHº para la reacción 4NH3(g) + 3O2(g) 2N2(g) + 6H2O(g) ΔHºr = __________ tipo de reacción________ 3.- Calcula el valor de Δ Sºreacción.; Δ Sºalrededores.; Δ Sºuniverso y rango de temperatura donde el proceso es espontáneo y no espontáneo de acuerdo a los siguientes datos; del ejercicio anterior. Δ Sº NH3(g) = 192.51 J/Kmol Δ Sº O2(g) = 205.03 J/Kmol Δ Sº N2(g) = 191.49 J/Kmol Δ Sº H2O(g) = 188.72 J/Kmol 4.- Interpreta el tipo de reacción efectuada de acuerdo al signo algebraico de cada una de las funciones termodinámicas calculadas en cada problema. 5.- Calcula la variación de entalpía de las siguientes ecuaciones químicas, a partir de las entalpías de enlace (tabla en anexo): CH2=CH2 + H2 CH3-CH3 N2H4(l) + O2(g) Entalpía promedio kJ/mol), en fase gaseosa para distintos tipos de enlaces. C= C= N- N2(g) + N= N= 2H2O(g) H- C- H 436 413 C 413 348 615 812 292 615 891 N 391 292 615 891 161 418 945 O 463 351 728 S 339 259 477 F 563 441 270 185 Cl 432 328 200 203 Br 366 276 I 299 240 391 Tomado de guías de estudio ENP UNAM 0- de enlace (en medidas O= 463 351 728 139 498