Ejercicios problemas by Patricia Galguera

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QUÍMICA 2º BACHILLERATO EJERCICIOS Y PROBLEMAS

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EJERCICIOS QUÍMICA 2º BACHILLERATO ÍNDICE: TEMA 1: LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA………………… 3 TEMA 2 Y 3: ESTRUCTURA DE LA MATERIA Y ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS……. 4 TEMAS 4 Y 5 ENLACE IÓNICO, METÁLICO Y COVALENTE…………………………………………………. 9 TEMA 6: TERMODINAMICA……………………………....13 TEMA 7: EQUILIBRIO QUÍMICO…………………………18 TEMA 8: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES…………………………………………………....23 TEMA 9: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES………………………………………………..27 TEMA 10: ELECTROQUÍMICA…………………………....30 TEMA 11: QUÍMICA ORGÁNICA………………………….36

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TEMA 1: LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA EJERCICIO 1 En la etiqueta de una botella de H2SO 4 figuran los siguientes datos: densidad= 1,84 g ml-1, 96% en masa. Calcula la molaridad y la fracción molar de H 2SO4 en la disolución. EJERCICIO 2. Una disolución acuosa de HNO3 reacción con H2 S (g) para dar S (S) y NO(g). Determina el volumen de H2 S (g), medido a 60ºC y 760 Torr (mm Hg), necesario para que reaccione con 500 cm3 de una disolución acuosa de HNO 3, 3,5 M. Nombra todas las especies que intervienen en la reacción. EJERCICIO 3. a) 1,00 cm3 de Na (s) se disuelven en 20,0 cm3 de Hg(l) para formar un amalgama de sodio. Suponiendo volúmenes aditivos calcula: i. La molaridad para el soluto en la disolución. ii. La molalidad para el soluto en la disolución. Datos: densidad (20ºC) (kg dm-3 ). Na(s)= 0,97, Hg(l) =13,6. Masa molar del Na=23,00 g mol-1 EJERCICIO 4. Una disolución acuosa de HCl al 20% en masa, posee una densidad de 1,056 g/ml. Calcula: a) La molaridad. b) La fracción molar de soluto Dato: Masa atómica: H=1; O=16;Cl=35,5. EJERCICIO 5. A) Al tratar 9,00 g de Ca con exceso de oxígeno, se forma CaO, que se hace reaccionar con 0,25 moles de CO2 . ¿Cuántos g de CaCO 3 se obtendrán? Datos: Pesos atómicos Ca=40; O=16 y C=12. B) Si 6,4 g de azufre reaccionan con 11,2 g de hierro para formar 17,6 g de sulfuro de hierro (II), ¿Qué cantidad de FeS se formara a partir de 50 g de hierro y 50 g de azufre? Datos: Pesos atómicos S=32,1y Fe=55,8.

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TEMA 2 Y 3: ESTRUCTURA DE LA MATERIA Y ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS. 1. La configuración electrónica de un átomo excitado de un elemento es 1s22s22p63s23p65s1. Razona cuales de las afirmaciones siguientes son correctas y cuales son falsas para ese elemento: a. Pertenece al grupo de los alcalinos. b. Pertenece al periodo 5 del sistema periódico. c. Tiene carácter metálico. 2. Sabiendo que los números atómicos del argón y del potasio son 18 y 19 respectivamente, razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones: a. El número de electrones de los iones K  es igual al de los átomos neutros del gas argón. b. El número de protones de los iones 39 K  es igual al de los átomos c. Los iones K  y los átomos de gas argón no son isótopos d. El potasio y el argón tienen propiedades químicas distintas.

Ar .

3. La configuración electrónica de un átomo de un elemento del sistema periódico, en su estado fundamental es: 1s22s22p63s23p63d84s2. a. Indica razonadamente los números cuánticos del último electrón (electrón diferenciador) que completa la configuración electrónica anterior. b. Indica razonadamente los números cuánticos del electrón más externo en la configuración electrónica anterior. c. Indica razonadamente la situación de este elemento en el sistema periódico. d. Indica razonadamente cuantos electrones desapareados tiene un átomo de este elemento, en su estado fundamental. 4. A es un elemento químico cuya configuración electrónica en la última capa es 3s 1, mientras B es otro elemento cuya configuración para la capa de valencia es 4s 2 4p5. ¿Cuál de estos elementos tiende a perder electrones y cual a ganarlos? 5. Indica y justifica en cada caso, el elemento químico que se corresponde con la característica reseñada: a. Es el elemento del grupo del nitrógeno que presenta mayor carácter metálico. b. Es el elemento del grupo del nitrógeno que posee mayor energía de ionización. 6. Sea el elemento Z=20. Explica de manera razonada: a. Su configuración electrónica, su nombre y el tipo de elemento que es. b. Su situación en el sistema periódico, y cite otro elemento de su mismo grupo. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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c. Las valencias más probables que puede presentar. d. Cuáles son los números cuánticos de su electrón diferenciador. 7. Considera la configuración electrónica: 1s22s22p63s23p63d84s2 . a. ¿A qué elemento corresponde? b. ¿Cuál es su situación en el sistema periódico? c. Indica los valores de los números cuánticos del último electrón. d. Nombra dos elementos cuyas propiedades sean semejantes a este. 8. En la siguiente tabla se indica el número de partículas subatómicas de diferentes átomos. Indica y justifica: a. Cuales de estas especies son átomos neutros. b. Cuales son iones e indica de que iones se trata. c. Cuales son isótopos y en que se diferencian. d. Cuales son metales y cuales no metales. Átomo I II III IV V  5 5 10 10 13 nº de e  5 5 7 12 13 nº de p nº de n 5 6 7 13 14

9. El elemento A (Z=11) se combina con el elemento B (Z=17). Responde: a. Indica las configuraciones electrónicas de dichos elemento. b. Indica a que grupo y periodo pertenecen. c. ¿Cuál de ellos tendrá mayor afinidad electrónica? 10. Explica la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a. Un ión Ca2+ tiene más protones que un átomo de Ca. b. Un ión Na+ pesa más que un átomo de Na. c. Un ión S2- tiene configuración electrónica de gas noble. d. El ión Li+ es isoelectrónico con el ión Be 2+. 11. Considera los elementos con números atómicos 4, 11, 17 y 33: a. Escribe la configuración electrónica señalando los electrones de la capa de valencia. b. Indica a que grupo del sistema periódico pertenece cada elemento y si son metales o no metales. c. ¿Cuál es el elemento más electronegativo y cual el menos electronegativo? 12. Dado el elemento de Z = 22 responde a las siguientes preguntas: a. Escribe su configuración electrónica. b. Indica a que grupo y a qué periodo pertenecen. c. ¿Cuáles serán los iones más estables de este elemento?

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13. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s22s22p2

B: 1s22s22p13s1

Indica si son verdaderas o falsas: A. Ambas configuraciones corresponden a átomos en su estado fundamental. B. La configuración A corresponde a un átomo de un gas noble. C. Las dos configuraciones corresponden a átomos del mismo elemento. D. Para separar un electrón de A se requiere más energía que para separarlo de B.

14. A) Ordena los siguientes elementos según el tamaño creciente de sus átomos, justificando la respuesta: F, Mg, Ne, K, Cl, P. B) Ordena las siguientes especies químicas de mayor a menor tamaño, justificando la respuesta: Na+, Mg2+, O2-, N3-, Al3+. Datos: números atómicos: N:7; O:8; F:9; Ne:10; Na:11; Mg:12; Al:13; P:15; Cl:17; K:19.

15. A) Razona si las siguientes configuraciones electrónicas de los átomos neutros M y N se corresponden con un estado fundamental o un estado excitado: M = 1s22s22p43s1 N= 1s22s22p63s23p64s2 B) A qué grupo y periodo de la tabla periódica pertenece cada uno de los elementos anteriores. C) Razona cuál de ellos posee mayor radio atómico. D) ¿Cuáles son los valores de los números cuánticos n y l que le corresponden a un orbital 3s?

16. i. Escribe la configuración electrónica de los átomos y Cl- .

19 K

y 17Cl y de sus

iones K+

ii. Justifica la razón por la que el radio del ión K + (0,133nm) es inferior al del ión Cl- (0,181 nm). iii. ¿Qué se entiende por primera energía de ionización de un átomo? Señala la causa principal por la que la primera energía de ionización del átomo de potasio es también menor que la del átomo de cloro.

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17. Razona si las siguientes configuraciones electrónicas de los átomos neutros M y N incumplen alguna de las reglas o principios que corresponde aplicar para establecer la configuración electrónica de los átomos en estado fundamental. M ↑↓

↑↓

↑↓ ↑↓

↑↓

↑

↑↓ ↑↓ ↑↓

a. A que grupo de la Tabla Periódica pertenecen cada uno de los elementos anteriores. b. Razona cuál de ellos posee menor radio atómico. c. ¿Cuáles son los valores de los números cuánticos n y l que le corresponden a un orbital 2p? 18. a. Razona si las siguientes configuraciones electrónicas de los átomos neutros M y N se corresponden con un estado fundamental o un estado excitado: M= 1s2 2s2 2p4 3s1 N= 1s2 2s2 2p4 3s2 3p6 4s2 b. A que grupo y periodo de la tabla periódica pertenecen cada uno de los elementos anteriores. c. Razona cuál de ellos posee mayor radio atómico. d. ¿Cuáles son los valores de los números cuánticos n y l que le corresponden a un orbital 3s? 19. Dados los elementos A (Z=6), B(Z=11) y C(Z=17). i. Escribe sus configuraciones electrónicas en estado fundamental. ii. Indica cuál sería su situación en la tabla periódica (grupo y periodo) así como el orden creciente de electronegatividad. 20. Dados los elementos B(Z=19) y C(Z=20): a. Escribe sus configuraciones electrónicas en estado fundamental. b. ¿Cuál será la configuración electrónica del ión más estable que es capaz de formar cada uno de ellos? c. Define el concepto de primera energía de ionización y justificar a cuál de los elementos propuestos le corresponde el valor más alto de la misma. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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21. Dados los elementos A(Z=13), B(Z=9) y C(Z=19). a) Escribe sus configuraciones electrónicas. b) ¿Cuál será la c. electrónica del ión más estable de cada uno? c) Define el concepto de electronegatividad e indicar cuál de los elementos anteriores se espera que tenga el valor más alto y cual el más bajo. 22. A) Un átomo A tiene como configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 5s1 , ¿Cuáles serán los números cuánticos de su electrón más externo? B) Justifica la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:  A se encuentra en su estado fundamental  A pertenece al grupo de los metales alcalinos  A está en el quinto periodo de sistema periódico  A formara preferentemente compuestos con enlace covalente. Si son falsas hazlas de nuevo para ser verdaderas

23. i. Nombra los números cuánticos necesarios para caracterizar los electrones en los átomos. Indica su significado y posibles valores. ii. Contesta las siguientes cuestiones relativas a un elemento con Z=7 y A=14. - Número de protones, neutrones y electrones. - Configuración electrónica y número de electrones desapareados en su estado fundamental. - Número máximo de electrones para los que: ml=0; n=2; o l=1.

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TEMAS 4 Y 5: ENLACE IÓNICO, METÁLICO Y COVALENTE. 1. En los siguientes compuestos: BCl3, SiF4 y BeCl2. A) Justifica la geometría de estas moléculas mediante la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. 2. Define la energía reticular y ordena los compuestos iónicos NaF, KBr y MgO según los siguientes criterios:(Justifica tus respuestas) a) energía reticular. b) Punto de fusión creciente. 3. Indica la forma geométrica y la posible polaridad de la molécula de formaldehído (H2CO). 4. La molécula BF3 es un ejemplo de excepción en el cumplimiento de la regla del octeto. Escribe la estructura de Lewis para esa molécula y justifica porque no cumple la mencionada regla. 5. Considera la molécula BF3 . Explica razonadamente: a) La polaridad de los enlaces B-F. b) La geometría de la molécula. c) La polaridad de la molécula. 6. Razona el tipo de enlace químico que predomina en cada una de las siguientes sustancias: a) Yoduro de cesio. b) Níquel. c) Cloruro cálcico. d) Trióxido de dicloro. 7. a) Escribe la estructura de Lewis correspondientes a las especies químicas monoclorometano (CH3 Cl), dióxido de carbono y amoniaco. b) Indica razonadamente si tienen polaridad. 8. Una molécula diatómica: a) Siempre tiene carácter polar. b) Solo es polar si los dos átomos son diferentes. c) Solo es polar si los dos átomos son iguales. d) No puede ser polar, porque no puede tener estructura angular.

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9. a) Justifica la polaridad de las siguientes moléculas: HCl, I 2 y CH2Cl2 y comenta la naturaleza de las fuerzas intermoleculares presentes. b) Indica, con un ejemplo, una propiedad característica que diferencie un sólido o compuesto iónico de un sólido o compuesto molecular. 10. Predice si serán polares o no las siguientes moléculas: ICl; H 2S, CH4 , PCl3, BeCl2. Justifica la respuesta. 11. El compuesto AX3 no tiene momento dipolar, mientras que el EX3 si lo tiene, siendo en ambos casos X un halógeno. A partir de estos datos, indica justificándolo si cada una de las siguientes proposiciones es correcta o no: a) El compuesto AX3 debe tener un enlace doble. b) La molécula AX3 debe tener forma plana con ángulos de 120º. c) El átomo E del compuesto EX3 tiene electrones de valencia sin compartir. d) El átomo E es más electronegativo que el átomo A. 12. El elemento A (Z=11) se combina con el elemento B (Z=17). Responde a las siguientes cuestiones: a. Indica las configuraciones electrónicas de dichos elementos. b. Indica a que grupo y a qué periodo pertenecen. c. ¿Cuál de ellos tendrá mayor afinidad electrónica? Razona la respuesta. d. Razona que tipo de enlace se podrá formar entre A y B, y cuál será la fórmula del compuesto resultante. 13. Dadas las siguientes moléculas: a) C2Br2 (enlace carbono-carbono); b) C2Cl4 (enlace carbono-carbono). Justifica la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a. El ángulo Cl-C-Cl es próximo a 120º. b. La molécula C2 Br2 es lineal. 14. Dadas las moléculas HCl, KF y CH2Cl2: a) Razona el tipo de enlace presente en cada una de ellas utilizando los datos de electronegatividad. b) Escribe la estructura de Lewis y justifica la geometría de las moléculas que tienen enlaces covalentes. Datos: valores de electronegatividad: K=0,8; H=2,1; C=2,5; Cl=3,0; F=4,0. 15. Para la molécula NF3: A) Representa la estructura de Lewis; B) Escribe la geometría de esta molécula según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia; C) Justifica si la molécula de NF3 es polar o apolar. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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16. Explica claramente: a) Polaridad de un enlace. b) Moléculas polares. c) La polaridad en el caso de la molécula de agua. 17. Dadas las moléculas: CF 4, CO2, Cl2CO, NCl3, responde razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Representa la estructura de Lewis. b)Escribe su geometría molecular. c) Explica si cada una de estas moléculas tiene o no momento dipolar. 18. ¿Qué condiciones energéticas han de cumplirse para que se pueda afirmar que se ha originado un enlace? 19. El cloruro de hierro (III) funde a 282ºC y el cloruro de potasio a 776ºC. ¿Cuál de estos compuestos tendrá mayor carácter iónico? ¿Por qué? 20. Ordena de mayor a menor dureza las siguientes sustancias: MgCl 2, NaBr, NaCl, LiBr y CCl4, considerando exclusivamente su mayor o menor carácter iónico. Datos de EN: Mg= 1,2; Cl = 3; Na = 0,9; Br = 2,8; Li = 1; C = 2,5. 21. La molécula de hidrógeno, ¿es iónica o covalente? ¿Por qué es más estable que el hidrógeno atómico? 22. Dibuja la estructura de Lewis para los siguientes iones y moléculas: ClO -, C2H 6, HCN, CO3 2-, CO2, N2, PO43-, CS2 , BF4-, CCl4, SO42-. 23. ¿Cuáles de las siguientes moléculas son lineales y cuáles angulares?: BeI 2, CO2 , SCl2, HCN, OF2, CS2 y HCl. 24. ¿Qué molécula es más polar: la de metano o la de amoniaco? 25. ¿Qué consecuencia se puede deducir del hecho de que el momento dipolar BeH 2 sea nulo y el del H2 S no lo sea? 26. Teniendo en cuenta las electronegatividades de los distintos elementos, indica que tipo de enlace predomina en los siguientes compuestos: BaF 2, BH 3, CS2, H2 S y KBr. Datos de EN: Ba = 0,9; F = 4; B= 2; H =2,1 ; C= 2,5; S =2,5 ; K = 0,8; Br =2,8. 27. Ordena de mayor a menor puntos de fusión y de ebullición: a. F2; Cl2; Br2; I2. b. HF; HCl; HBr; HI. c. CH3OCH3; CH3CH2OH. d. CH2O; C2H 6. e. CH3CH2COOH; CH3COOCH3. f. (CH3)3N; CH3CH2CH 2NH2. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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28. Justifica la diferencia de solubilidad en agua de: g. h. i. j.

NH3; BF3. CH3CH2COOH; CH3COOCH3. CH3COOH; C4H10. CH3CH2CH2OH; CH3 CH2OCH3 .

29. Justifica la diferencia del punto de fusión y dureza del CO 2 y del SiO2. 30. Las moléculas de CCl 4 y CHCl3 tienen geometría molecular tetraédrica. Sin embargo el CHCl3 es 10 veces más soluble en agua que el CCl4. Explica la diferencia de solubilidad en agua de estas dos sustancias. 31. Sabiendo que la energía de ionización y el calor de sublimación del sodio son +496,0 kJ/mol y +108,8 kJ/mol, respectivamente, que la energía de disociación y la afinidad electrónica del bromo valen +193,0 kJ/mol y –345,3 kJ/mol, que la energía reticular del bromuro de sodio es –718,7 kJ/mol y que el calor de vaporización del Br2 es de + 30,7 kJ/mol, halla el calor de formación de dicha sal. (Haz un esquema).

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TEMA 6: TERMODINAMICA 1. Las variaciones de entalpía de formación del dióxido de carbono, agua líquida y eteno, son respectivamente –394, -286 y +52,3 kJ/mol. Calcula el calor de combustión a presión constante, del eteno (C 2H4). 2. El calor desprendido de la combustión de la glucosa, C 6H12O 6, es 2816,8 kJ/mol, y el desprendido del etanol, C2H5OH, 1366,9 kJ/mol. Calcula el calor desprendido cuando se forma 1 mol de etanol por fermentación de la glucosa: C6H12O6

2 C2H5OH + 2 CO 2 (g)

3. Calcula la entalpía de formación del óxido de zinc, con los datos siguientes: a. H2SO4 (aq) + Zn (s) b. 2H2(g) + O2 c. H2 SO4 (aq) + ZnO(s)

ZnSO 4(aq) + H2 (g); ∆Ha = -80,1kcal 2H2O(l); ∆Hb= -136,6 kcal ZnSO4 (aq) + H2O(l) ∆Hc=-50,52 kcal

4. Sabiendo que las entalpías de formación del CO (g) y del CO2 (g) son, respectivamente, -110,5 y -393,5 kJ/mol: a. Calcula la variación de entalpía que corresponde a la siguiente reacción: CO (g) + ½ O2 (g) CO2(g). b. ¿Qué cantidad de calor se producirá al quemarse 100 m3 de CO? 5. A) Representa e indicar la forma geométrica que adoptan los compuestos: CH 4O y CH2O. B) Indica el ángulo aproximado de los ángulos de enlace alrededor del átomo central de carbono en las moléculas anteriores. C) Identifica el tipo de fuerza intermolecular mas importante existente para cada sustancia en estado liquido. Datos: números atómicos (Z): H=1; C=6; 0=8.

6. A 25º C la reacción de formación del agua líquida a partir de hidrógeno y oxígeno presenta una variación de entalpía estándar igual a –68,35 kcal/mol y una variación de energía libre estándar de –56,59 kcal/mol. Determina la variación de entropía a esta misma temperatura y discutir si esta reacción se podrá producir espontáneamente a esta temperatura.

7. El metanol se puede obtener industrialmente a partir de la reacción: COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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2H2 (g) +CO (g)  CH3OH (l)

H º  128,0kJ

A) Si la entalpía de formación del monóxido de carbono es -110,5 kJ/mol, calcula la entalpia molar de formación del metanol liquido. B) Si la entalpía de vaporización del metanol es 35,2 kJ/mol, calcula la entalpia de formación del metanol en estado de vapor. 8. a) Escribe las estructuras de Lewis para las moléculas de BF 3 y NF3 e indica su geometria. De las dos moléculas indicar razonadamente, ¿cuál de los enlaces que forma el flúor es más polar y cuál de las moléculas es apolar? b) En las moléculas C 2H6 y C2 H2 indica razonadamente el valor aproximado del angulo de enlace H-C-C. Datos: números atómicos (Z): F=9; N=7, B=5, C=6. 9. La obsevación experimental de la variación de H con respecto al producto T S para una reacción simple A  B permite la representación gráfica de la figura: kJ 80 60 40 – 20 – 0

ΔH TΔS

¡ 100

¡ 200

¡ 300

¡ 400

¡ 500

¡ 600

¡ 700

T(K)

Observando la misma, razona la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones: 1) 2) 3) 4) 5)

A 500 K la reacción es espontánea. A 200 K la reacción también es espontánea. El compuesto A es más estable que B a temperaturas inferiores a 400K. Aproximadamente a 400 K el sistema se encuentra en equilibrio. La reacción es exotérmica a 600 K.

10. Debes elegir entre etino y propano, el combustible de una calefacción. Supón que a) Reactivos y productos son gases. b) La capacidad del deposito no es un problema c) el precio de ambos combustibles es análogo. A) ¿Que condición es necesaria para que una reacción sea espontánea? ¿que puedes decir sobre la espontaneidad de la combustión de etino y propano? B) ¿Cual de los dos combustibles elegirías? ¿por que? Datos: H º combustion(kJg 1 ) : Etino= -50; Propano= -50. Masas molares (g mol -1): H=1; C=12. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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11. a) ¿Que condiciones son necesarias para que una reacción sea espontánea? Mediante calentamiento, ¿es posible que cualquier reacción no espontánea a 25ºC, pase a ser espontánea a temperatura mas alta? b) Indica las condiciones que consideres idóneas para que el proceso de descomposición del CaCO3 (s) en CaO(s) y CO2 sea espontáneo. Datos: Hf º (kJ ) : CaCO3= -393; CaO= -635; CO2= -1207. 12.Para la molecula de ácido metanoico: a) Dibuja su diagrama de Lewis. b) Predice la geometria alrededor de los atomos de O y C y clasifica la molécula en polar o no polar. 13. Con la siguiente tabla: Entalpía estándar de sublimación del C(s) Entalpía estándar de formación del CH4(g) Energía media de enlace H-H

717 kJ/mol 75 kJ/mol 436 kJ/mol

A) Obten el valor de la variación de entalpía de la reacción: C(g) + 2H2 (g)  CH4 (g) y justifica si es exotérmica o endotérmica. B) Estima el valor de la energía media del enlace C-H. 14. La entalpía estándar de combustión del butano gaseoso (C 4H10), para dar dióxido de carbono y agua líquida, es -2878,6 kJ/mol. Las entalpías de formación de estas dos últimas sustancias son, respectivamente, -393,5, y -285,8 kJ/mol. Calcula para el butano su calor de formación a presión constante. 15. A partir de las energías medias de los enlaces C-C, C  C, C-H y H-H, cuyos valores respectivos son: 347, 830, 415 y 436 kJ/mol, halla el valor aproximado de la entalpía estándar de hidrogenación del acetileno (C2H2 ) a etano (C2H6). 16. Con los siguientes datos: Sustancias H2S(g) º -5,3 H f (kcal / mol)

SO2(g) -70,9

H2O(l) -68,3

S(s) 0

49,15

59,24

16,75

7,62

S º (cal / molK )

Determina los valores de H º , S º y G º para la reacción: 2H2S (g) + SO2 (g)  2H2O(l) + 3S (s) 17. Considera los compuestos BaO, HBr, MgF2 y CCl4 . a) Indica su nombre. b) Razona el tipo de enlace que tiene cada uno. c) Explica la geometria del CCl4 . 18. Para la siguiente reacción: COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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CH3 -CH2OH (l) + O2 (g)  CH3 -COOH (l) + H2O (l). Calcula: a) La variación de entalpía de la reacción a 25ºC, en condiciones estándar. b) La variación de entropía a 25ºC, en condiciones estándar. c) La variación de energía de Gibbs a 25ºC, en condiciones estándar. d) La temperatura teórica para que la energía de Gibbs sea igual a cero. Datos a 25ºC: H º f (kJ/mol)

ETANOL (l) ÁCIDO ETANOICO (l) O2 (g) H2O (l)

-22,6 -487,0 0 -285,8

Sº (J/mol K) 160,7 159,9 205,0 70,0

19. A partir de los siguientes datos de energías de ruptura de enlaces (ED): Molécula

Enlaces

H2 N2 NH3

H-H N≡N N-H

ED (kJ/mol) 436 946 389

Estima la entalpía estándar de formación de la molécula de amoniaco. Todos los datos se refieren a condiciones estándar. 20. Calcula la entalpía estándar de la reacción: 3 H2(g) + O3(g) → 3 H2O(g) A partir de las entalpías de reacción: 1) 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) ΔH1 = - 483,6 kJ 2) 3 O2(g) → 2 O3(g)

ΔH2 = + 284,6 kJ

21. La combustión de amoniaco, NH 3(g), genera NO(g) y H2O(g), liberándose 226 kJ/mol de amoniaco en condiciones estándar. i. Escribe la ecuación química ajustada para la combustión del amoniaco y calcula la entalpía estándar de formación del amoniaco gaseoso. ii. Calcula la energía liberada en la obtención de 50 g de NO(g). Datos: ΔHºf[NO(g)] = 90,25 kJ/mol; ΔHºf[H 2O(g)] = -241,82 kJ/mol. Masas atómicas: N = 14 u, O = 16 u COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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22. Para una determinada reacción química ΔHº = + 23,5 kJ y ΔSº = + 68,5 J K-1. De forma razonada, indica si: i. La reacción da lugar a un aumento o a una disminución del desorden del sistema. ii. La reacción será espontánea a 25 ºC y condiciones estándar. 23. Indica si es correcta la afirmación: “El radio del catión Na + es menor que el radio del catión K+ ”. Justifica tu respuesta. Datos: Na (Z = 11); K (Z = 19) 24. Escribe la estructura de Lewis del catión H 3O+. Deduce y dibuja su forma geométrica e indica los ángulos de enlace aproximados del ión. Datos: O (Z = 8); H (Z = 1) 25. A partir de los siguientes datos: Propiedad física Punto de ebullición normal (K)

NH3 240

PH3 185

Punto de fusión norma(K)

195

139

y de los valores de electronegatividad: χ (N) = 3,0; : χ (P) = 2,1; : χ (H) = 2,1 i. Indica, de forma razonada, la sustancia que presenta fuerzas intermoleculares más intensas. ii. Indica, de forma razonada, el tipo de fuerzas intermoleculares presentes en cada una de las sustancias. 26. Las entalpías estándar de combustión del C(grafito) y del CO(g) son: -393,51 y -283,0 kJ mol -1, respectivamente. En ambos casos se obtiene CO 2(g). Calcula la entalpía estándar de formación del CO(g).

TEMA 7: EQUILIBRIO QUÍMICO COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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1. En un recipiente se introducen 2,94 moles de yodo y 8,10 moles de hidrógeno, estableciéndose el equilibrio cuando se han formado 5,60 moles de yoduro de hidrógeno. A la temperatura de la experiencia todas las sustancias son gases con moléculas diatómicas. Calcula: a) las cantidades de yodo e hidrógeno que han reaccionado; b) la constante de equilibrio de la reacción. 2. La constante Kc de equilibrio del problema anterior vale 50 cuando la reacción tiene lugar a 448ºC. ¿Cuánto yoduro de hidrógeno se formara al calentar a esa temperatura 1 mol de yodo y 2 moles de hidrógeno? 3. A cierta temperatura y en un recipiente de 1 litro se encuentran en equilibrio 8 gramos de oxígeno, 8 gramos de dióxido de azufre y 40 gramos de trióxido de azufre. a) Calcula el valor de la constante de equilibrio Kc correspondiente a la reacción: 2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g). b) ¿Se podría hallar con los datos del problema el valor de Kp? 4. A 21ºC la Kc para N2O 4(g) ↔ 2NO2(g) es 4,48. Calcula la concentración de NO 2 en equilibrio con 0,36 moles/l de N 2O4 a 21ºC. 5. Sabiendo que a 600K la Kc= 0,395, en el equilibrio: NH3(g) ↔ ½ N2(g) + 3 /2H2(g), calcula las concentraciones de amoniaco nitrógeno e hidrógeno de la mezcla gaseosa en equilibrio, existente en el interior de un matraz de 1 litro de capacidad, en el que se han inyectado 2,65 gramos de amoniaco a 600K. 6. Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 7,78 moles de hidrógeno y 5,20 moles de yodo gaseoso se calienta a 445ºC, con lo que se establece el equilibrio, habiéndose formado 9,34 moles de yoduro de hidrógeno. a) Formula la reacción correspondiente a este proceso, señalando como se modificara el equilibrio al modificar la presión. b) Calcula la composición de equilibrio, si a la temperatura dada partimos de 7,95 moles de hidrógeno y 8,68 moles de yodo. 7. En un recipiente de 2,0 L, en que previamente se ha realizado el vacío, se introducen 0,20 moles de CO2, 0,10 moles de H2 y 0,16 moles de H2O. A continuación se establece el siguiente equilibrio a 500 K : COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(g) i.

Si en el equilibrio [p(H2O)]eq = 3,51 atm, calcula las presiones parciales en el equilibrio de CO2, H2 y CO.

ii. Calcula Kp y Kc para el equilibrio a 500 K. Datos: R = 0,082 atm L K-1 mol-1 8. Para la reacción en equilibrio a 673 K: Br2(g) + Cl2(g) ↔ 2 BrCl(g) Kc = 7,0. Si en un recipiente de 2 L, en el que previamente se ha realizado el vacío, se introducen 39,95 g de Br2(g) y 17,725 g de Cl2(g) a 673 K: i. Calcula las concentraciones de Br2(g), Cl2(g) y BrCl(g) en el equilibrio. ii. Calcula la presión total del sistema en equilibrio. Datos: R = 0,082 atm L mol -1 K-1 . Masas atómicas: Br = 79,9 u; Cl = 35,45 u. 9. A. Para la reacción en equilibrio: 4 NH3(g) + 5 O2(g) ↔ 4 NO(g) + 6 H2O(g) ΔHº = -904,4 kJ. Explica el efecto que sobre la cantidad de NO(g) en el equilibrio tendrá: i. Una disminución de la [O2] manteniendo constante el volumen del recipiente. ii. Transferir la mezcla en equilibrio a un recipiente cuyo volumen es la mitad del volumen del recipiente original, a la misma temperatura. 10. En un recipiente de 2 L, en el que inicialmente se ha realizado el vacío, se introducen 2,0 g de CO2(g) y carbono sólido en exceso. El conjunto se calienta a 1173 K, estableciéndose el equilibrio químico representado por la ecuación: C(s) + CO2(g) ↔ 2 CO(g). i. Si en el equilibrio hay 2,1 g de CO(g), calcula las presiones parciales de CO2(g) y de CO(g) en el equilibrio. ii. Calcula los valores de Kp y Kc para el equilibrio a 1173 K. Dato: R = 0,082 atm L /K mol Masas atómicas: C = 12 u; O = 16 u.

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11. A 873 K la constante de equilibrio para la reacción: COCl2(g) ↔ CO(g) + Cl2(g) tiene el valor Kc = 3,8 x 10 -2 En un recipiente de 2,0 L, en el que inicialmente se ha realizado el vacío, se introducen 0,033 moles de COCl2(g), 0,066 moles de CO(g) y 0,066 moles de Cl2(g). La mezcla se calienta a la temperatura de 873 K. a. i. Justifica si la mezcla se encuentra inicialmente en equilibrio. b. ii. Calcula la concentración de cada gas en la mezcla una vez alcanzado el equilibrio. 12. A. Considera la reacción en equilibrio: CO(g) + H2 O(g) ↔ CO2 (g) + H2(g) i)

Si disminuye la concentración de CO(g) en el equilibrio ¿Qué sucede con la concentración de H2(g)en el equilibrio?

ii)

Si disminuye la concentración de H 2O(g) en el equilibrio ¿Qué sucede con la constante de equilibrio de la reacción?

13. Indica, de forma razonada, si se formará precipitado en una disolución que contenga las siguientes concentraciones: [Ca 2+] = 0,0037 M; [CO32-] = 0,0068 M Datos: KPS(CaCO3) = 2,8 x 10- 9 14. Realizando los cálculos adecuados, determina si se formará un precipitado cuando se mezclen 3,3 mL de disolución acuosa de HCl 1,0 M, con 4,9 mL de disolución acuosa de AgNO3 0,003 M y suficiente agua para diluir la disolución resultante hasta un volumen total de 50 mL. Dato: KPS(AgCl) = 1,6 x 10-10 15. Para la reacción: PCl 5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g) Kc = 3,8 x 10 -2 a 250 ºC. Un recipiente de 2,5 L contiene una mezcla de 0,20 moles de PCl 5 (g), 0,10 moles de PCl3(g) y 0,10 moles de Cl2(g) a la temperatura de 250 ºC. i. ii.

Justifica si la mezcla se encuentra inicialmente en equilibrio. Calcula el número de moles de cada gas en la mezcla una vez alcanzado el equilibrio.

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16. En un recipiente vacío de 5L, se introducen 0,145 moles de Cl 2 y 1,8 moles de PCl5, se calienta a 200ºC y una vez alcanzado el equilibrio: PCl 5 (g) ↔ PCl 3(g) + Cl2(g), en la mezcla en equilibrio hay 0,218 moles de PCl 3 . a. Indica el sentido en que evoluciona el sistema inicial para alcanzar el estado de equilibrio y las concentraciones de cada una de las especies una vez alcanzado el equilibrio. b. Calcula el valor de las constantes KC y KP a esa temperatura. c. Explica, de forma cualitativa, en qué sentido se desplazará el equilibrio alcanzado si se introducen en el recipiente 0,3 moles de PCl3. Datos: R = 0,082 atm L/ K mol. 17. A. Para la reacción: 3 Fe(s) + 4 H2O (g) ↔ Fe3O4(s) + 4 H2(g)

ΔHº = -150 kJ

Justifica, de forma razonada, el efecto de cada uno de los siguientes factores en la cantidad de H 2(g) presente en la mezcla en equilibrio: iii. Elevar la temperatura de la mezcla. iv. Introducir una masa adicional de H2O(g). v. Duplicar el volumen del recipiente que contiene la mezcla. vi. Añadir un catalizador adecuado. 18. Para la reacción en equilibrio: 4 HCl(g) + O2(g) ↔ 2 H2O(g) + 2 Cl2(g) ΔHº = -114 kJ. Explica el efecto que sobre la cantidad de Cl2(g) en el equilibrio tendrá: i. La adición a la mezcla en equilibrio de una masa adicional de O 2(g) a volumen constante. ii. Transferir la mezcla en equilibrio a un recipiente con un volumen doble, a la misma temperatura. 19. En un recipiente de 1,4 litros se introduce 1,0 g de CO, 1,0 g de H 2O y 1,0 g de H2, elevando la temperatura a 600 K y dejando que se alcance el equilibrio: CO(g) + H2 O(g) ↔ CO2 (g) + H2(g)

KC = 23,2

600K

Calcula los gramos de CO2(g) que habrá en la mezcla en equilibrio. Datos: Masas atómicas C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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20. Un litro de solución saturada de sulfato de bario contiene 0,0025 gramos de BaSO4 disueltos. Calcula la constante del producto de solubilidad del BaSO 4. 21. Un litro de solución saturada de cromato de plata a 25ºC contienen 0,0435 gramos de Ag2CrO4. Calcula la constante del producto de solubilidad. 22. Calcula las solubilidades molares, concentraciones de los iones constituyentes y solubilidades en g/l para: a) cloruro de plata; b) hidróxido de zinc. Datos: KPS= 1,8 ∙10-10 para el cloruro de plata; KPS =4,5∙ 10-17 para el hidróxido de zinc. 23. Si mezclamos 10,0 mL de una disolución acuosa de BaCl2 0,10 M con 40,0 mL de una disolución acuosa de Na 2 SO4 0,025 M, suponemos volúmenes aditivos: i. Determina si se formará precipitado de BaSO 4. ii. Calcula las concentraciones de Ba 2+(ac) y SO42-(ac) en la disolución después de producirse la precipitación. Datos: Kps= 1,1∙ 10-10 24. La solubilidad del cloruro de plata en agua es de 1,92 x 10 -4 g de compuesto por 100 mL de disolución. Calcula la constante del producto de solubilidad del cloruro de plata. Datos: Masas atómicas: Ag = 107,8 u; Cl = 35,45 u

25. Se añaden 10 mg de carbonato de estroncio sólido, SrCO 3(s), a 2 l de agua pura. Calcula la cantidad de SrCO 3(s) que queda sin disolver. Supón que no hay variación de volumen al añadir el sólido al agua. Datos: Masas atómicas: Sr = 87,6 u; C = 12 u; O = 16 u. KPS(SrCO3) = 5,6 x 10-10 .

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TEMA 8: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES. 1. Calcula el pH de las siguientes disoluciones acuosas: i. Amoniaco 0,01M. ii. Hidróxido de sodio 0,05M Datos: Kb del amoniaco= 1,8 10 -5. 2. Se dispone de las siguientes disoluciones: i. Ácido clorhídrico 10-3 M. ii. Anilina (C6H5NH2) 0,1M. Calcula el pH de cada una. Datos: Kb de la anilina=4,6 10 -10. 3. Se disuelven 0,86 g de Ba(OH)2 en la cantidad de agua necesaria para obtener 0,1 L de disolución. Calcula: i. Las concentraciones de las especies OH - y Ba2+ en la disolución. ii. El pH de la disolución. Datos: Ba= 137u; O= 16u; H=1u. 4. Una disolución de ácido cianhídrico (Ka= 4,0 10 -10) tiene un pH de 5,7. Calcula: i. La concentración de dicho ácido ii. El grado de disociación (α). 5. De los ácidos débiles HCOOH y CH 3COOH, el primero es más fuerte que el segundo i. Escribe sus reacciones de disociación en agua, especificando cuáles son sus bases conjugadas. ii. Indica, razonadamente, cuál de las dos bases conjugadas es la más fuerte. 6. Se preparan 100 ml de disolución acuosa de HNO 2 que contienen 1,2 g de este ácido Calcula: i. El grado de disociación del ácido nitroso. ii. El pH de la disolución. Datos: Ka(HNO2)= 5 10-4; Pm: N=14; 0=16;H=1. 7. De las siguientes especies químicas: H 3O+; HCO3 -; CO32-; H2O;NH 3; NH4 +, explica según la teoría de Brönsted-Lowry. i. Las que pueden actuar solo como acido. ii. Las que pueden actuar solo como base. iii. Las que pueden actuar como ácido y como base. 8. A) Según la teoría de Brönsted, indica los pares acido-base conjugados entre las siguientes especies químicas: HNO 2 , HCl, NH3 , OH -, H2O, Cl- ,NO2 -, NH4 +. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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B) Se preparan disoluciones acuosas de igual concentración con cada una de las especies químicas anteriores. Ordenarlas razonadamente de menor a mayor pH. Datos: Ka(HNO2)=4 10-4; Ka(NH4 +)=5,6 10-10. 9. Se añaden 40 ml de hidróxido sódico 0,10 molar a 10 ml de ácido clorhídrico 0,45 molar. ¿Cuál es el pH de la disolución resultante? 10. Cada comprimido de aspirina contiene 0,5 g de ácido acetilsalicílico (HA), un ácido monoprótico débil de formula C 9O4H8. Se disuelve un comprimido de aspirina en agua hasta formar 200ml de disolución, se mide su pH, y resulta ser 2,65. i. Determina el valor de la constante de acidez de ácido acetilsalicílico, a la temperatura de la experiencia. ii. Explica si el pH de una disolución de la sal sódica del ácido acetilsalicílico es menor, igual o mayor que 7. Masas atómicas relativas: H=1; C=12; O=16. 11. Razona que disolución será más ácido: una de acetato de potasio 0,5M u otra de bromuro amónico 0,1M. Datos: Ka(ácido acético)=1,8 10 -5; Kb(amoniaco)=1,8 10 -5 12. Dado un ácido débil monoprótico 0,01M y sabiendo que se ioniza un 13%. Calcular: i. La constante de ionización. ii. El pH de la disolución. iii. ¿Qué volumen de disolución 0,02M de hidróxido sódico será necesario para neutralizar completamente 10ml de la disolución del ácido anterior? 13. a. Calcula el pH de una disolución 2,9M de ácido cianhídrico(HCN) (Nota: despreciar los protones procedentes de la disociación del agua) b. Calcular el volumen de NaOH 0,1M necesario para neutralizar 25 ml de HCl 0,01M . Datos: Ka= 4,9 10 -10. 14. Indica, de forma razonada, el carácter ácido, básico o neutro de una disolución acuosa de NH4 Cl. Datos: Kb(NH3) = 1,8 ∙ 10-5 15. Indica, de forma razonada, el carácter ácido, básico o neutro de una disolución acuosa de KCN. Dato: Ka(HCN) = 6,2 ∙10 -10

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16. Calcula el pH y el pOH de una disolución acuosa obtenida por mezcla de 10,0 mL de disolución acuosa de hidróxido de bario, Ba(OH) 2, 0,015 M y 40,0 mL de disolución acuosa de hidróxido de sodio, NaOH, 7,5 ∙10 -3M. Supón que los volúmenes son aditivos. 17. Una disolución acuosa de ácido acético (CH 3COOH) tiene un pH = 3. i. Calcula la concentración inicial de ácido acético en la disolución. ii. Calcula el volumen de disolución acuosa de NaOH 0,1 M necesario para neutralizar, exactamente, 30 mL de la disolución acuosa de ácido acético. Datos: Ka(CH3COOH) = 1,8 x 10 -5 18. Dispones de una disolución reguladora de ácido acético (CH 3COOH) y acetato de sodio (NaCH3COO). Escribe y justifica la ecuación química que muestre cómo reacciona la disolución reguladora preparada cuando: i) se le añade una pequeña cantidad de ácido fuerte; ii) se le añade una pequeña cantidad de base fuerte. 19. Se mezclan 100 ml de una disolución acuosa de HCl(ac) con pH= 2,5 y 100 ml de disolución acuosa de NaOH (ac) con pH= 11,0. Calcula el pH de la disolución resultante. Supón los volúmenes aditivos. 20. Se mezclan 300 mL de una disolución acuosa de HCl 0,25 M con 150 mL de una disolución acuosa de HBr 0,15 M y con 250 mL de agua. Calcula el pH de la disolución resultante. Supón que los volúmenes son aditivos. 21. Calcula la concentración inicial de ácido cianhídrico, HCN, en una disolución acuosa cuyo pH = 5,3. Dato: Ka(HCN) = 4,9 ∙10-10 22. Se mezclan 50 mL de una disolución acuosa de HCl 0,0155 M con 75 mL de una disolución acuosa de NaOH 0,0106 M. Calcula el pH de la disolución resultante. Supón que los volúmenes son aditivos. 23. Un vinagre contiene un 5,7% en masa de ácido acético, CH 3 COOH ¿Qué masa, en gramos, de este vinagre debe diluirse en agua para obtener 0,75 L de una disolución con pH = 4,0? Datos: Ka(CH3COOH) = 1,8 ∙10-5. Masas atómicas: C: 12 u; H: 1 u; O: 16u.

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24. Una disolución acuosa de NH 3 tiene un pH = 10,6. i. Calcula la concentración inicial de NH 3 , en moles/l. ii. Calcula el volumen, en litros, de una disolución acuosa de NH3 0,1 M necesario para preparar, por dilución, 500 mL de la disolución del apartado anterior. Datos: Kb(NH3 ) = 1,8∙10-5 25. A. Dispones de disoluciones acuosas de las siguientes sustancias: NH 3, HCl, NaOH, KCN, NH4 Cl y CH 3COOH. i. Indica, de forma razonada, las disoluciones que utilizaría para preparar una disolución reguladora. ii. Escribe y justifica la ecuación química que muestre cómo reacciona la disolución reguladora preparada cuando se le añade una pequeña cantidad de ácido fuerte. 26. Se prepara una disolución acuosa por mezcla de 30 mL de disolución acuosa de HCl, que contiene un 1,5% en masa de HCl y una densidad de 1,1 g cm -3, con 50 mL de una disolución acuosa de HNO3 con pH = 1,5 y con 100 mL de agua. Calcula el pH de la disolución resultante. Supón que los volúmenes son aditivos. Datos: Masas atómicas: Cl = 35,45 u; H = 1 u. 27. i. Calcula la molaridad inicial de una disolución acuosa de NH 3 cuyo pH = 11,5. ii. Calcula el volumen de disolución acuosa 2 M de HCl(ac) que se necesita para neutralizar exactamente 1L de la disolución de amoniaco del apartado anterior. Dato: Kb(NH3) = 1,8 x 10-5 28. En una disolución acuosa de amoniaco (NH 3) se observa que: pH = 5 x pOH. Calcula: i. El valor de [H3O+] en la disolución. ii. El valor de la concentración inicial de amoniaco en la disolución. Dato: Kb(NH3) = 1,8 x 10 -5 29. Se mezclan 180 mL de disolución de HCl(ac) 1,5 M con 200 mL de disolución de NH3(ac) 1,2 M. Calcula el pH de la disolución resultante. Supón que los volúmenes son aditivos.

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TEMA 9: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES 1. Dada la siguiente reacción: K2Cr2O7 + KI + H2 SO4

K2 SO4 + Cr2(SO 4)3 + I2 + H2O

a) Deduce, razonando la respuesta, que sustancia se oxida y cual se reduce. b) ¿Cuál es la sustancia oxidante y cual la reductora? c) Escribe y ajusta las semirreacciones de oxidación, reducción, y la reacción global. 2. a) Ajusta la siguiente reacción por el método del ión-electrón: K2Cr2O7 + H2 S + HCl CrCl3 + S + KCl + H2O b) Calcula cuántos gramos de azufre se obtienen con 10 gramos de oxidante. Pm; H=1; O=16; S=32; Cl=35,5; K=39; Cr=52. 3. a) Ajusta la siguiente reacción utilizando el método del ión-electrón: K2Cr2O7 + KI + H2 SO4 K2SO4 + Cr 2(SO4) 3 + I2 + H2O b) Calcula además el peso equivalente del K2 Cr2O7. Pm; O= 16; K=39,1;Cr=52. 4. Dada la siguiente reacción redox: HCl + K2Cr2O7

CrCl3 + KCl + Cl2 +H2O

a) Ajusta la reacción por el método del ión-electrón. b) Calcula la molaridad de la disolución de HCl, si cuando reaccionan 25 ml de la misma con exceso de K2Cr2O 7 , produce 0,3 litros Cl2 medidos en condiciones normales. 5. El dicloruro de cobalto reacciona con el clorato de potasio en presencia de hidróxido de potasio, obteniéndose trióxido de dicobalto, cloruro de potasio y agua. a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ión-electrón. b) Calcula los gramos de trióxido de dicobalto que se obtendrán mediante la reacción de 250 ml de disolución 0,5 M de dicloruro de cobalto con un exceso de clorato de potasio y de hidróxido de potasio. Pm; O=16; Co=59. 6. Al hacer burbujear sulfuro de hidrógeno gaseoso a través de ácido nítrico se forma azufre diatómico, dióxido de nitrógeno y agua. a) Ajusta la reacción de oxidación-reducción que tiene lugar e indica cuales son las especies oxidante y reductora. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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b) Calcula la masa de azufre que se obtendrá a partir de 15 ml de ácido nítrico concentrado (del 60% en masa y densidad 1,38g/ml) Datos: Pm; H=1; N=14; O=16; S=32. 7. El bromuro sódico reacciona con el ácido nítrico, en caliente, según la siguiente ecuación: NaBr + HNO3 Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O A) Ajusta esta reacción por el método del ión-electrón. B) Calcula la masa de bromo que se obtiene cuando 50g de bromuro de sodio se tratan con 25 g de ácido nítrico. Datos: Br=79,9; Na=23; N=14; O=16; H=1. 8. Ajusta y completa por el método del ión-electrón, las siguientes reacciones: a. MnO4 - + SO2 b. Bi(OH)3 + SnO22-

Mn+2 + HSO 4- en disolución ácida. SnO32- + Bi en disolución básica.

9. El dicromato de potasio en disolución acuosa, acidificada con ácido clorhídrico, reacciona con el cloruro de hierro (II) según la siguiente reacción (no ajustada): FeCl2(aq) + K2Cr2O7(aq) + HCl(aq) FeCl3(aq) + CrCl3(aq) + KCl(aq) + H2O(l) En un recipiente adecuado se colocan 3,172 g de cloruro de hierro (II), 80 ml de dicromato de potasio 0,06M, y se añade ácido clorhídrico en cantidad suficiente para que tenga lugar la reacción: a) Escribe la ecuación ajustada de esta reacción. b) Calcula la masa (en gramos) de cloruro de hierro (III) que se obtendrá. Datos: masas atómicas relativas: Cl=35,5; Fe=55,9. 10. Cuando se mezclan disoluciones acuosas de dicromato de potasio y de sulfato de hierro(II), en presencia de ácido sulfúrico, se forma sulfato de hierro(III), sulfato de cromo(III), sulfato de potasio y agua. i. Escribe y ajusta la reacción en forma iónica y molecular por el método del ión-electrón e indique el agente oxidante y el agente reductor. ii. Si 50 mL de una disolución 0,2 M de sulfato de hierro (II) necesitan 28 ml de disolución de dicromato de potasio para su total oxidación, calcula la concentración molar de la disolución de dicromato de potasio.

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11. Ajustar por el método del ión-electrón la ecuación: KMnO 4 + H2 S + H2 SO4 MnSO4 + S+ K2 SO4 + H2 O Indicar quien es el oxidante y quien es el reductor y calcular el peso equivalente del oxidante. 12. El dióxido de manganeso y el yoduro de potasio reaccionan, en presencia de ácido sulfúrico, para dar sulfato de manganeso (II), yodo, sulfato de potasio y agua. a. Ajustar dicha reacción por el método de ión-electrón. b. Determinar el peso equivalente del dióxido de manganeso y del yodo en esta reacción. 13. El ión Sn+2 es oxidado a Sn+4 en medio ácido por las disoluciones de ión permanganato, pasando este a ión Mn +2. a. Calcular el peso equivalente del SnCl2 en esta reacción. b. Hallar los gramos de dicha sal que habrá que disolver en agua para obtener 750 ml de disolución 0,01 M. 14. Cuando el ácido clorhídrico, reacciona con el dicromato de potasio, se obtiene cloro molecular, cloruro de cromo (III), cloruro de potasio y agua. a. Ajusta la reacción por el método del ión-electrón. b. Indica la sustancia que se oxida y la sustancia que actúa como agente oxidante. c. Halla el peso equivalente del agente reductor. d. Halla los gramos de dicromato de potasio que se necesitan para obtener 100 gramos de cloruro de potasio, si el rendimiento es del 50 %. 15. En una solución ácida, el clorato de potasio oxida al cloruro ferroso que pasa a cloruro férrico, quedando él reducido a cloruro de potasio más agua. a. Escribe y ajusta la correspondiente reacción iónica. b. Determina el peso equivalente del clorato de potasio. 16. Se mezclan 20,3 gramos de KOH puro con 27,6 gramos de sosa Na(OH) pura y, tras disolver la mezcla en poco agua, se diluye hasta 1 litro exacto. Calcular el pH de la disolución resultante. 17. Una disolución A contiene 3,65 gramos de ácido clorhídrico en 1 litro de disolución, otra disolución B contiene 40 gramos de hidróxido de sodio en 1 litro de disolución. Calcular: a) El pH de la disolución A; b).El pH final después de mezclar las disoluciones A y B.

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TEMA 10: ELECTROQUÍMICA. 1. Teniendo en cuenta los potenciales normales de reducción de los pares Ag +/Ag y Ni2+/Ni, ¿podríamos construir una pila con electrodos de plata y níquel? En caso afirmativo, hacer un esquema de la misma, indicando: a. ¿Qué electrodo actúa de ánodo y qué electrodo actúa de cátodo? b. ¿Cuál es la fuerza electromotriz de la pila en condiciones estándar? Eº(Ni2+/Ni)=-0,25V; Eº(Ag+/Ag)= 0,80V. 2. Se introduce una barra de hierro en una disolución 1M de iones Fe2+ y otra de estaño en una disolución 1M de Sn2+, se conectan eléctricamente ambas y se unen las disoluciones con un puente salino. Escribe las reacciones que tienen lugar en cada electrodo, la global de la pila y calcular su fuerza electromotriz. Eº(Fe2+/Fe)= -0,44V; Eº(Sn2+/Sn)= -0,14V 3. Forma una pila galvánica con los semielementos siguientes: Sn4+ + 2eSn2+; Eº= 0,15 V. + Ag + 1eAg ; Eº= 0,80 V. Calcula el potencial normal de la célula e identificar el ánodo y el cátodo. 4. ¿Será capaz el dicromato de potasio, en medio ácido, de oxidar, en condiciones estándar, un yoduro a yodo? Eº(Cr2O7 2 /Cr3+)= 1,33V; Eº(I2/I )= 0,54V. -

5. ¿Quién es más oxidante, el ión Cr2O72- o el MnO4 ? -

Eº(MnO4 /Mn2+)= 1,51V; Eº(Cr2O7 2 /Cr3+)= 1,33V. 6. A partir de la tabla de potenciales normales de reducción, explica si son ciertas las siguientes afirmaciones: a. No puede introducirse una cucharilla de aluminio en una disolución de sulfato de cobre (II); b. Los iones Fe3+ y Sn2+ no pueden coexistir en la misma disolución; c. El flúor no existe libre en la naturaleza; d. El cobre no reacciona con el ácido clorhídrico, pero si con el ácido nítrico. +

Eº(Al3 /Al)= -1,67V; Eº(Cu2 /Cu)= 0,34V; Eº(Fe3 /Fe2+)= 0,77 V; -

Eº(Sn4+/Sn2+)= 0,15V; Eº(F2/F )= 2,87 V; Eº(H+/H 2)= 0,0 V; -

Eº(NO3 /NO)= 0,96 V. 7. Indicar si es posible guardar disoluciones de níquel en recipientes de plata. Eº(Ni2+/Ni)=-0,25V; Eº(Ag+/Ag)= 0,80V.

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8. Dos cubas electrolíticas, conteniendo sendas disoluciones acuosas de nitrato de plata y sulfato de hierro (II), están conectadas en serie. Pasa la corriente durante un cierto tiempo y se deposita en el cátodo de la primera 0,810 gramos de plata metálica. a. ¿Qué cantidad de electricidad ha atravesado las cubas? Expresarla en C y en F. b. ¿Qué cantidad de hierro metálico se deposita en el cátodo de la segunda? (en gramos). Masas atómicas: Fe= 56; Ag= 108. Eº(Ag+/Ag)= 0,80V; Eº(Fe2+/Fe)= -0,44V. 9. Para proteger galvánicamente un depósito subterráneo de hierro se le suelda mediante un hilo de cobre, una barra de magnesio de 5 Kg. Suponiendo que la intensidad media de corriente que fluye entre ambos metales es de 0,2 A, calcula, de una forma aproximada, el tiempo que tardará en consumirse la barra de magnesio. Dato: Pm; Mg = 24,312g. Eº(Mg2+/Mg)= -2,37 V 10. a) Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar, indica de forma razonada si el ácido nítrico reaccionará con el cobre metal para dar iones Cu 2+ y óxido de nitrógeno (II). b) Si el apartado anterior es afirmativo escribe la ecuación iónica, ajústala por el método del ión electrón e indica el agente oxidante y el agente reductor. Datos: Eº(Cu2+/Cu)= 0,34V; Eº(NO3-/NO) = 0,96V. 11. En un vaso que contiene 100 ml de disolución de concentración 10 -3 M del ión Au3+ se introduce una placa de cobre metálico. A. Ajusta la reacción redox que se podría producir, calcula su potencial normal e indica si es espontánea. B. Suponiendo que se reduce todo el Au 3+ presente, determina la concentración resultante de iones Cu2+ y calcula los moles de electrones implicados. Datos: Eº(Au3+/Au)=1,52V; Eº(Cu2+/Cu)=0,34V. 12. Para la siguiente pila: Fe 3+/Fe2+║MnO4 -/Mn2+, determina el cátodo y el ánodo, la especie que actúa como oxidante y la que actúa como reductora, y la reacción iónica global. 13. Los potenciales normales de reducción de los electrodos Cu2+/Cu y Zn2+/Zn son, respectivamente, 0,34V y -0,76V. Contestar razonadamente: a. ¿Qué reacción tiene lugar si a una disolución acuosa 1M de Zn 2+ se añade cobre metálico? b. ¿Cuál es el potencial normal que se ha de aplicar en la celda electrolítica formada con estos dos electrodos? c. ¿Cuál es el polo positivo y cuál es el polo negativo en esta celda electrolítica? d. ¿Qué intensidad de corriente es necesaria para depositar en el electrodo 6 gramos de cinc metálico durante 30 minutos? COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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Datos: 1 Faraday = 96487 C; Zn= 65,4 g/mol. 14. Para la celda galvánica Fe3+/Fe2+║ Cu2+/Cu, indica: a. El electrodo de mayor potencial normal. b. La reacción completa de la pila. 15. Considera los siguientes potenciales normales: Eº(Au 3+/Au)=1,50V; Eº(Mn2+/Mn)=-1,18V; Eº(Ca2+/Ca)=-2.87V y Eº(Ni2+/Ni)=-1,25V. Contesta razonadamente: A. ¿Cuáles de estos elementos en estado metálico cabe esperar que sean oxidados en disolución ácida 1M? Escribe las reacciones. Dato: Eº(H +/H2) = 0,0V. B. ¿Ocurrirá alguna reacción al introducir una barra de calcio metálico en una disolución 1M de Au3+? Escribe la reacción en caso afirmativo. 16. Para un proceso electrolítico de una disolución de AgNO 3 en el que se obtiene plata metálica, justifica si son verdaderas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones: a. Para obtener 1 mol de plata metálica, se requiere el paso de dos moles de electrones b. En el ánodo se produce la oxidación de los protones del agua c. En el cátodo se produce oxígeno. d. Los cationes de plata se reducen en el cátodo 17. Se prepara una pila voltaica formada por electrodos estándar de Sn 2+/Sn y Pb2+/Pb. a. Escribe la semirreacción que ocurre en cada electrodo, así como la reacción global ajustada b. Indica cual actúa de ánodo y cual de cátodo, y calcula la diferencia de potencial que proporcionará la pila Datos: Eº(Sn2+/Sn)= -0,137V; Eº(Pb2+/Pb) =-0,125V. 18. Dados los potenciales estándar de reducción (Eº) siguientes: Cl 2/Cl = 1,36V; Br2/Br = 1,06V; I2/I =0,53V, justifica si serán o no espontáneas las reacciones:

a.Cl2 + 2KI

→

2KCl + I2

b. Br2 + 2KCl

→

2KBr + Cl 2

c. I2 + 2NaBr →

2NaI +

Br2

19. Indica, de forma razonada, si la reacción: Sn(s) + Pb2+(ac) → Sn2+(ac) + Pb(s), transcurrirá de manera espontánea en el sentido en que está escrita. Supón que reactivos y productos se encuentran en estados estándar. Datos: Eº(Sn2+/Sn) = - 0,137 V; Eº(Pb2+/Pb) = - 0,125 V

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20. Disponemos de los pares redox (Fe2+/Fe) y (O2/H2O), con potenciales estándar de reducción – 0,44 V y +1,23 V, respectivamente. Con ellos se construye una pila voltaica: i. Escribe las ecuaciones químicas ajustadas para las semirreacciones de oxidación, de reducción y para la reacción global de la pila voltaica. ii. Indica la semirreacción que ocurre en el ánodo y la que ocurre en el cátodo, así como el sentido en el que fluyen los electrones en la pila. Calcula el potencial estándar de la pila. 21. A. Indica si el O2 (g) oxidará al Cl-(ac) a Cl2(g) en medio ácido, con formación de agua. Justifica la respuesta. Datos: Eº(O2 /H2O) = + 1,23 V; Eº(Cl2/Cl-) = + 1,36 V. 22. A partir de los siguientes valores de potenciales estándar de reducción: Eº(Ag+/Ag) = + 0,80 V; Eº(Ni2+/Ni) = - 0,23 V y Eº(Cr3+/Cr) = - 0,74 V. i. De todas las combinaciones posibles tomando dos potenciales estándar de reducción, indica aquella que utilizarías para construir la pila voltaica que presente el valor de potencial estándar de pila más elevado. Justifica su respuesta. ii. Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción, así como la reacción global que ocurren en la pila construida en el apartado i). Indica el ánodo, el cátodo y calcula el potencial estándar de la pila. 23. Una disolución contiene las siguientes concentraciones: [Br -] = 1 M; [Cl 2] = 1 M. Escribe las semirreacciones ajustadas de oxidación y de reducción que tienen lu gar en la disolución. Datos: Eº(Br 2/Br -) = +1,065 V Eº(Cl2/Cl-) = +1,358 V 24. La pila que se basa en la reacción química: Cr(s) + Zn2+(ac) → Cr2+(ac) + Zn(s) tiene un potencial de pila estándar Eº(pila) = + 0,137 V. i. Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción y calcula el valor del potencial estándar de reducción del par Cr2+/Cr. ii. Dibuja un esquema de la pila, indicando el ánodo, el cátodo y el sentido de flujo de los electrones. Datos: Eº(Zn2+/Zn) = - 0,763 V 25. El magnesio metálico puede obtenerse por la electrolisis de MgCl 2 fundido. i. Indica las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en cátodo de la célula electrolítica. ii. Si se hace pasar una corriente de 2,5 A a través de MgCl 2 fundido durante 550 minutos ¿Cuántos gramos de Mg(s) se depositarán? ¿Cuántos litros de Cl 2(g), medidos en condiciones normales, se obtendrán? Datos: Masa atómica del Mg = 24,3 u; 1 Faraday = 96485 C/mol COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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26. Dibuja un esquema de la pila Daniell e indica el material de laboratorio y los reactivos utilizados para su construcción. 27. Una disolución contiene las siguientes concentraciones: [Cl-] = 1 M; [MnO4 -] = 1 M. Indica las semirreacciones de oxidación y de reducción que tienen lugar en la disolución, y escribe las ecuaciones ajustadas correspondientes. Datos: Eº(MnO4-/Mn2+) = +1,51 V; Eº(ClO3 -/Cl-) = +1,45 V 28. Se dispone del siguiente material: una tira de plata, una tira de hierro, disolución 1 M de AgNO3, disolución 1M de FeCl2, puente salino, voltímetro y conexiones eléctricas. i. Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción y la reacción global que tienen lugar en la pila. Calcula el potencial estándar de la misma. ii. Dibuja un esquema de la pila que puede construirse con el material disponible, indicando el ánodo, el cátodo y el sentido de flujo de los electrones. ( + Datos: Eº(Ag /Ag) = + 0,80 V; Eº(Fe2+/Fe) = - 0,44 V. 29. En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos: Experimento Reactivos: Tubo 1: Tubo 2:

Lámina de cobre + Disolución de sulfato de cinc. Lámina de cinc + Disolución de sulfato de cobre (II).

i. Predice, utilizando los potenciales estándar de reducción, los resultados que se observarán en cada uno de los tubos. Datos: E0(Cu2+/Cu) = 0,34 V; E0(Zn2+/Zn) = -0,76 V 30. En el laboratorio se desea realizar la deposición electrolítica de cobre a partir de una disolución acuosa de sulfato de cobre (II). Dibuja un esquema completo de la cuba electrolítica, indicando el material de laboratorio utilizado. 32. La celda voltaica que utiliza la reacción: Fe(s) + 2 Fe3+(ac) → 3 Fe2+(ac), tiene un potencial estándar de celda igual a 1,21 V: i. Escribe las dos semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo de la celda. Calcula Eº(Fe3+/Fe2+). ii. Dibuja un esquema de la celda voltaica, indicando el ánodo, el cátodo y el sentido de flujo de los electrones. Nota: utiliza como electrodos láminas metálicas de hierro. Datos: Eº(Fe2+/Fe) = -0,44 V COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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32. El aluminio metal se obtiene industrialmente por electrolisis de óxido de aluminio fundido, utilizando electrodos de carbono. i. Dibuja un esquema de la célula electrolítica utilizada en la electrolisis del Al 2O3 fundido. Indica el signo del ánodo, el signo del cátodo y el flujo de electrones durante la electrolisis. 2

ii. Si la célula electrolítica se carga con 2 kg de Al2O3 y se hace pasar una corriente de 3,5 x 10 amperios durante 3 horas, calcula los gramos de aluminio que quedan en la célula después de la electrolisis. Datos: Masas atómicas: Al = 27 u; O = 16 u; 1F = 96485 C. 33. Se desea realizar la electrolisis de 255 mL de una disolución acuosa 0,196 M de AgNO 3(ac). Para ello se dispone de electrodos de Pt(s), así como del resto de material necesario para realizar la electrolisis. i.

ii.

Dibuja un esquema de la célula electrolítica utilizada en la electrolisis. Indica el signo del ánodo, el signo del cátodo y el flujo de electrones durante la electrolisis. Si la electrolisis se realiza utilizando una corriente eléctrica de 1,84 A durante 10 minutos, calcule la [Ag+] en la disolución final. -1 Dato: Constante de Faraday F = 96485 C mol

34. El cloro gaseoso puede obtenerse por la electrolisis de NaCl fundido. i.

Dibuja un diagrama que represente el dispositivo que se emplea para la electrolisis del NaCl fundido. Representa el flujo de los electrones por el circuito externo e indica el signo del ánodo, el signo del cátodo, las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos y la reacción global.

ii.

Si la electrolisis se realiza en celdas que operan a 4,0 x 10 amperios, calcula las masas de sodio metal y de cloro gaseoso que se obtendrán en un día de trabajo de una celda de este tipo.

Datos: Masas atómicas: Na = 23 u; Cl = 35,45 u. 1F = 96485 C

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TEMA 11: QUÍMICA ORGÁNICA 1. Completa la siguiente ecuación química: ∆ CH3 – CH2OH H2SO4 Indica el tipo de reacción química que tiene lugar, nombra el reactivo, nombra y escribe la fórmula semidesarrollada del producto orgánico de la reacción. 2. Escribe las fórmulas semidesarrolladas de los siguientes compuestos: i) éter metil propílico; ii) ii) 2-propanol; iii) iii) 2-penteno; iv) iv) 1,1,1-clorodifluoroetano. 3. Escribe la ecuación química correspondiente a la oxidación de etanol con Cr2O7-2, en medio ácido. Escribe la fórmula semidesarrollada del reactivo orgánico y nombra y escribe la fórmula semidesarrollada del producto orgánico 4. Escribe las fórmulas semidesarrolladas de los siguientes compuestos: i) butanona; ii) Trietilamina; iii) Ácido pentanoico; iv) 1-butino. 5. Escribe la ecuación química ajustada que representa la obtención de etanol por adición de agua a eteno en medio sulfúrico. Nombra y escribe la fórmula semidesarrollada de los reactivos y productos que intervienen en la citada reacción 6. Escribe la fórmula semidesarrollada de los siguientes compuestos: i) Ácido propanoico ii) trans-2-penteno iii) 3-etil-4-metil-1-hexino iv) 3- pentanol 7. Escribe la fórmula semidesarrollada y nombra los isómeros geométricos del 2,3-dicloro-2-penteno. 8. En la siguiente reacción química, indica los nombres de los reactivos A y B y escribe las fórmulas semidesarrolladas de los reactivos y de los productos: A + B → Acetato de etilo + agua 9. Explica la diferencia entre una reacción de adición y una reacción de sustitución. Indica cuál de las dos se observa, en general, en los alquenos y cuál en los hidrocarburos aromáticos.

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10. Escribe la fórmula semidesarrollada de los siguientes compuestos: i. 2,5,6-trimetilnonano; ii. Difenilcetona ; iii. 2-pentanol; iv) Acetato de etilo 11. Escribe la fórmula semidesarrollada y nombra los isómeros geométricos del 3hexeno. 12. Completa la siguiente reacción y escribe las fórmulas semidesarrolladas de los reactivos y el nombre y las fórmulas semidesarrolladas de los productos: Ácido acético + etanol → 13. Escribe la fórmula semidesarrollada correspondiente a cada uno de los nombres siguientes: i. Éter etil propílico ii. butanona iii. 2-metil-3-hexino. iv. Dietilmetilamina. 14. Completa la siguiente reacción y nombra el producto, o productos, que se obtienen: H 2SO4 CH3 -CH=CH2 + H2O diluido 15. Escribe la fórmula semidesarrollada de los siguientes compuestos: i) 3,3,5-trimetilheptano ii) cis-3-hexeno iii) 4,4-dimetil-1-hexino iv) 3-pentanona

16. Define los siguientes conceptos y pon un ejemplo de cada uno de ellos: a. Isomería de función. b. Isomería de posición. 17. A) Escribe las fórmulas de los siguientes compuestos orgánicos: a. 2-Cloro-1,2-propanodiol b. metilciclohexano. c. fenol. d. acetamida. B) Justifica las siguientes propiedades de sustancias orgánicas: a) En una molécula de acetileno o etino el ángulo de enlace HCC es de unos 180º, aproximadamente. b) El punto de ebullición de la trimetilamina, es menor que el de la propilamina. 18. Cuando al etanol se le añade una disolución acidulada de dicromato potásico, se calienta y se somete a destilación, se forma un compuesto orgánico que no tiene carácter ácido. Escribir la fórmula estructural y el nombre de dicho compuesto. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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19. Indica si cada una de las siguientes afirmaciones es verdadera o falsa y justifica las respuestas formulando la reacción a la que alude: a. El doble enlace de un alqueno puede incorporar hidrógeno y convertirse en un alcano. b. La reducción de un grupo funcional aldehído conduce a un grupo ácido. c. Las aminas son compuestos básicos. d. La deshidratación del etanol, por el ácido sulfúrico, produce etino. 20. Formula y nombra al menos 4 isómeros de fórmula C 3H6O. 21. a. ¿Cómo se puede distinguir, mediante una reacción química, un alcohol primario de otro secundario? b. Pon un ejemplo del caso anterior, nombrando reactivos y productos. c. ¿Qué ocurre si se hace reaccionar un halógeno con un alqueno? d. Pon un ejemplo del caso anterior, nombrando reactivos y productos. 22. Completa y ajusta las siguientes reacciones nombrando todos los compuestos que intervienen en cada una de ellas: a. CH3 -COOH + NaOH → b. CH2=CH2 + H2O → c. CH3 -CH=CH2 + Br2 →

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