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Guía de Problemas

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CLASE DE PROBLEMAS N°1: Conceptos Introductorios 1) Teniendo en cuenta los cambios que sufre el sistema en cada caso, indique si tales hechos implican fenómenos físicos o químicos. a- Un clavo de hierro es atraído por un imán. d- Un trozo de manzana cortado que se vuelve marrón. b- La dilatación de un metal e- El contacto con una mesada de mármol que produce sensación de frío. c- Una estatua de bronce que adquiere un f- Conversión del vino en vinagre recubrimiento verde con el tiempo. g- Si dejamos un pedazo de hierro expuesto al aire se recubre de una capa rojiza 2) Indique si cada una de las siguientes muestras de materia es una sustancia pura o una mezcla, y en el caso de ser una mezcla, si es homogénea o heterogénea. a- Un soplo de aire fresco. c- Un trozo de hielo. b- Un picaporte de acero. d- Un vaso de soda 3) Indique en las siguientes especies si se trata de un elemento o de un compuesto: a- Caliza (CaCO3) d- Almidón b- Plomo e- Diamante c- Herrumbre (óxido férrico) f- Vapor de agua 4) De las siguientes mezclas, indique cuáles son soluciones. Enuncie en cada caso una técnica para poder separar los componentes: a– Azúcar y arena. c- Un barril de petróleo. b- Agua de mar. d- Limaduras de hierro y virutas de madera. 5) Teniendo en cuenta los datos de la siguiente tabla, ¿qué estado natural de agregación puede asignarse a las siguientes sustancias? Clasifique las propiedades en físicas o químicas y extensivas o intensivas. Etilenglicol Cobre Fórmula C2H6O2 Cu Punto de fusión (°C) -13,15 1083 Punto de ebullición (°C) 196,85 2595 3 Densidad (g/cm ) 1,116 8,96 Masa molar (g/mol) 62,068 63,53 Reactividad Combustible Reacciona con ácido nítrico Cantidad 200 g 200 g Color Incoloro Marrón rojizo Otras propiedades Inodoro Maleable -10

6) Si se colocara un mol de átomos de hidrógeno “en fila india”, (el radio de uno de estos átomos es, rH= 0,53 x 10 9 m). ¿Qué distancia alcanzarían? Compararla con la distancia de la Tierra al Sol, D= 149 x 10 m. 7) a- La masa atómica del aluminio es 26,98. Calcule: 19 i. La masa de 7,5 . 10 átomos de aluminio. ii. El número de átomos que hay en dos gramos de aluminio. 23 b- Una muestra de oxígeno contiene 3,87 . 10 átomos de oxígeno i. ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno representan? ii. ¿Cuál será la masa de este conjunto de átomos? iii. Sabiendo que la molécula de oxígeno es biatómica, calcule el número de moléculas. 8) Se dispone de una muestra de 1,5 g de sulfato de cobre (II), utilizado como fungicida. a- ¿Cuántos moles de CuSO4 hay en dicha masa? b- ¿Cuántos átomos de oxígeno tiene la muestra? 9) Un recipiente cerrado contiene 14,2 g de cloro gaseoso. a- ¿Cuántas moléculas de cloro están presentes? b- ¿Cuántos moles de cloro atómico representan? 2

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10) En los aceros dúplex, aparte de las fases ferrita y austenita, después de los tratamientos térmicos, una gran variedad de fases secundarias no deseadas suelen formarse en el rango de temperaturas de 300-1000 °C. Algunos ejemplos son: a- fase Fe36Cr12Mo10 b- fase Fe7Mo13N4 Calcula el porcentaje en masa de cada componente para cada tipo de fase. 11) Llene los espacios vacíos del siguiente cuadro (no utilice tabla periódica). Especie 17 8O

Z

p

+

e

-

n

o

A

25

55 24

2+

Ba

28

56 40

137 51 17

18

35

12) El uranio que se encuentra en la naturaleza está formado por 0,7% de U-235 y 99,3% de U-238. En los reactores nucleares se utiliza como combustible el uranio enriquecido, que contiene hasta un 5% de U-235. a- ¿Qué diferencias y similitudes existen entre el U-235 y U-238? Escriba la simbología completa para ambos. b- Calcule la masa atómica del uranio presente en la naturaleza y el enriquecido. 13) Escriba la fórmula correcta de cada uno de los siguientes compuestos: a - óxido de azufre (IV) d- ácido brómico g- periodato de bario b- ácido clorhídrico e- hipoclorito de sodio h- óxido de potasio c- fluoruro de estaño (II) f- hidróxido ferroso i- ácido hipobromoso 14) Completa la tabla escribiendo en cada cuadro la fórmula correcta. Nombra cada compuesto. Aniones -

NO3

2-

O

3-

PO4

2-

Cr2O7

Cationes

+

K

2+

Mg

3+

Al

15) Clasifique y nombre los siguientes compuestos: a- K2Cr2O7 d- H2S b- AlF3 e- KMnO4 c- FeO f- HBrO3

g- Ca (NO2)2 h- Ba (OH)2 i- NH4HCO3

16) Balancee las siguientes ecuaciones químicas, clasifique cada reacción como alguno de los siguientes tipos: combustión, precipitación, descomposición, formación, neutralización o redox. Nombre todos los compuestos involucrados: aCH4 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l) → bAgNO3 (ac) + NaCl (ac) AgCl (s) + NaNO3 (ac) → cCaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) → dH2SO4 (ac) + NaOH (ac) Na2SO4 (ac) + H2O (l) → eMg (s) + O2 (g) MgO (s) → 17) Determine qué conjuntos de sustancias originarán reacciones de precipitación, en ese caso escriba la ecuación iónica neta e identifique el producto que se obtiene como precipitado. a- Pb(NO3)2 (ac) mezclado con KI (ac). b- NaCl (ac) mezclado con Ca(OH)2 (ac). c- AgNO3 (ac) mezclado con Na2CrO4 (ac). 3

2017 18) Identifique el número de oxidación de cada elemento en reactivos y productos. Si se trata de una reacción redox, escriba las hemirreacciones correspondientes: a) Mg(s) +2 HCl(ac) MgCl2 (ac) + H2(g) → b) KCl(g) + Na(OH)(ac) NaCl(ac) + K(OH) (ac) → 19) El carbonato de cobre (II) se ha empleado como pigmento en pintura de paredes, de acuarela y témperas (azul Bremer) durante los siglos XVII al XIX. Posee las siguientes características: •Es un sólido verde agua •Densidad: 3,9kg/m3 •Masa molar: 123,56 g/mol. •Punto de fusión: 473K (200 °C) •Es insoluble en agua, en alcoholes y en disolventes orgánicos. •Se descompone en presencia de ácidos diluidos. •Se puede obtener a partir de soluciones acuosas de sulfato de cobre (II) y carbonato de sodio. a- Clasificar las características del carbonato de cobre (II) según sean propiedades intensivas o extensivas, físicas o químicas. b- Escribir la ecuación correspondiente a la obtención del carbonato de cobre (II) a partir de los reactivos en solución acuosa. c- Clasificar según el tipo de reacción. d- Suponiendo que esta reacción se lleva a cabo en estado sólido, calcular cuántos gramos de carbonato de cobre (II) se obtienen a partir de 25 g de sulfato de cobre (II) y cantidad suficiente de carbonato de sodio. 20) Todos los antiácidos tienen uno o más componentes capaces de reaccionar con un exceso de ácido clorhídrico del estómago. Una marca muy conocida tiene como componente activo al carbonato de calcio. a- Escriba la ecuación química balanceada correspondiente a este proceso. Nombre los productos. b- Indica qué tipo de reacción se lleva a cabo. c- Si un sobre de antiácido contiene 15 g de carbonato de calcio, al llegar al estómago ¿cuántas moléculas de dióxido de carbono se liberarían?. 21) Cuando una muestra de cloruro de calcio se somete a un proceso de descomposición, se obtienen 21,6 g de calcio y 38,3 g de cloro gaseoso ¿qué masa de cloruro de calcio se descompuso? 22) La hidracina (N2H4) y el peróxido de hidrógeno (H2O2) se han utilizado en la propulsión de cohetes. Reaccionan de acuerdo con la siguiente ecuación:

N 2 H 4 (ac ) + 7 H 2 O2 (l ) → 2 HNO3 (ac ) + 8H 2 O(l ) a- ¿Cuántos moles de HNO3 se forman a partir de 0,33 moles de hidracina? b- ¿Cuántos moles de peróxido de hidrógeno se requieren para producir 2,75 moles de agua? c- ¿Cuántos moles de agua se producen si también se producen 8,72 moles de HNO3? d- ¿Cuántos gramos de peróxido de hidrógeno se necesitan para reaccionar completamente con 120 g de hidracina? 23) Al calentar sulfuro de cinc en presencia de oxígeno se obtiene óxido de cinc y dióxido de azufre de acuerdo a la siguiente ecuación: ZnS(s) + O2 (g)→ ZnO(s) + SO2(g) a- Clasifique la reacción. b- Si al hacer reaccionar 400 g de ZnS se obtienen 200 g de ZnO, ¿cuál es el rendimiento de la reacción? 24) La soda cáustica: NaOH, se prepara comercialmente mediante la reacción del carbonato de sodio con cal apagada, Ca(OH)2. Determine la masa de soda cáustica que se puede obtener al hacer reaccionar 50,0 kg de carbonato de sodio de 95,8 % de pureza. Na2CO3 (s) + Ca(OH)2 (ac) → NaOH (ac) + CaCO3(s)

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CLASE DE PROBLEMAS N°2: Estructura Atómica 1) a- Indicar en el sistema SI la frecuencia, longitud de onda y velocidad en el vacío de: i. La luz naranja, de longitud de onda λ = 615 nm. ii. Una transmisión de radio FM de frecuencia ν = 107,1 MHz b- Calcular la energía de los fotones asociados con las dos clases de radiación electromagnética del inciso anterior. 2) Cuando un compuesto que contiene ión cesio se calienta a la llama de un mechero Bunsen, emite fotones con una -19 energía de 4,30 x 10 J. ¿De qué color es la llama del cesio? 3) Considera luz monocromática que incide sobre una película fotográfica. Se registrarán fotones incidentes cuando tengan la energía suficiente para disociar AgBr de la película. La energía mínima requerida para esta disociación es de 0.60 eV. Halle la mayor longitud de onda de corte a la que no se registrará luz. ¿A qué región del espectro pertenece? 4) Un láser de argón emite luz azul de una longitud de onda de 488,0 nm. ¿Cuántos fotones se emiten por este láser en 2,00 segundos, operando a una potencia de 515 mW? Un Watt (W) es igual a un J/s. 5) Las lámparas de infrarrojo se utilizan en las cafeterías para mantener la comida caliente. ¿Cuántos fotones por segundo produce una lámpara de IR que consume energía a la velocidad de 95 J/s siendo 14% la eficiencia en la conversión de esta energía en radiación infrarroja? Suponga que la radiación tiene una longitud de onda de 1525 nm. 6) Un satélite en órbita de la Tierra mantiene desplegado un panel de celdas solares en ángulo recto con la dirección de los rayos del sol. Suponga que la radiación Sol sea monocromática con una longitud de onda de 550 nm y que 2 llegue a razón de 1.38 kW/m . ¿Cuál debe ser el área del panel para que cada minuto llegue una cantidad igual al número de Avogadro de fotones? 7) Calcular la longitud de onda asociada a las siguientes “partículas”: -2 a- Una pelota de tenis de 6,0 x 10 kg, sabiendo que el servicio más rápido en el tenis es de 62 m/s. b- Un colibrí de 12,4 g, que vuela a 62 m/s. c- Un electrón que se mueve a 62 m/s. ¿Cuál manifestará con mayor claridad propiedades ondulatorias?. 8) Estimar la incertidumbre con que se conoce la velocidad de un electrón en un átomo de hidrógeno. [Puesto que el electrón se encuentra en algún punto del átomo, una medida aproximada de la incertidumbre asociada a la posición, es el diámetro del átomo (106 pm)]. 9) Los átomos de hidrógeno absorben energía y sus electrones se excitan al nivel de energía n = 7. Los electrones luego sufren estas transiciones: i. n = 7 → n = 1

ii. n = 7 → n = 6

iii. n = 2 → n = 1

¿Cuál de estas transiciones producirá el fotón: a- de menor energía? b- de mayor frecuencia? c- de longitud de onda más corta? Justifique mediante los cálculos correspondientes. 10) a- ¿Qué subniveles son posibles en el nivel de energía n= 4?. ¿Cómo se llaman estos subniveles?. b- Indique el número total de electrones que pueden ocupar: i. un orbital s, ii. un subnivel p, iii. un subnivel d. 11) Escriba los números cuánticos correspondientes al último electrón representado por las siguientes configuraciones electrónicas: 2 5 b- 4d a- 3p

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12) ¿Cuál es el máximo número de electrones que, en un átomo, pueden tener los siguientes números cuánticos? Asigne cada electrón a un orbital específico. a) n= 2, ms= + ½

b) n= 4, l= 1

c) n= 3, l= 2

13) Escriba la configuración electrónica total y abreviada de los siguientes elementos en estado fundamental: Cl, Cs, 2+ + 2Cu, N; y para los iones Mn , Ag , O . 14) Clasificar cada una de las siguientes configuraciones electrónicas atómicas como un estado fundamental, un estado excitado o un estado prohibido: 2 2 5 1 a- 1s 2s 2p 3s 10 3 b- [Kr] 4d 5s 2 2 6 2 6 1 10 c- 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 2 2 6 2 6 1 d- 1s 2s 2p 3s 3p 3d 2 2 10 2 5 e- 1s 2s 2p 3s 3p

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CLASE DE PROBLEMAS N°3: Propiedades periódicas 1) Especifique en qué grupo de la tabla periódica se encuentra cada uno de los siguientes elementos: 1 a- [Ne] 3s 2 3 b- [Ne] 3s 3p 2 6 c- [Ne] 3s 3p 2 8 d- [Ar] 4s 3d 2) Indicar a qué períodos y grupos pertenecen los átomos de los siguientes elementos. Clasificar en representativo, de transición y gas noble. a- Elemento A que produce un anión monovalente que posee 18 electrones. b- Elemento R que tiene 18 protones en su núcleo. c- Elemento T que tiene sus 4 últimos electrones en el nivel 3. d- Elemento J que no tiene neutrones en su núcleo. e- Elemento N que produce un catión bivalente que posee 10 electrones. 3) Escriba ecuaciones que presenten los procesos correspondientes a la segunda y tercera energía de ionización de un átomo de escandio. 4+

4) La energía requerida para remover un electrón de P es 6270 kJ/mol, en comparación con 16100 kJ/mol, para la 4+ remoción de un electrón de Si . Explique esta gran diferencia. 5) Para cada uno de los pares siguientes, indique cuál elemento tiene mayor su primer potencial de ionización: a- P – Cl c- Cs – Rb b- Po - Se d- N – Ne En cada caso dé una explicación en términos de la configuración electrónica y de la carga nuclear. 6) ¿Por qué la segunda energía de ionización del Li es mucho mayor que la segunda energía de ionización del Be?. 7) La afinidad electrónica del cloro es muy negativa, es decir, es un proceso exotérmico. En cambio, la adición de un electrón al argón es un proceso endotérmico. Explique esta diferencia en términos de las configuraciones electrónicas de ambos elementos. -

8) Las afinidades electrónicas del F y del ion O son las siguientes: F (g) + e F (g) E= -332 kJ/mol 2O (g) + e O (g) E = 710 kJ/mol a- ¿Qué se puede decir respecto de las configuraciones electrónicas de F y O ?. b- ¿Cuál es la diferencia esencial entre estos dos procesos?. 9) Ordene cada conjunto de elementos en términos de: a- Potencial de Ionización creciente. b- radio atómico creciente O-C-F–B Si – Ge - C - Pb 10) Abajo se enumeran los radios atómicos del sodio y del aluminio: Na 186 pm Al 143 pm a- Explique por qué el radio atómico del Na es mayor que el del Al. b- ¿Cómo esperaría que fueran los tamaños de los radios de los respectivos iones? 3-

2-

-

+

2+

11) Considere los iones N , O , F , Na y Mg : a- ¿Qué características tienen en común? b- Ordénelos por orden creciente de tamaño.

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12) De la siguiente lista de elementos: Ar, H, Ga, Al, Ca, Br, K, O, seleccione alguno que se ajuste más a cada descripción. Utilice sólo una vez cada uno de ellos. a- Un metal alcalino. b- Un metal alcalino térreo. c- Un gas noble. d- Un halógeno. e- Un no metal del grupo I A. + f- Un metal que forma un ion 3 g- Un no metal que forma un ion 2 h- Un elemento que se parece al aluminio. 13) Para cada uno de los siguientes conjuntos de átomos y de iones, ordenar sus miembros en orden creciente de tamaño: 22- 2a- Se , Te , S b- Be, Mg, Ca c- N, O, F + + + d- Rb , Na , Li

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CLASE DE PROBLEMAS N°4: Enlace 1) Calcular la diferencia de electronegatividad y estimar el tipo de enlace predominante entre los átomos de los siguientes compuestos: a- Na2S b- Li2O c- NO d- OF2 2) a- Ordenar los siguientes compuestos en orden creciente de carácter iónico de sus enlaces: NaCl, KBr, LiF, HI, CsI, CaF2 utilizando el gráfico dado. b- Calcule la diferencia de electronegatividad y compare con el ordenamiento propuesto en a-.

2

3) Explique mediante diagramas la presencia o no de momento dipolar en las siguientes moléculas (analice polaridad de enlace y polaridad molecular): a- HCl e- BF3 (sim. trigonal plana) b- SO2 (simetría angular) f- F2 c- CO2 (simetría lineal) g- NH3 (sim. piramidal triangular) h- SH2 (sim. angular) d- CCl4 (simetría tetraédrica) 4) A pesar de la mayor diferencia de electronegatividades entre los átomos en la molécula de BeCl2 (g), ésta no tiene momento dipolar, mientras que el SCl2 (g) sí lo tiene. Explique esta diferencia. 5) Para los siguientes compuestos, compare el porcentaje de carácter iónico en el enlace H-A (A: halógeno), considerando que las cargas parciales están centradas en el H y el halógeno. Interprete sus resultados en términos de la tabla periódica. Compuesto HF HBr HI HCl

Long. enlace (A°) 0.92 1.41 1.61 1.27

µ (D) 1.91 0.79 0.38 1.03

6) La energías de enlace promedio para las siguientes moléculas son: F2 159 KJ/mol O2 498 KJ/mol N2 946 KJ/mol Justifique estas diferencias en función del orden de enlace. 7) Escribir las configuraciones electrónicas y calcular los órdenes de enlace para cada una de las siguientes especies: a- Li2 b- Ne2 2c- N2 2+ d- C2 -

2-

+

8) Los iones O2 , O2 y O2 , se encuentran en diversos compuestos. a- Ordenar estos tres iones del oxígeno en orden creciente de longitud de enlace. b- ¿Cuál de las tres especies posee mayor energía de enlace?. Justifique. 9) a- Realizar el diagrama de orbitales moleculares para las siguientes especies y calcular el orden de enlace para cada una de ellas. + i. NO ii. NO iii. CN b- Escriba las funciones de onda correspondientes a los orbitales σs y σz . b

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*

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10) ¿Qué clases de fuerzas de atracción intermolecular hay que vencer para: a- fundir el hielo?. b- evaporar metanol?. c- sublimar I2?. d- evaporar una solución acuosa de una sal?. 11) ¿Qué tipo de fuerzas intermoleculares existen entre los siguientes pares de sustancias: a- SO2 - H2O c- H2O - I3 e- NH3 - H2O b- CH4 - CH4 d- I2 - I Puede utilizar la aplicación “TRPEV-RA” y las tarjetas proporcionadas por el equipo docente para determinar la forma de las moléculas. 12) ¿Cuál de las siguientes especies puede formar enlaces por puente de hidrógeno con el agua? + CH4,, F , HCOOH, Na 13) Fundamentar la diferencia observada en los puntos de ebullición encontrados para las siguientes especies: Sustancia CH4 SH2 H2O

T eb (°C) -161 -60.7 100

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µ (D) 0 0.97 1.85

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CLASE DE PROBLEMAS N°5: Termoquímica 1) Clasifique los procesos siguientes como exotérmicos o endotérmicos: a- Un fósforo se quema. c- El alcohol etílico se evapora. b- El hielo se funde. d- Se derrite chocolate a baño maría. 2) Calcular la temperatura final resultante cuando a- Una muestra de agua de 12,6 g a 22,9°C absorbe 875 J de calor b- Una muestra de platino de 1,59 kg a 78,2 °C cede 1,05 kcal en forma de calor. Calor específico del Pt: 0,032 cal/g°C. 3) Cuando se colocan 20 ml de agua destilada en un calorímetro, la temperatura inicial del agua es de 20°C. Al incorporar un trozo de 10 gr de Cu caliente, la temperatura del sistema aumenta hasta 23ºC. Teniendo en cuenta que el calor específico del agua es de 4,184 J/g °C, calcular: a- el calor “Q” intercambiado. b- el calor específico del Cu, considerando que la temperatura del cobre disminuyó en 65°C. 4) El alcohol etílico funde a -114 °C y hierve a 78°C. La entalpía de fusión a -114 °C es 105 J/g, y la entalpía de evaporación a 78 °C es 870 J/g. Si la capacidad calorífica por gramo del alcohol etílico sólido es 0,97 J/g°C. ¿Cuánto calor se requiere para convertir 16 gramos de alcohol etílico a -130 °C a la fase vapor a 78 °C? (Cpalc. líq. = 2,46 J/g°C ). 5) Para cada una de las siguientes reacciones, calcule el cambio estándar de entalpía: 4 NO (g) + 6 H2O (g) a- 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) b- N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) c- 2 NOCl (g) 2 NO (g) + Cl2 (g) 6) Escribir las ecuaciones termoquímicas correspondientes a los siguientes procesos (Consultar tablas de datos termodinámicos): a- Formación de agua líquida. b- Combustión de metano. c- Descomposición de carbonato de calcio (caliza). d- Formación de amoníaco gaseoso. e- Disociación de cloro gaseoso. 7) Cuando las frutas y semillas se fermentan, la glucosa se convierte en alcohol etílico. Se dan los datos siguientes: C6H12O6 (s)

2 C2H5OH (l) + 2 CO2 (g)

∆H = -69,4 kJ

a- Esta reacción, ¿es endotérmica o exotérmica? b- ¿Cuál tiene la entalpía más elevada, productos o reactivos? c- Calcule ∆H para la formación de 5 gr. de C2H5OH. 8) El cambio de entalpía estándar ∆H° para la descomposición térmica del nitrato de plata de acuerdo con la siguiente ecuación es + 78,67 kJ: AgNO3 (s) AgNO2 (s) + ½ O2 (g) La entalpía estándar de formación del AgNO3 (s) es -123,02 kJ/mol. Calcule la entalpía estándar de formación del AgNO2 (s). 9) Con los datos siguientes: 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) C (s) + O2 (g) 2 H2 (g) + O2 (g)

4 CO2 (g) + 6 H2O (l) CO2 (g) 2 H2O (l)

∆H° = - 3120 kJ ∆H° = - 394 kJ ∆H° = - 572 kJ

utilice la ley de Hess para calcular ∆H° de formación del C2H6 (g) a partir de sus elementos. 11

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10) Para la reacción:

H2(g) + CO2(g)
H2O(g) + CO(g) Teniendo en cuenta los siguientes datos: 2CO(g)+O2(g)
2CO2(g) ∆Hº= -566 kJ H2(g)+½O2(g)
H2O(g)

∆Hº= -241,8 kJ

utiliza la ley de Hess para calcular el valor de ∆H° correspondiente. 11) ¿Cuál es el signo del cambio de entropía para cada uno de los siguientes procesos: a- Un soluto se cristaliza de una solución. b- Un líquido se evapora. c- Se baraja un mazo de cartas. 12) Calcular ∆G° a 298 K para la siguiente reacción: H2O2 (g)

H2O (g) + ½ O2 (g)

¿Esperaría Ud. que H2O2 (g) fuera muy estable a 298 K?. Explíquelo brevemente. 13) Escriba la ecuación correspondiente a la combustión completa de etano gaseoso (C2H6), con formación de agua líquida. a- ¿Será una reacción espontánea a 25 °C? Justifique con cálculos su respuesta. b- ¿Qué masa de agua se puede calentar de 20 a 80 °C con la combustión de 4,1 g de etano? Cp H2O = 4,18 J/ g °C. 14) El sulfuro de zinc, al tratarlo con oxígeno, reacciona según: 2 ZnS(s) + 3 O2(g) → 2 ZnO(s) + 2 SO2(g) a- ¿Qué cantidad de calor, a presión constante de una atmósfera, se desprenderá cuando reaccionen 17 gramos de sulfuro de zinc con oxígeno? b- Calcular el cambio de entropía c- Calcular el cambio de energía libre. ¿Es espontánea en las condiciones dadas? Justificar. Datos complementarios: ∆H° ZnS(s) = -202,9 kJ/mol ∆H° SO2(g) = -296,8 kJ/mol ∆H° ZnO(s) = -348,3 kJ/mol S° ZnO(s) = 43,9 J/molK

15) Para la reacción: 2 PbS (s) + 3 O2 (g)

2 PbO (s) + 2 SO2 (g)

a 25 °C y 1 atm de presión de cada gas. a- Calcule el cambio de entalpía y de entropía. b- Calcule el cambio de energía libre en calorías. c- ¿Tiene lugar la reacción espontáneamente bajo las condiciones dadas y con las sustancias en sus estados tipos?. Datos: ∆GPbS= -91,63 KJ/mol ∆HPbS= -93,3 KJ/mol SPbS= 91,21 J/mol·K

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CLASE DE PROBLEMAS N°6: Líquidos y soluciones 1) Justifique las siguientes observaciones: -3 -3 a- La viscosidad del benceno (C6H6) es 0,65·10 kg/m·s y la del etanol (C2H5OH) 1,20·10 kg/m·s (casi el doble) -3 -3 b- La viscosidad del agua disminuye de 1·10 kg/m·s a 0,466·10 kg/m·s al aumentar la temperatura de 20 °C a 60 °C c- En contacto con un tubo capilar angosto hecho de polietileno, el agua forma un menisco cóncavo hacia abajo como el que forma el mercurio en un tubo de vidrio. d- Se requiere más tiempo para cocer huevos a mayores altitudes que al nivel del mar. 2) ¿Cuál de los líquidos siguientes esperaría que fuera más volátil: CCl4, CBr4, o CI4? Explique la razón. La forma de las moléculas coincide con la del CH4. Puede utilizar la aplicación “TRPEV-RA” y las tarjetas proporcionadas por el equipo docente. 3) La figura representa el diagrama de fases del CO2. a- Indique la presión y temperatura del punto triple y complete el diagrama indicando las fases presentes en I, II y III. b- ¿Podrá licuarse el CO2 en condiciones atmosféricas? c- Indique el rango de presiones para el cual sea posible la transformación isobárica: sólido-líquido-gas.

4) Identifica cuál de los siguientes modelos representa a una solución que tiene la mayor concentración y cuál a una con la menor concentración. Soluto Solvente

A.

B.

C.

5) Calcule el porcentaje en masa del soluto en cada una de las siguientes disoluciones: a- 5.50 g de NaBr en 78.2 g de disolución; b- 4.5 g de tolueno en 29 g de benceno. 6) Calcular la molaridad de cada una de las disoluciones siguientes: a- 1.5 g de KBr en 1.60 L de solución; b- 50 mL de solución 0.25 M de HCl diluída a 1L. 7) Calcular la cantidad de moles de soluto presentes en cada una de las soluciones siguientes: a- 60 g de una solución acuosa que tiene 1.25 % de KI en peso. b- 600 mL de H2SO4 1.25 M. 3 8) La densidad de una disolución de ácido sulfúrico tomada de la batería de un coche es de 1.225 g/cm . Esto corresponde a una disolución 3.75 M. Expresar la concentración de esta solución en términos de molalidad, fracción molar de H2SO4 y % de agua en masa. 13

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9) Se desean preparar en el laboratorio las siguientes soluciones: a- 50 mL de una solución 0.25 M de Na2CO3, a partir del sólido. b- 25 mL de una solución al 0.25 M de alcohol etílico a partir de una solución 0.5 M. c- 100 mL de una solución de HCl 0.1 M a partir de soluciones 0.25 M y 0.5 M. d- 150 g de una solución 1 m en (NH4)2SO4, a partir del soluto sólido. e- 500 mL de una solución que tenga 20% de Pb(NO3)2 en peso (densidad de la solución: 1.20 g/mL) a partir del soluto sólido. Se dispone de vasos de precipitado, probetas y matraces aforados de 10 mL, 25 mL, 100 mL, 250 mL y 500 mL, pipetas varias (1 mL, 2 mL, 5 mL, 10 mL) y demás material necesario para preparar las soluciones (espátulas, vidrios de reloj, varillas, pisetas, balanzas, embudos). Indique claramente, detallando los materiales que utilizaría, cómo prepararía cada una de las soluciones solicitadas. 10) En una botella de ácido sulfúrico comercial figuran los siguientes datos: 96 % en masa de pureza y una densidad de 3 1,86 g/cm . a- Determina su molaridad y molalidad. b- ¿Cómo prepararía 100 ml de una solución de ácido sulfúrico 0.5M? 11) La ecuación química correspondiente a la reacción entre ácido nítrico e hidróxido de bario es la siguiente: 2 HNO3 (aq) + Ba(OH)2 (aq)
Ba(NO3)2 (s) + 2H2O (l) ¿Qué volumen de disolución de ácido nítrico 0,246 M se necesita para reaccionar completamente con 32 mL de hidróxido de bario 0.0515 M? 12) Dados los siguientes datos de solubilidad del H2 en agua, a distintas temperaturas: -4

-4

S (g H2 por cada 100 g agua) 1,92 .10 T (°C) 0

1,6.10 20

-4

-4

1,38.10 40

-5

1,18.10 60

7,9.10 80

-5

4,6.10 90

0.0 100

a- Dibujar la curva de solubilidad. b- Indicar el signo de ∆H de disolución fundamentando la respuesta. -4 c- ¿Cuántos gramos de agua disolverán a 90°C 1.10 g de H2? d- La solución del apartado c- se enfría a 30 °C. ¿Qué cantidad de H2 se le puede agregar a la solución?. Indicar el cambio en el gráfico. e- La solución obtenida en el apartado d- se calienta hasta 45 °C. ¿Cuánto H2 más se separa?. Indique el cambio en el gráfico. 13) La solubilidad del KNO3 es 155 g por 100 g de agua a 75 °C y 38 g a 25 °C. ¿Cuál es la masa (en g) de KNO3 que cristalizará al enfriar exactamente 100 g de disolución saturada de 75 °C a 25 °C? 14) Si una solución acuosa está saturada con dicromato de potasio (K2Cr2O7) a 80 °C, y después se enfría a 10 °C. a- ¿Cuántos gramos de soluto cristalizarán por cada 100 g de agua. b- Indique qué concentración tendrá a 60 °C una solución saturada. c- Estime qué concentraciones podría tener cada una de las siguientes soluciones a 60 °C: i. Sobresaturada ii. Concentrada o saturada iii. No saturada S (g sal/100g H2O) T(ºC)

5 5

7 10

12 20

20 30

26 40

34 50

43 60

52 70

61 80

70 90

80 100

15) Se prepara una disolución disolviendo 3,75 g de un soluto no volátil en 108,7 g de acetona. La disolución hirvió a 56,58 °C. El punto de ebullición de la acetona pura es de 55,95 °C, y Kb= 1,71 °C/m. Calcular el peso molecular del soluto. 16) La disolución de NaCl al 0.86 % en masa se denomina “suero fisiológico” (densidad: 1.005 g/mL) porque su presión osmótica es igual a la de la disolución de las células sanguíneas. Calcule la presión osmótica de esta disolución a la temperatura normal del cuerpo (37 °C)

14

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17) El etilenglicol (CH2OHCH2OH) es un anticongelante automovilístico común. En el sistema de refrigeración de un automóvil se introdujo una solución que contiene 651 g de etilenglicol, (densidad: 1.12 g/mL) y 2505 g de agua. Kcagua=1.86 °C/m. Keb agua=0.52 °C/m. a- Calcular el punto de congelación de esta solución. b- ¿Pondría esta sustancia en el radiador de su coche durante el verano? Justifique. 18) La urea, (NH2)2CO, es un producto del metabolismo de las proteínas en los mamíferos, ¿Cuál es la presión osmótica de una solución acuosa que contiene 1.10 g de urea en 100 mL de solución a 20 °C? 19) La lisozima es una enzima que rompe las paredes de las células bacterianas. Una muestra de lisozima extraída de la clara de huevo de gallina tiene una masa molar de 13,390 g. Se disuelven 0,100 g de esta enzima en 150 g de agua a 25 °C. Si la Pv del agua a 25 °C es de 23,76 mmHg, calcule: a- La disminución en la presión de vapor, b- La disminución del punto de congelación, c- La elevación del punto de ebullición, d- La presión osmótica de esta disolución. Nota: Considerar que la densidad de la solución es aproximadamente la del agua. 20) En una empresa de “compresas calientes” se utilizan soluciones de acetato de sodio trihidratado para su fabricación. En el siguiente link se encuentran las instrucciones de uso de estas compresas. http://www.youtube.com/watch?v=onssd6XYVp8&feature=player_detailpage a- Relacione los procesos que se llevan a cabo cuando se utiliza una de estas compresas y cuando se regenera para volver a utilizarlas, con las observaciones realizadas en el laboratorio. b- Indique y explique qué tipos de procesos son los que se llevan a cabo y determine si son procesos endotérmicos o exotérmicos. c- Uno de los diseños de compresas que utiliza la fábrica es el de las “bolsas calientamanos” que tienen aproximadamente 12cm x 7cm x 1cm como se muestra en la siguiente imagen: i. En un pedido que le han acercado desde el laboratorio se solicita la compra de 150 kg/semana de acetato para satisfacer una demanda de 1000 bolsas semanales. Estime si este pedido es pertinente considerando que la solución se prepara a 85°C y su densidad es de 3 1.16 g/cm . ii. Si tuviera que preparar la solución para una de esas bolsas en el laboratorio: - Indique qué materiales utilizaría y cómo procedería. - Recuerde que una de las recomendaciones para la preparación de las bolsas es filtrar la solución de manera que no queden impurezas ni cristales ¿Por qué es tan importante este paso? iii. Como se muestra en el diseño se coloca en el interior de la bolsa un disco de metal ¿Cuál es la función que cumple? ¿Podría lograrse el mismo efecto a través de otra alternativa?

Recuerde que cualquier consulta puede ser realizada mediante los foros de la Plataforma.

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CLASE DE PROBLEMAS N°7: Equilibrio químico 1) Identifique para las siguientes reacciones si se trata de un equilibrio homogéneo o heterogéneo. Escriba para cada una la expresión genérica de la constante de Kc. a- CO(g) + NO2(g) b- Zn(s) + 2Ag+(aq) c- H2S(aq) + 2H2O(l) d- HgO(s)

CO2(g) + NO(g) 2+

Zn (aq) + 2Ag(s ) +

2-

2H3O (aq) + S (aq)

Hg(l) + 1/2 O2(g)

e- NH3(aq) + HF(aq)

F-(aq) + NH4+(aq) Fe (aq) + 2OH-(aq) 2+

f- Fe(s) + 1/2 O2(g) + H2O(l)

-6

2) Para la reacción 2NO2(g) temperatura.

2NO(g) + O2(g), Kc = 1,8 10 a 184 °C. Determine el valor de Kp a la misma

3) Exprese la relación entre Kc y Kp para las siguientes reacciones: a- 2H2(g) + O2(g)

2H2O(l)

b- C(s) + H2O(g)

CO(g) + H2(g)

4) Dos cloruros de fósforo frecuentes, PCl3 y PCl5, ambos importantes en la producción de otros compuestos de fósforo, coexisten en equilibrio según la siguiente reacción: PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g) Una mezcla en equilibrio a 250 °C en un matraz de 2,5L contiene 0,105g de PCl5, 0,220g de PCl3 y 2,120g de Cl2. Calcule los valores de Kc y Kp para esta reacción a 250°C. H2O(g) + CO(g) 5) Para el equilibrio H2(g) + CO2(g) la Kc tiene un valor de 4,4 a 2000 K, y el ∆H° 41,2 kJ/mol a 298,15 K. Considerando que se introducen en un reactor con una capacidad de 1,0 L simultáneamente 1 mol H2, 1 mol CO2 y 2 moles de H2O, determine: a- Las concentraciones y cantidad de moles, de productos y reactivos en el equilibrio. b- El efecto que tiene sobre la posición de equilibrio y el valor de K, un aumento de la temperatura. 6) El alcohol isopropílico, puede descomponerse en acetona y gas hidrógeno, según la siguiente reacción: C3H7OH(g)

C2H6CO(g) + H2(g)

∆H= 37,2 KJ/mol

A 180°C, la constante de equilibrio Kc para la descomposición es 0,45. Si se introduce en un recipiente de 5,00L, 20,0mL de alcohol isopropílico (C3H7OH, d= 0,785 g/mL) y se calienta a 180°C: a- Determine los moles de alcohol isopropílico iniciales y en el equilibrio. b- ¿Qué porcentaje de alcohol isopropílico permanecerá sin descomponerse en el equilibrio? c- ¿Cómo se verá afectada la disociación si: i-se expande el recipiente, ii- se elimina algo de hidrógeno, iii- se aumenta la temperatura, iv- se agrega un catalizador. 7) El carbonato de calcio, CaCO3, también conocido como piedra caliza, libera CO2 al calentarlo, de acuerdo con la reacción: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ∆H=+178.1 KJ La constante de equilibrio para esta reacción es mucho menor que uno. ¿Por qué entonces el calentamiento de CaCO3(s) en un recipiente abierto produce la conversión completa de CaO(s)?

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2017 8) Considere los siguientes equilibrios de solubilidad: Mg(OH)2 (s) Al(OH)3 (s)

2+

-

-11

Mg (ac) + 2OH (ac) Ks = 1.35x10 3+

-

Al (ac) + 3OH (ac)

-15

Ks = 1.10x10

a- Indique en qué caso el sólido es menos soluble. b- Determine mediante cálculos la [OH ] en ambas soluciones saturadas. c- Calcule la solubilidad de ambos compuestos expresada en gramos por litro. 9) Teniendo en cuenta las curvas de solubilidad en función de la temperatura para diferentes sales: a- Calcule la constante del producto de solubilidad Ks a 40°C para las cuatro sales. b- Describa como se ve afectada la solubilidad con el aumento de la temperatura en cada caso.

δ: 1,3 g/mL δ: 1,2 g/mL δ: 1,1 g/mL δ: 1,0 g/mL

10) Describa mediante el uso de una ecuación el equilibrio de autoinización del agua. ¿Es correcto decir que el agua puede actuar como ácido y como base? Identifique ácidos y bases conjugadas en la ecuación según la teoría de Brönsted-Lowry. 11) Calcule el pH y pOH de una solución 0,5M y de otra 0,05M de HCl. 12) Se dispone en el laboratorio de cinco soluciones 0,1M de: hidróxido de sodio (NaOH, Kb muy elevada), hidróxido -4 de bario (Ba(OH)2, Kb muy elevada), ácido nítrico (HNO3, Ka muy elevada), ácido nitroso (HNO2, Ka=6,0 10 ) y -5 amoníaco (NH3, Kb=1,8 10 ). a- Escriba una ecuación que represente el equilibrio de disociación del HNO2 y otra del NH3 en agua. Identifique en ellas el ácido, la base y los correspondientes conjugados según la teoría de Brönsted-Lowry. b- Calcule pH y pOH de las cinco soluciones y justifique las diferencias. 13) En el laboratorio se midió el pH de una solución ácida (HA) 0,1 M determinando un valor de 4. Calcule la Ka de dicho ácido. -5

14) La constante de ionización (Ka) del ácido propanoico, HC3H5O2, es 1,3x10 . + a- ¿Cuál es la concentración de H en una solución 0,25 M de este ácido? b- Determine el porcentaje de ionización de HC3H5O2 en esta solución. c- Indique como mediría el pH de esta solución y que valor esperaría obtener. d- Si posee una solución 0,25M de HCl, ¿el pH de esta última será mayor o menor que el de la solución de HC3H5O2?. Justifique. + e- Si a la solución de HC3H5O2 se le agregan H , ¿se modifica el porcentaje de ionización? Justifique.

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2017 CLASE DE PROBLEMAS N° 8: Electroquímica 1) Asigne el estado de oxidación correspondiente a cada uno de los elementos que aparecen en las siguientes ecuaciones. Determine si se trata de reacciones de oxidación-reducción (redox). Para las reacciones redox identifique cuál es la especie que se oxida y cuál la especie que se reduce. a- Obtención de Hg por tostación del cinabrio (HgS): HgS(s) + O2(g) → SO2(g) + Hg(g) b- Reacción correspondiente a la pila de botón: Zn(s) + Ag2O(s) → ZnO(s) + 2Ag(s) c- Reacción entre el carbonato de calcio, compuesto existente en las rocas calizas y en el mármol, y un ácido fuerte: CaCO3(aq) + 2HCl(aq) →CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g) d- Reacción utilizada para determinar la concentración del ión sulfito presente en las aguas residuales de una planta productora de papel: 2-

-

2-

+

2+

5SO3 (aq) + 2MnO4 (aq) + 6H (aq) → 5SO4 (aq) + 2Mn (aq) + 3H2O(l) e- Reacción utilizada para determinar el contenido de cloruros en el hormigón, causantes de una posible corrosión: -

-

AgNO3(aq) + Cl (aq) → AgCl(s) + NO3 (aq) f- Obtención de cromo por aluminotermia: Cr2O3(s) + 2Al(s) → Al2O3(s) + 2Cr(s) 2) Represente las siguientes reacciones redox mediante las hemirreacciones (o semirreacciones) de oxidación y reducción, y la ecuación global balanceada. Indique cuáles son los agentes oxidantes y los agentes reductores. 2+

a- Reacción del hierro con una disolución de ácido clorhídrico para dar H2(g) y Fe (aq). b- Reacción del gas cloro con una disolución acuosa de bromuro de sodio para dar bromo líquido y una disolución acuosa de cloruro de sodio. 3) Complete y balancee cada una de las siguientes ecuaciones correspondientes a reacciones de óxido-reducción: 2-

-

-

3+

a- Cr2O7 (aq) + I (aq) → Cr (aq) + IO3 (aq) b-

MnO4 (aq)

-

+ Br (aq) → MnO2(s) + -

d- Br2(l) →

(Solución básica)

2+

(Solución ácida)

-

(Solución básica)

c- Cu(s) + NO3 (aq) → Cu (aq) + NO(g) BrO3 (aq)

(Solución ácida)

BrO3 (aq)

+ Br (aq)

4) Considere las siguientes hemirreacciones: Hemirreacción -

E° (V) -

Cl2(g) + 2e → 2Cl (ac) -

I2(s) + 2e → 2I (ac) -

Pb (ac) + 2e → Pb(s) 2+

-

V (ac) + 2e → V(s)

+2

1,360 0,535

b- ¿I2(s) oxida Cl (ac) a Cl2(g), o Cl2(g) oxida I (ac) a I2(s)?

-0,126

c- ¿Cuál es el agente oxidante más fuerte?

-1,180

d- ¿Cuál es el agente reductor más fuerte?

-

-

2+

+2

a- ¿V(s) reduce Pb (ac) a Pb(s), o Pb(s) reduce V (ac) a V(s)?

5) Responda las siguientes cuestiones y justifique: a- ¿El aluminio metálico se disuelve en una solución 1 M del ion estaño (IV)? 2+

b- ¿Una solución 1 M de Cd oxidará al Cu metálico?

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-

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c- ¿Se producirá algún cambio cuando se pone en contacto F2 gaseoso con litio metálico? d- El transporte de sustancias químicas tiene gran importancia práctica. Suponga que tiene un gran volumen de una solución de cloruro de mercurio (II) y debe transportarlo. Un conductor acerca un camión tanque de aluminio al muelle de carga. ¿Sería acertado cargar el camión con la solución?

6) La figura presenta una celda o célula voltaica (pila).

a- Complete el diagrama de la celda indicando el signo del ánodo, el signo del cátodo, y los iones que deberían estar escritos en cada recuadro.

Cátodo ( )

Puente salino de K2SO4

Ánodo ( )

Zn

Cu

b- ¿Cuál es la función del puente salino? ZnSO4(aq)

CuSO4(aq)

c- Escriba la reacción anódica, la reacción catódica y la pila en forma convencional.

7) Las baterías Nicad son recargables y suelen usarse en dispositivos portátiles. Aunque tales baterías realmente funcionan en condiciones básicas, imagine una celda electroquímica que tiene la siguiente configuración. a- Escriba las ecuaciones correspondientes a la reacción anódica, a la reacción catódica y a la global. b- ¿En qué dirección fluyen los electrones en el alambre externo? c- Calcule el E° de la celda. 2+

d- Si la concentración de Cd se reduce a 0,01 M, ¿Ecel será mayor o menor que cuando la concentración era 1 M? e- Calcule la constante de equilibrio.

2+

3+

+

8) Considere la siguiente pila voltaica: Pt│Fe (0,10 M),Fe (0,2 M)║Ag (1,00 M)│Ag(s) a- Determine Ecel. +

b- Si la concentración de Ag hubiese sido 0,1 M, ¿la reacción seguiría siendo espontánea? Justifique mediante cálculos.

9) Justifique la colocación de barras de magnesio en las quillas de los barcos para protegerlos de la corrosión. ¿Cumpliría el Cu la misma función que el Mg? Justifique mediante reacciones.

10) ¿Por qué las empresas constructoras han ido reemplazando las aberturas de hierro por las de aluminio? Justifique mediante reacciones y propiedades.

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2017 11) La figura presenta una célula o cuba electrolítica.

a- Complete el diagrama de la célula electrolítica indicando el signo del ánodo, el signo del cátodo, y el sentido de flujo de los electrones. b- Considerando que se trata de la electrólisis del NaCl fundido, escriba las reacciones de oxidación y reducción. c- ¿Qué características tienen los electrodos? d- ¿Por qué se dice que la electrólisis de sales fundidas consume mucha energía?

12) Fundamente las siguientes frases: a- El magnesio metálico no puede ser obtenido por electrólisis de cloruro de magnesio en solución acuosa, MgCl2. b- No hay iones sodio en la reacción global de la célula para la electrólisis del cloruro sódico en solución acuosa.

Propuesta de trabajo colaborativo: Teniendo en cuenta las experiencias realizadas en el laboratorio, material y reactivos disponibles, diseñe una pila cuyo potencial sea de 2 V. Indique qué sustancias utilizaría, en el caso de ser soluciones describa la forma de preparación. Realice un esquema del dispositivo, analice condiciones de seguridad, impacto ambiental, disponibilidad y costo de los elementos y sustancias a utilizar. Utilice el foro correspondiente a esta actividad (curso virtual Química Tecnológica, Plataforma Moodle, http://ead.fio.unicen.edu.ar/moodle2) para realizar una propuesta, obtener colaboración del equipo docente y alumnos participantes, como así también poder colaborar con otras propuestas realizadas.

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CLASE DE PROBLEMAS N° 9: Sólidos 1) Dados los siguientes planos indique los índices de Miller correspondientes:

2) Dibujar los planos que corresponden a los siguientes índices de Miller: a- 110 b- 011 c- 001 3) Con la ayuda de los gráficos que se presentan, correspondiente a los sistemas más compactos, completar la siguiente tabla: Puede utilizar la aplicación “Cristaloquímica Realidad Aumentada” y las tarjetas proporcionadas por el equipo docente.

Tipo de red

N° de coordinación

N° de átomos/celda

Las esferas se tocan a lo largo de:

scc

8

fcc

diag. cubo

12

Factor de empaque

r= f(a)

0.52

a= 2r

0.68

0.74 Diag. y arista de las bases

12

21

0.74

a=

4r 2

a=2r c= 1.633a

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4) Completar la siguiente tabla considerando la estructura cristalina que presentan los compuestos en estado sólido.

Compuesto

CO2

NaCl

Tipo de sólido Partículas en la red Estructura Fuerzas enlazantes ¿Conduce la corriente eléctrica en estado sólido? Solubilidad en agua ¿Conduce la corriente eléctrica disuelto en agua? Estado de agregación a temperatura ambiente. 22

Al

2017 5) Un sólido cristaliza en forma cúbica centrada en las caras. Los átomos de los vértices son de tipo A y los de las caras tipo B. ¿Cuál es la fórmula simplificada del compuesto?. 6) La densidad del MgO es 3.65 g/mL y cristaliza con estructura de NaCl. ¿Cuál es la distancia entre los átomos Mg-O en la red? 7) Calcular la densidad y el radio atómico del cromo, sabiendo que cristaliza en forma cúbica centrada en el cuerpo, y la longitud de la arista de la celda unitaria es 2.89 Å. 8) El análisis de rayos X muestra que la arista de la unidad cristalina de NaCl mide 5.628 Å. Calcular la densidad que puede preverse. 9) Calcular el número de fórmulas por celda para el KClO4, que cristalizan en un sistema ortorrómbico (a= 8.83 Å, b= 3 5.65 Å, c= 7.24 Å) y posee una densidad de 2.52 g/cm . 10) En una muestra de cobre se realiza un experimento de difracción, aplicando una radiación de longitud de onda 2.29 Å. El patrón de difracción produce líneas de primer orden, para planos de difracción (111), con un ángulo de 33.4°. El empaquetamiento es cúbico centrado en las caras. a- Calcular la distancia interplanar. b- Determinar el parámetro de red y calcular el radio atómico del cobre. 11) Utilizando la ecuación de Born-Landé, a- calcular la energía de red para el CaF2 (fluorita). b- Realice el mismo cálculo pero utilizando el ciclo de Born-Haber. c- Justifique la diferencia observada. 12) Sin hacer cálculos, establecer claramente: a- ¿Por qué la energía reticular del LiF debe ser mayor a la del CsF?. b- ¿Por qué la energía reticular del MgO debe ser mayor a la del LiF?. c- Si el MgO es más duro que el SrO. d- Si el NaF tiene mayor punto de fusión que el CaF2. 13) Identifique huecos octaédricos y tetraédricos en un sistema cúbico centrado en las caras. 14) Identifique cada uno de los siguientes defectos y describa la migración de los mismos:

15) Clasifique cada uno de los siguientes defectos no estequiométricos en: intersticial, vacante ó sustitucional.

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2017 CLASE DE PROBLEMAS N°10: Metales 1) a- Enumere las propiedades características de los metales. b- Ubique los metales en la Tabla Periódica, escriba la configuración electrónica de cada familia, observe sus Potenciales de Ionización, carga iónica más común, puntos de fusión. 2) En la figura se muestra la transformación alotrópica del Fe cuando es enfriado desde 1700°C a 500°C a 1 atm de presión. Teniendo en cuenta los cambios estructurales responda: a- Estructuras cristalinas y rangos de temperaturas en los cuales son estables. b- Calcule la variación en la densidad del Fe a 910°C y 768°C, considerando unidades de longitud en Å. c- Indique el número de coordinación en cada una de las estructuras.

3) El titanio se ha utilizado en el desarrollo de la tecnología aeroespacial, donde es capaz de soportar las condiciones extremas de frío y calor que se dan en el espacio. Este metal se presenta en dos variedades alotrópicas: -una estructura hexagonal compacta por debajo de 882°C -una estructura cúbica centrada en el cuerpo por encima de 882°C, la que permanece estable hasta la fusión del metal. a- Determine cuáles de estas variedades es más frágil. Justifique mediante los sistemas de deslizamiento (planos y direcciones). 4) La energía de Fermi para el Au a 1000°C, es 5.5 eV. Calcule cuál es la probabilidad que existe de que esté ocupado un nivel de energía correspondiente a: a- 2 eV. b- 10 eV. ¿Cómo variarán las probabilidades si la temperatura es de 0K? 3

3

5) a- La densidad del Cu a 0K es 8.94 10 kg/m . Calcule la energía de Fermi para el Cu a 0K. Recuerde que cada átomo de Cu contribuye con un electrón a la banda de valencia. 6) ¿Para qué energía el factor de Fermi del Cu a T=300K vale 0.1? 7) Dados los siguientes diagramas de bandas de energía, clasifique los materiales como aislante, conductor o semiconductor. Identifique la banda de valencia y la de conducción.

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8) a- ¿Cuál es la probabilidad de que un electrón sea promovido térmicamente a la banda de conducción en el Si, (Eg= 1.04 eV), a temperatura ambiente?. b- ¿y a 50°C?. 9) Al proyectar luz de longitud de onda 380 nm sobre un semiconductor, los electrones suben de la banda de valencia a la banda de conducción. Calcular la separación entre bandas, en electron – voltios, para este semiconductor. 10) Si pudiéramos imaginarnos un electrón en la parte superior de la banda de valencia de un átomo de silicio, cuyo intervalo de energía prohibida es de 1.14 eV. Cuál sería la máxima longitud de onda del fotón que le permitirá superar este intervalo energético prohibido? y para el diamante 7.0 eV? 11) ¿Cómo varía la conductividad de los compuestos metálicos y los semiconductores con la temperatura?. 12) ¿Qué tipo de semiconductores se obtienen cuando se impurifica Ge con: a- Ga b- Sb Describa el comportamiento electrónico de los dos sistemas.

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2017 CLASE DE PROBLEMAS N°11: Aleaciones- Equilibrio de Fases 1) A 200 °C, una aleación de soldadura Sn-Pb al 50%, presenta dos fases: un sólido rico en Pb y un líquido rico en Sn. Calcule los grados de libertad para la aleación y comente su significado físico. 2) En la aleación anterior repita el cálculo para: a- Una solución sólida de una sola fase de Sn disuelta en Pb. b- Pb puro debajo de su punto de fusión. c- Pb puro en su punto de fusión. 3) abc-

¿Para cuál de los siguientes sistemas de aleaciones se esperaría que desarrolle una solubilidad sólida ilimitada? Mo-W Ge-Si Al-Au

4) Dada las siguientes fórmulas idealizadas para las fases β, γ y ε de un latón, verifique la relación nº e-/nº átomos que le son caracteríticas. β CuZn, γ Cu5Zn8, ε CuZn3. 5) La solubilidad sólida intersticial extensa sólo se presenta cuando la relación entre el diámetro aparente del átomo de soluto y el de solvente es menor que 0.5. Determine si el carbono tendrá una solubilidad intersticial importante en el Fe. 6) a- Con las siguientes curvas se enfriamiento confeccione el diagrama de fases correspondiente. b- Indique temperatura y composición del eutéctico.

7) Dado el diagrama de equilibrio Cu- Ag, indique para el caso de una aleación 60% de Cu- 40% Ag, que se enfría bajo condiciones de equilibrio. a- ¿Cuándo comienza a solidificar este material? b- ¿Cuándo es totalmente sólida la aleación? c- ¿Cuáles son las fases sólidas que se observan a 400 °C?, ¿Cómo están constituidas? d- Identifique las fases y componentes presentes en cada región.

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8) El Bi (tf=271.3 °C) y el Cd (tf= 320.9 °C) son totalmente solubles en estado líquido e insolubles en estado sólido. Forman un eutéctico en 144 °C, que contiene 60% de Bi. Con estos datos: a- Dibuje el diagrama de equilibrio Bi-Cd, suponiendo que las líneas de equilibrio son rectas. b- Indique las fases y grados de libertad en cada una de las regiones y puntos notables del diagrama. c- Para una aleación con 25% de Bi, trácese la curva de enfriamiento e indique las fases que coexisten a 200 °C y a temperatura ambiente. 9) Dado el siguiente diagrama para el sistema Mg- Sn: a- Indique las fases presentes en las distintas regiones considerando la formación del compuesto intermetálico Mg2Sn. b- Identifique los puntos notables. c- Determine las transformaciones que experimenta una aleación con 20% de Sn al enfriarse lentamente desde 800 a 100 °C. d- Repita el cálculo para la aleación con 80% de Sn.

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2017 10) El bismuto (tf=271.4 °C) y el antimonio (tf= 630.5 °C) son completamente solubles en el estado líquido y sólido. Mediante análisis térmico se han obtenido los siguientes resultados: % en masa de antimonio 10 20 30 40 50 60 70 80 90

Temperatura del líquido (°C) 345 400 450 490 525 550 575 590 615

Temperatura del sólido (°C) 280 300 315 335 360 380 420 465 530

Con estos datos, construir el diagrama de equilibrio, indicando las distintas fases que coexisten en cada una de ellas y grados de libertad. Para la aleación 45% de Sb: a- Describir las transformaciones que experimenta al enfriarse lentamente desde el estado líquido hasta la temperatura ambiente. b- Trazar la curva de enfriamiento c- Si el enfriamiento se verifica en condiciones de equilibrio, ¿cuál será la composición del sólido obtenido por enfriamiento de un líquido con 45% de Bi? 11) Construir el diagrama de fases del sistema plomo-antimonio y completar las fases presentes en el mismo, utilizando los siguientes datos: Temperatura de fusión del plomo = 328 °C Temperatura de fusión del antimonio = 631 °C Composición eutéctica, 11 % de antimonio. Solubilidad del antimonio en plomo: máxima de 4% a 252 °C y nula a 25 °C Solubilidad del plomo en antimonio: máxima de 5% a 252 °C y 2% a 25 °C 12) A partir del siguiente diagrama del sistema Cu-Ni, indique: a- Tipo de aleación. b- Partiendo de una mezcla líquida don 70% de Cu: i. Composición del sólido en equilibrio con el líquido a 1200 °C ii. Composición del sólido a 1000 °C. c- ¿Por qué es diferente la composición en el inciso b-i) que la composición inicial del líquido?

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