Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura

Universidad Nacional del Nordeste

Avenida Libertad 5450- 3400. Corrientes TE: (03783)457996- Int. 105

QUÍMICA INORGÁNICA SERIES DE PROBLEMAS

CARRERAS:  Bioquímica  Licenciatura en Ciencias Químicas  Profesorado en Ciencias Químicas y del Ambiente

2014

Química Inorgánica. Series de Problemas

2

INFORMACION ACADEMICA: La asignatura Química Inorgánica pertenece al primer año, segundo cuatrimestre de las carreras de: BIOQUIMICA; PROFESORADO EN CIENCIAS QUIMICAS Y DEL AMBIENTE y LICENCIATURA EN CIENCIAS QUIMICAS. Reúne las siguientes características:  Programa: único para BIOQUIMICA; PROFESORADO EN CIENCIAS QUIMICAS Y DEL AMBIENTE y

diferenciado para LICENCIATURA EN CIENCIAS QUIMICAS. CUATRIMESTRAL CON EXAMEN FINAL HORAS SEMANALES DE CLASES TEORICAS: 4(CUATRO) HORAS SEMANALES DE CLASES DE SEMINARIOS DE PROBLEMAS Y DE LABORATORIO: 6 (SEIS). Dos (2) clases semanales de 3 h de duración de acuerdo al cronograma que se adjunta. NUMERO DE EXAMENES PARCIALES: 3 (TRES), con su respectivo recuperatorio y un examen parcial extraordinario.  Régimen:

 Condición de alumno regular: Se consideran regulares a los alumnos que cumplen con: a) aprobación del 100% de los exámenes parciales B) aprobación del 80% de los trabajos prácticos de laboratorio C) asistencia al 75% de los seminarios de problemas.  Examen final: Para poder rendir examen final el alumno deberá primero cursar la asignatura y adquirir

la condición de ALUMNO REGULAR. Para cursar y/ o rendir debe reunir las siguientes condiciones (Extraído del Plan de estudios) ASIGNATURA PARA CURSAR PARA RENDIR Química Inorgánica

Química General (Regular)

Química General (Aprobada) Dra. GRACIELA MABEL MONTIEL Profesor Responsable

Nota aclaratoria: LEER  

Los alumnos en condiciones de cursar se distribuyen en GRUPOS DE PRÁCTICOS que son ÚNICOS, las Clases de Problemas y de Laboratorio siguen un CRONOGRAMA asignados a cada uno de los Grupos. El Cronograma de Clases de Teoría y de Prácticos estará contenido en este cuadernillo de SERIES DE PROBLEMAS.

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Se p t i e m b r e

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Química Inorgánica. Series de Problemas

TEORIA:

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Lunes: 11 a 13. Miércoles: 11:30 a 13:30 - AULA 6 – Edificio Física BLOQUE 1: Fundamentos

Agosto 04, 06,11

UNIDAD I TABLA PERIODICA. Clasificación periódica. Tipos de elementos. Propiedades periódicas más importantes que ayuden a comprender, explicar y predecir el comportamiento químico de los elementos: radios atómicos e iónicos; energía de ionización; energía de afinidad electrónica; electronegatividad; densidad de carga catiónica.

Agosto UNIDAD II CRISTALES IÓNICOS. Energía reticular. Ciclo de Born-Haber. Procesos electroquímicos. Potenciales 13, 20, 25 y normales de reducción. Factores que determinan su magnitud. Tendencias periódicas en los potenciales de 27 reducción. Aplicación de los potenciales de reducción. Influencia del pH y cálculo de constantes de equilibrio. BLOQUE 2: Química de los elementos representativos Septiembre 01 Y 03

UNIDAD III HIDRÓGENO. Consideraciones generales. Características enlazantes del hidrógeno. Hidruros. Clasificación. Isótopos del hidrógeno. Métodos de preparación del elemento: discusión de los mismos. OXIGENO. Estados alotrópicos. Preparación. Oxidos, peróxidos y superóxidos . Estructuras. AGUA: el agua como solvente; propiedades ácido-base y óxido-reductoras. AGUA OXIGENADA: métodos de obtención; propiedades óxidoreductoras. PRIMER PARCIAL: SABADO 13 SEPTIEMBRE - HORA 11 a 13:30 - Aulas: 1 y 2 . Ed. Qca. RECUPERATORIO PRIMER PARCIAL: SABADO 20 SEPTIEMBRE

- HORA 11 a 13:30 - Aulas: 1 y 2 . Ed. Qca.

Septiembre 08,10 y 25

UNIDAD IV HALÓGENOS. Propiedades generales, estudio comparativo. Estado de oxidación más importantes. Métodos de preparación. Haluros de hidrógeno: métodos de obtención. Propiedades. Óxidos, oxoácidos y sus sales. Fuerza de los oxoácidos en disolución acuosa. Reacción de los halógenos con H 2O y soluciones alcalinas. Haluros . Clasificación. Propiedades. Interhalógenos. Características. Pseudohalógenos.

Septiembre 22 y 29

UNIDAD V CALCÓGENOS. Propiedades generales. Discusión comparativa. Ocurrencia y obtención. Estados de oxidación más importantes. Compuestos binarios: hidruros; calcónidos metálicos; halogenuros. Óxidos más importantes del azufre. Estructuras. Oxoácidos. Clasificación.

Octubre 01 y 06

UNIDAD VI GRUPO DE NITRÓGENO. Propiedades generales. Estudio comparativo. Ocurrencia y obtención. NITRÓGENO. Estados de oxidación. Compuestos binarios. Hidruros, en especial amoníaco. Óxidos. Estructuras. Oxoácidos. Características. FÓSFORO, ARSÉNICO Y BISMUTO. Formas elementales. Reacciones de los elementos. Hidruros. Haluros. Óxidos y oxoácidos, en especial del fósforo.

Octubre 08 y 15

UNIDAD VII GRUPO DEL CARBONO. Propiedades generales. Estudio comparativo. CARBONO. Formas alotrópicas. Ocurrencia . Carburos. Clasificación y propiedades. Óxidos. Características. Acido carbónico: propiedades. SILICIO. Compuestos oxigenados del silicio. Óxidos y silicatos. Estructuras. Compuestos más importantes. GERMANIO, ESTAÑO Y PLOMO. Ocurrencia y obtención. Formas alotrópicas. Estados de oxidación. Hidruros. Haluros. Compuestos oxigenados del germanio, estaño y plomo. Características. SEGUNDO PARCIAL: SABADO 11 OCTUBRE - HORA 11 a 13:30 - Aulas: 1 y 2 . Ed. Qca. RECUPERATORIO SEGUNDO PARCIAL: SABADO 18 OCTUBRE - HORA 11 a 13:30 - Aulas: 1 y 2 . Ed. Qca. Octubre 20 y 22

Octubre 27 y 29

Noviembre 17

UNIDAD VIII GRUPO DEL BORO. Propiedades generales de los elementos del grupo. Estudio comparativo. BORO. Estructura electrónica y tipo de unión. Estado natural y obtención. Hidruros. Oxo compuestos. ALUMINIO, GALIO, INDIO Y TALIO. Estado natural. Obtención y propiedades. Metalurgia del aluminio. Química en medio acuoso. Compuestos oxigenados. Haluros. Otros compuestos. UNIDAD IX METALES ALCALINOS Y METALES ALCALINOTERREOS.. Propiedades generales. Estudio comparativo. Química de los elementos. Óxidos e hidróxidos. Basicidad. Sales más importantes. Descomposición térmica de carbonatos. BLOQUE 3: Química de los metales de transición y de transición interna. Química nuclear UNIDAD X ELEMENTOS DE TRANSICIÓN. Propiedades generales. Características, en especial los de la primera serie. ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA. Propiedades generales. Estudio comparativo de las dos series. LANTÁNIDOS. Estado natural. Química de los elementos. ACTÍNIDOS. Química de los elementos.

Noviembre 03, 05, 10 y UNIDAD XI COMPUESTOS DE COORDINACION. Nomenclatura. El enlace de coordinacón. Teoría del enlace de valencia. Teoría del campo cristalino. Isomería geométrica y óptica. Consideraciones generales. Configuración 12 electrónica; estados de oxidación; color; propiedades magnéticas. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA BIOINORGÁNICA. Propiedades de los iones metálicos y de sus ligandos en los sistemas biológicos. Noviembre 19

UNIDAD XII QUIMICA NUCLEAR. Conceptos preliminares. El núcleo atómico: nucleones, número atómico, número másico, isótopos. La estabilidad de los núcleos atómicos. Radiactividad. Series Radiactivas. Velocidad de desintegración. Efectos biológicos de la radiactividad. Nucleosíntesis. Fisión nuclear. Fusión nuclear. Aplicaciones: trazadores radiactivos y datación. TERCER PARCIAL: SÁBADO 15 NOVIEMBRE- HORA 11 a 13:30 - Aulas: 1 y 2 . Ed. Qca. RECUPERATORIO TERCER PARCIAL: SÁBADO 22 NOVIEMBRE- HORA 11 a 13:30 - Aulas: 1 y 2 . Ed. Qca. RECUPERATORIO EXTRAORDINARIO: VIERNES 28 NOVIEMBRE- HORA 9-12FIN DEL SEGUNDO CUATRIMESTRE: 22/11/2013

Química Inorgánica. Series de Problemas

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CRONOGRAMA DE CLASES DE PROBLEMAS Y TP LABORATORIO

SERIE/TP LAB

GRUPO 1 Lunes y Miércoles 8 a 11 ACEVEDO BELEN

GRUPO 2 Lunes y Miércoles 17 a 20 BARRIONUEVO

GRUPO 3 Miércoles 14 a 17 Viernes 14 a 17 TONUTTI

GRUPO 4 Martes y Viernes 17 a 20 GIMENEZ

Agosto 11 Agosto 11 Agosto 13 Lu Lu Mi SERIE 2 Agosto 13, 20 y 25 Agosto 13, 20 y 25 Agosto 15, 20 y 22 Mi, Mi y Lu Mi, Mi y Lu Vi, Mi y Vi LAB 1: PILAS Agosto 27 Agosto 27 Agosto 27 ELECTROQUIMICAS Mi Mi Mi SERIE 3 Septiembre 01 Septiembre 01 Septiembre 03 Lu Lu Mi SERIE 4 Septiembre 03 Septiembre 03 Septiembre 05 Mi Mi Vi CONSULTAS PRIMER PARCIAL: Semana del 08 al 12 de septiembre

Agosto 12 Ma Agosto 15, 19 y 22 Vi, Ma y Vi Agosto 29 Vi Septiembre 02 Ma Septiembre 05 Vi

SERIE 1

PRIMER PARCIAL: SABADO 13 SEPTIEMBRE

- HORA 11 a 13:30 - Aulas: 1 y 2 . Ed. Qca.

RECUPERATORIO PRIMER PARCIAL: SABADO 20 SEPTIEMBRE

- HORA 11 a 13:30 - Aulas: 1 y 2 . Ed. Qca.

LAB 2: HIDROGENO

Septiembre 15 Septiembre 15 Septiembre 19 Lu Lu Vi LAB 3: Septiembre 22 Septiembre 22 Septiembre 26 OXIGENO-H2O2 Lu Lu Vi SERIE 5 Septiembre 29 Septiembre 29 Octubre 01 Lu Lu Mi SERIE 6 Octubre 01 Octubre 01 Octubre 03 Mi Mi Vi LAB 4: HALOGENOS Octubre 06 Octubre 06 Octubre 08 Lu Lu Mi CONSULTAS PARA EL SEGUNDO PARCIAL Semana 20 al 24 de octubre

Septiembre 19 Vi Septiembre 26 Vi Septiembre 30 Ma Octubre 03 Vi Octubre 07 Ma

SEGUNDO PARCIAL: SABADO 11 OCTUBRE - HORA 11 a 13:30 - Aulas: 1 y 2 . Ed. Qca. RECUPERATORIO SEGUNDO PARCIAL: SABADO 18 OCTUBRE - HORA 11 a 13:30 - Aulas: 1 y 2 . Ed. Qca.

LAB 5: CALCOGENOS SERIE 7

LAB 6: NITROGENO SERIE 8 LAB 7: FOSFORO SERIE 9 LAB 8: CARBONOBORO-ALUMINIO LAB 9: METALES ALCALINOS LAB 10: COMPUESTOS DE COORDINACION

Octubre 15 Mi Octubre 20 Lu

Octubre 15 Mi Octubre 20 Lu

Octubre 15 Mi Octubre 22 Mi

Octubre 14 Ma Octubre 21 Ma

Octubre 22 Mi Octubre 27 Lu Octubre 29 Mi Noviembre 03 Lu Noviembre 05 Mi Noviembre 12 Mi Noviembre 17 Lu

Octubre 22 Mi Octubre 27 Lu Octubre 29 Mi Noviembre 03 Lu Noviembre 05 Mi Noviembre 12 Mi Noviembre 17 Lu

Octubre 24 Vi Octubre 29 Mi Octubre 31 Vi Noviembre 05 Mi Noviembre 07 Vi Noviembre 14 Vi Noviembre 19 Mi

Octubre 24 Vi Octubre 28 Ma Octubre 31 Vi Noviembre 04 Ma Noviembre 07 Vi Noviembre 14 Vi Noviembre 18 Ma

CONSULTAS PARA EL TERCER PARCIAL: Semana del 11 al 15 de noviembre TERCER PARCIAL: SÁBADO 15 NOVIEMBRE- HORA 11 a 13:30 - Aulas: 1 y 2 . Ed. Qca. RECUPERATORIO TERCER PARCIAL: SÁBADO 22 NOVIEMBRE- HORA 11 a 13:30 - Aulas: 1 y 2 . Ed. Qca. RECUPERATORIO EXTRAORDINARIO: VIERNES 28 NOVIEMBRE- HORA 9-12-

Química Inorgánica. Series de Problemas

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QUÍMICA INORGÁNICA SERIE N° 1: BALANCEO DE ECUACIONES REACCIONES REDOX- METODO DEL ION ELECTRÓN El balance de las ecuaciones de reacciones de óxido-reducción deberán seguir estrictamente los pasos indicados en el anexo que continua a la presente serie. A. Balancee por el método del ion-electrón las siguientes ecuaciones de reacciones redox en medio ácido:

1. Cinc (s) + ácido nítrico(ac)  nitrato de cinc (ac) + nitrato de amonio (ac) + agua (). 2. sulfuro de cobre (II) (s) + ácido nítrico(ac)  sulfato de cobre (II) (ac) + monóxido de nitrógeno (g) + agua () 3. oxido de plomo (IV) (s) + ácido yodhídrico (ac) yodo molecular (s)+yoduro de plomo(II)(s)+agua () 4. sulfuro de cinc (s) + ácido nítrico (ac)  azufre (s) + monóxido de nitrógeno (g) + nitrato de cinc (ac) + agua () 5. manganato de potasio (ac) + ácido clorhídrico (ac)  óxido de manganeso(IV) (s) + permanganato de potasio (ac) + cloruro de potasio (ac) + agua (). 6. nitrato de amonio (ac)  monóxido de dinitrógeno (g) + agua (). B. Balancee por el método del ion-electrón las siguientes

ecuaciones de reacciones redox en medio

básico: 1. yodo (s) + hidróxido de potasio(ac)  yoduro de potasio (ac) + yodato de potasio + agua () 2. hidróxido de cromo (III)(s) + hidróxido de sodio (ac) + agua oxigenada ()  cromato de sodio (ac) + agua () 3. hidróxido de cobalto (II) (s) + agua oxigenada ()  hidróxido de cobalto (III)(s) . 4. nitrato de manganeso (II) (ac) +carbonato de potasio (ac)  nitrato de potasio (ac) + permanganato de potasio (ac) + monóxido de nitrógeno(g)+anhídrido carbónico (g) 5. Hidróxido de cromo(III) (s) + hipoclorito de sodio (ac) + carbonato de sodio (ac) cromato de sodio (ac) + cloruro de sodio (ac) + agua () + dióxido de carbono (g) 6. Oxido de manganeso(IV) (s) + nitrato de sodio (ac) + carbonato de sodio (ac)  manganato de sodio (ac) + nitrito de sodio (ac) + dióxido de carbono (g) EJERCICOS COMPLEMENTARIOS 1. dicromato de potasio (ac) + ácido clorhídrico(ac) cloruro de cromo(III) (ac) + cloro molecular (g) + cloruro de potasio (ac) + agua(). 2. zinc (s) + nitrito de sodio(ac) +hidróxido de sodio (ac) + agua () tetrahidroxozincato (II) de sodio (ac) + amoníaco (g) 3. nitrato de sodio (ac) + zinc (s) +hidróxido de sodio (ac)  amoníaco (g) + dioxozincato(II) de sodio (ac) + agua () 4. cinc (s) + ácido nítrico(ac)  nitrato de cinc (ac) + nitrato de amonio (ac) + agua (). 5. dicromato de potasio (ac) + sulfato de estaño(II) (ac) + ácido sulfúrico (ac) de cromo (III) (ac) + sulfato de estaño (IV) (ac) + agua ().

 sulfato de potasio (ac) + sulfato

6. hidróxido de manganeso(II)(s) + agua oxigenada ()  dióxido de manganeso (s) + agua (). 7. silicio (s) + hidróxido de potasio (ac) + agua ()  metasilicato de potasio(s) + hidrógeno molecular(g) 8. hidróxido de hierro (II) (ac) + oxígeno (g) + agua ()  hidróxido de hierro (III)( ac) . 9. dióxido de manganeso(s) + cloruro de sodio (ac) + ácido sulfúrico (ac) sulfato de manganeso (II) (ac)+sulfato de sodio (ac) + cloro molecular (g) + agua (). 10.

trióxido de diarsénico (s) + ácido nítrico (ac) + agua ()  ácido arsénico (ac)+dióxido de nitrógeno (g)

Química Inorgánica. Series de Problemas

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ANEXO DE LA SERIE 1 REACCIONES REDOX. METODO DEL ION ELECTRON A. ASIGNACIÓN DE ESTADO DE OXIDACIÓN: 1) El hidrógeno combinado tiene siempre número de oxidación +I, excepto en los hidruros donde actúa con número de oxidación –I. 2) El oxígeno combinado tiene siempre número de oxidación –II, excepto en los peróxidos donde actúa con –I, y en los superóxidos donde actúa con -½. 3) En una sustancia simple, los elementos tienen estado de oxidación cero, ejemplo: H 2 , O2, N2 , F2, Cl2 , Br2 , I2. 4) En una sustancia compuesta, la suma de los estados de oxidación debe dar cero. Ejemplo: H2SO4 , 2(+I) + VI + 4 (-II) = 0 2 5) En un ion, la suma de los estados de oxidación debe ser igual a la carga del ion. Ejemplo: SO 4 , +VI + 4 (-II) = 2- ; Na+, el estado de oxidación como ion será la carga, 1+ = +I.

B.

METODO DEL ION-ELECTRON.

REACCIONES REDOX: son aquellas reacciones químicas que ocurren con transferencia de electrones. Una especie reactivo pierde electrones, SE OXIDA, y otra especie rectivo gana electrones, SE REDUCE.

 EN MEDIO ACIDO : Plantear la ecuación de la reacción incompleta (E T I), tal como se presenta en el enunciado. Se denomina E T I porque no contiene los coeficientes estequiométricos . Ejemplo: Permanganato de potasio + ácido sulfúrico + agua oxigenada = sulfato de manganeso (II) + oxígeno + sulfato de potasio + agua. KMnO4 (ac) + H2SO4 (ac) + H2O2()  MnSO4 (ac) + O2 (g)+ K2SO4 (ac) + H2 O() 1)

2)

Plantear la ecuación iónica incompleta (E I I ) , separando en especies químicas iones y moléculas, atendiendo al medio en que se encuentran, es decir si es un ácido fuerte, una base fuerte o una sal, en medio acuoso se disocian en iones; si es un gas, como el oxígeno, tienen estado de oxidación cero; si es un sólido, no se disocia en iones. K+(ac)+MnO4- (ac)+2 H+(ac)+SO42-(ac) +H2O2() Mn2+(ac)+SO42- (ac)+O2(g)+2K+(ac)+SO42-(ac) +H2O() 3)

En cada especie química resultante analizar el estado de oxidación de cada elemento que lo constituye, para así identificar a aquel que sufre modificación en su estado de oxidación al pasar de reactivo a producto. Se denominarán iones espectadores aquellos que no sufren modificación de su estado de oxidación, ejemplo: K+, H+ , SO42- . En cambio el ion MnO4- contiene al elemento manganeso con estado de oxidación +VII , y como producto encontramos al elemento manganeso como Mn2+ con estado de oxidación +II (igual a su carga). Ha sufrido una variación en su estado de oxidación, de +VII pasó a +II, ganó electrones, decimos que ha sufrido un proceso de REDUCCIÓN . Identificamos así a la especie que sufre el proceso de reducción, especie que se reduce, agente oxidante. A la especie química que sufre el proceso de REDUCCIÓN en una reacción redox se denomina agente oxidante. Siguiendo el análisis nos encontramos con el peróxido de hidrógeno, sustancia que contiene al elemento oxígeno actuando con estado de oxidación –I , y como producto encontramos al oxígeno al estado de molécula, O2 , por lo tanto con estado de oxidación cero, perdió electrones, decimos que ha sufrido un proceso de OXIDACIÓN. Identificamos así a la especie que sufre el proceso de oxidación, especie que se oxida, agente reductor. A la especie química que sufre el proceso de OXIDACION en una reacción redox se denomina agente reductor.

4)

Plantear las hemirreacciones de reducción y de oxidación : MnO4 Mn2+ H2O2

5)



O2

REDUCCIÓN OXIDACION

Balancear las masas, es decir el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en el miembro de los reactivos como en los de productos.

El orden de control para cada elemento es: primero el metal, o no metal, luego el oxígeno, luego el hidrógeno. Para el metal o no metal, se balancea colocando coeficientes. En cuanto al balance de oxígeno y de hidrógeno depende del medio, si es ácido, es decir que está presente un ácido en la ecuación incompleta, o si se indica; o si es básico, es decir que está presente una base en la ecuación incompleta , o si se indica.

Química Inorgánica. Series de Problemas

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Balance de oxígenos e hidrógenos Se suman tantas moléculas de agua como oxígenos faltan en el miembro deficiente de dicho elemento. MnO4 Mn2+ + 4 H2O REDUCCIÓN Se produce un desbalance de hidrógeno, que por ser el medio ácido, el que se satisface sumando iones hidrógeno en el miembro deficiente de este elemento. MnO4- + 8 H+  Mn2+ + 4 H2O REDUCCIÓN Para la hemirreacción de oxidación, simplemente debemos balancear el elemento hidrógeno, sumando iones hidrógeno en el miembro deficiente de este elemento. H2O2  O2 + 2 H+ OXIDACIÓN 6)

Balancear las cargas, es decir para que una ecuación química esté bien formulada, debe verificarse el balance de masas y el balance de cargas. Balancear las cargas significa que la carga neta en el miembro de los reactivos debe ser igual a la carga neta en el miembro de los productos .

Se analiza para ello cada hemirreacción, colocando los electrones intercambiados en la reducción y en la oxidación, se iguala la cantidad de electrones intercambiados en ambos procesos colocando factores que afectan a todas las especies de la hemirreacción, y se suma miembro a miembro para obtener la ecuación ionica neta (EIN) , ecuación que contiene a las especies químicas que sufren el proceso redox. 2 (MnO4- + 8 H+ + 5 e-

 Mn2+ + 4 H2O 

5 (H2O2 -

+

2 MnO4 + 16 H +5 H2O2

O2 2+

 2Mn

)

REDUCCIÓN +

-

+ 2H +2e )

OXIDACIÓN +

+ 8 H2O + 5 O2 + 10 H

La ecuación iónica neta será la que resulta de “simplificar” las especies químicas presentes en ambos miembros. 2 MnO4- + 6 H+ +5 H2O2  2Mn2+ + 8 H2O + 5 O2 EIN 7)

Sumar los iones espectadores necesarios para obtener los reactivos y productos indicados en la ecuación total incompleta, debe sumarse la misma cantidad en ambos miembros para no romper el balance de masas y de carga ya alcanzados. 2 MnO4- + 6 H+ +5 H2O2  2Mn2+ + 8 H2O + O2 2 K+ + 3 SO42-

 2 K+ + 3 SO42-

.

2 KMnO4 (ac) + 3 H2SO4 (ac) + 5 H2O2()  2 MnSO4 (ac) + 5 O2 (g)+ K2SO4 (ac) +8 H2 O()



EN MEDIO BASICO : (con hidróxidos o carbonatos en algún miembro)

Ajuste de reacciones redox en medio básico con presencia de iones hidróxidos 1) Plantear la ecuación de la reacción incompleta (E T I), tal como se presenta en el enunciado. Se denomina E T I porque no contiene los coeficientes estequiométricos . Ejemplo: Oxido de manganeso(IV) + nitrato de sodio + carbonato de sodio  manganato de sodio + nitrito de sodio + dióxido de carbono. MnO2 + NaNO3 + NaOH  Na2MnO4 + NaNO2 + H2O 2)

Plantear la ecuación iónica incompleta (E I I ) , separando en especies químicas iones y moléculas, atendiendo al medio en que se encuentran, es decir si es un ácido fuerte, una base fuerte o una sal , en medio acuoso se disocian en iones; si es un gas, como el oxígeno, tienen estado de oxidación cero; si es un sólido, no se disocia en iones. MnO2 + Na+ + NO3- + Na+ + OH-  2Na+ + MnO42- + Na+ + NO2- + H2O

3)

Se identifica a la especie química que sufre el proceso de REDUCCIÓN , agente oxidante, a la especie química que sufre el proceso de OXIDACION , agente reductor, y a los iones espectadores.

4)

Plantear las hemirreacciones de reducción y de oxidación : MnO2 NO3

5)

-

 MnO42

NO2-

OXIDACION REDUCCION

Balancear las masas, es decir el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en el miembro de los reactivos como en los de productos.

Química Inorgánica. Series de Problemas

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El orden de control para cada elemento es: primero el metal, o no metal, luego el oxígeno, luego el hidrógeno. Para el metal o no metal, se balancea colocando coeficientes. Balance de oxígeno y de hidrógeno : EN MEDIO BASICO : o Se suman dos iones hidróxido por cada átomo de oxígeno faltante en el miembro deficiente de dicho elemento. Se produce un desbalance de hidrógeno el que se satisface sumando una molécula de agua por cada par de iones hidróxido agregados en el otro miembro. o Por cada hidrógeno que falta se suma una molécula de agua en el miembro deficiente de dicho elemento. En el otro miembro, para satisfacer el principio de conservación de la materia, se suma un ión hidróxido. MnO2 + 4 OH-

 MnO42-

-

6)

-



NO3 + H2O

+ 2 H2O

OXIDACION -

NO2 + 2 OH

REDUCCION

Balancear las cargas, es decir para que una ecuación química esté bien formulada, debe verificarse el balance de masas y el balance de cargas. Balancear las cargas significa que la carga neta en el miembro de los reactivos debe ser igual a la carga neta en el miembro de los productos . MnO2 + 4 OH-

 MnO42-

-

-

NO3 + H2O + 2 e 

-

+ 2 H2O + 2 e-

OXIDACION

-

NO2 + 2 OH

REDUCCION

Se analiza para ello cada hemirreacción, colocando los electrones intercambiados en la reducción y en la oxidación, se iguala la cantidad de electrones intercambiados en ambos procesos colocando factores si es necesario, que afectan a todas las especies de la hemirreacción, y se suma miembro a miembro para obtener la ecuación ionica neta (EIN) , ecuación que contiene a las especies químicas que sufren el proceso redox. Se simplifican las especies químicas que aparecen en ambos miembros (OH- y agua). MnO2 + 4 OH-

 MnO42-



NO3 + H2O + 2 e -

MnO2 + 2 OH +

NO3-



-

+ 2 H2O + 2 e-

OXIDACION

-

NO2 + 2 OH MnO4

2-

REDUCCION

+ H2O + NO2

-

EIN

7)

Sumar los iones espectadores necesarios para obtener los reactivos y productos indicados en la ecuación total incompleta, debe sumarse la misma cantidad en ambos miembros para no romper el balance de masas y de carga ya alcanzados. MnO2 + 2 OH- + NO3 MnO42- + H2O + NO23 Na+



3 Na+

.

MnO2 + NaNO3 + 2NaOH  Na2MnO4 + NaNO2 + H2O Ajuste de reacciones redox en medio básico con presencia de iones carbonatos 1) Plantear la ecuación de la reacción incompleta (E T I), tal como se presenta en el enunciado. Se denomina E T I porque no contiene los coeficientes estequiométricos . Ejemplo: Oxido de manganeso(IV) + nitrato de sodio + carbonato de sodio  manganato de sodio + nitrito de sodio + dióxido de carbono. MnO2 (s) + NaNO3 (ac)+ Na2 CO3 (ac)  Na2MnO4 (ac) + NaNO2 (ac) + CO2 (g) 2) Plantear la ecuación iónica incompleta (E I I ) , separando en especies químicas iones y moléculas, atendiendo al medio en que se encuentran, es decir si es un ácido fuerte, una base fuerte o una sal , en medio acuoso se disocian en iones; si es un gas, como el oxígeno, tienen estado de oxidación cero; si es un sólido, no se disocia en iones. MnO2 (s)+Na+(ac)+NO3-(ac) +2Na+(ac)+ CO32-(ac)  2Na+(ac)+ MnO42-(ac)+ Na+(ac) + NO2-(ac) +CO2 (g) 3) Se identifica a la especie química que sufre el proceso de REDUCCIÓN , agente oxidante, a la especie química que sufre el proceso de OXIDACION , agente reductor, y a los iones espectadores. 4) Plantear las hemirreacciones de reducción y de oxidación : MnO2  MnO42NO3

-



NO2-

OXIDACION REDUCCION

5) Balancear las masas, es decir el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en el miembro de los reactivos como en los de productos.

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El orden de control para cada elemento es: primero el metal, o no metal, luego el oxígeno, luego el hidrógeno. Para el metal o no metal, se balancea colocando coeficientes. Balance de oxígenos e hidrógenos o Se suman dos iones hidróxido por cada átomo de oxígeno faltante en el miembro deficiente de dicho elemento. Se produce un desbalance de hidrógeno el que se satisface sumando una molécula de agua por cada par de iones hidróxido agregados en el otro miembro. o Por cada hidrógeno que falta se suma una molécula de agua en el miembro deficiente de dicho elemento. En el otro miembro, para satisfacer el principio de conservación de la materia, se suma un ión hidróxido. MnO2 + 4 OH-

 MnO42-

-

-



NO3 + H2O

+ 2 H2O

OXIDACION -

NO2 + 2 OH

REDUCCION

6) Balancear las cargas, es decir para que una ecuación química esté bien formulada, debe verificarse el balance de masas y el balance de cargas. Balancear las cargas significa que la carga neta en el miembro de los reactivos debe ser igual a la carga neta en el miembro de los productos . MnO2 + 4 OH-

 MnO42-

NO3 + H2O + 2 e 

+ 2 H2O + 2 e-

-

OXIDACION

-

NO2 + 2 OH

REDUCCION

Se analiza para ello cada hemirreacción, colocando los electrones intercambiados en la reducción y en la oxidación, se iguala la cantidad de electrones intercambiados en ambos procesos colocando factores si es necesario, que afectan a todas las especies de la hemirreacción, y se suma miembro a miembro para obtener la ecuación ionica neta (EIN) , ecuación que contiene a las especies químicas que sufren el proceso redox. Se simplifican las especies químicas que aparecen en ambos miembros (OH- y agua). MnO2 + 4 OH MnO42- + 2 H2O + 2 eOXIDACION NO3- + H2O + 2 e-

MnO2 + 2 OH +

NO3-

 

NO2- + 2 OHMnO4

2-

REDUCCION

+ H2O + NO2

-

EIN

La ecuación iónica neta contiene iones hidróxido en el miembro de los reactivos, los que no aparecen en la ecuación iónica incompleta, si aparece el ion carbonato. Se logra el balance de masas sumando la siguiente hemireacción (ecuación de la reacción de hidrólisis del ion carbonato): CO32- + H2O  2 OH- + CO2 La EIN correcta , luego de simplificar los iones hidróxido y la molécula de agua, será: MnO2 + CO32- + NO3-



MnO42-

+ CO2 + NO2-

EIN

7) Sumar los iones espectadores necesarios para obtener los reactivos y productos indicados en la ecuación total incompleta, debe sumarse la misma cantidad en ambos miembros para no romper el balance de masas y de carga ya alcanzados. MnO2 + CO32- + NO33 Na+

MnO42-

 

3 Na+

+ CO2 + NO2.

MnO2 (s) + NaNO3 (ac)+ Na2 CO3 (ac)  Na2MnO4 (ac) + NaNO2 (ac) + CO2 (g)

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QUÍMICA INORGÁNICA SERIE N° 2: DISOLUCIONES- ESTEQUIOMETRÍA 1. Se disuelven en agua 30,5 g de cloruro de amonio (NH4Cl) hasta obtener 0,5 L de disolución. Sabiendo

que la densidad de la misma es 1027 kg/m 3, calcula: a) La concentración de la misma en porcentaje en masa. b) La molaridad. c) La normalidad.

2. Un ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,8 g/mL tiene una pureza del 90,5 %. Calcula: a) Su

concentración en g/L. b) Su molaridad. c) El volumen necesario para preparar ¼ L de disolución 0,2 M. 3

3. El ácido acético glacial, CH3COOH tiene una concentración 99.5% p/p y una densidad de 1.05 g/cm .

Determina la concentración molar, normal y % m/v de este ácido.

4. Se dispone de una disolución acuosa de amoníaco al 30% en peso y densidad 0,892 g/mL. a) ¿Cuántos

mililitros de esta disolución son necesarios para preparar 250 mL de otra disolución amoniacal 0,1 M? b) Indica el material necesario, así como el procedimiento que se debe seguir. −1

5. Se dispone de ácido perclórico (ácido fuerte), del 65 % de riqueza en masa y de densidad 1,6 g∙mL .

Determine: a) El volumen al que hay que diluir 1,5 mL de dicho ácido para que el pH resultante sea igual a 1,0. b) El volumen de hidróxido de potasio (base fuerte) 0,2 M que deberá añadirse para neutralizar 50 mL de la disolución anterior, de pH = 1,0. +

6. ¿Cuál es la concentración de iones H y el pH de una disolución que se prepara mezclando 20 mL de HCl

0,1 M con 50 mL de HNO3 0,05 M? 7. Se disuelven 1,68 gramos de hidróxido de potasio en agua hasta alcanzar un volumen de 100 mL.

a) Calcule el pH de la disolución obtenida. b) Calcule cuántos mL de ácido clorhídrico 0,6 M hacen falta para neutralizar 50 mL de la disolución de hidróxido de potasio, y cuál es el pH de la disolución final. 8. a) ¿Cuál es la normalidad y la molaridad del agua oxigenada de 20 volúmenes?; b) Una solución 0,8N de

agua oxigenada, ¿qué concentración en volúmenes representa? 9. Calcula la concentración molar y en volúmenes de una disolución de agua oxigenada, si se requieren

36,44 mL de una disolución de permanganato de potasio 0.01652 M para oxidar completamente 25 mL de agua oxigenada. 10. ¿Qué disolución es más concentrada?:

a) Una disolución 1M de tiosulfatode sodio o una 0.1 M. b) Una disolución 1M de tiosulfato de sodio o una 1N, considerando que el pasa . c) Una disolución 0.1M o una 0.5N de KMnO 4 en una reacción de oxido reducción en medio ácido en el que el M nO 4 ‾ pasa a Mn2+. d) Una disolución 1M y una 1N de ácido sulfúrico. ESTEQUIOMETRIA 1. El bromuro de sodio reacciona con el ácido nítrico, en caliente, según la siguiente ecuación: NaBr + HNO3 → Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O . a) Ajuste esta reacción por el método del ión electrón. b) Calcule la masa de bromo que se obtiene cuando 100 g de bromuro de sodio se tratan con ácido nítrico en exceso. 2. La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido: − + Ag + H+  Mn 2+ + Ag+ + H2O a) Ajuste esta reacción por el método del ión electrón. b) Calcule los gramos de plata metálica que podría ser oxidada por 50 mL de una disolución acuosa de 0,2M. 3. A alta temperatura, el hierro y el azufre reaccionan para dar sulfuro de hierro (II). Calcula los gramos de producto que se obtendrán cuando se hagan reaccionar 8,0 g de Fe con 8,0 g de S, sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 75%. 4. En una determinación cuantitativa se utilizan 17.1 mL de Na 2S2O3 0.1N para que reaccione todo el yodo que se encuentra en una muestra que tiene una masa de 0.376 g. Si la reacción que se lleva a cabo es: I2 + Na2S2O3  NaI + Na2S4O6 . a) Ajuste esta reacción por el método del ión electrón; b)¿Cuál es la cantidad de yodo en la muestra?. 5. Se quiere determinar la cantidad de iones

que tiene el agua de uso doméstico. Para ello, se toma

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una muestra de 1 L de agua y se trata con sulfato de sodio en exceso. Una vez finalizada la reacción, se lava el precipitado de sulfato de plomo (II), se seca y se pesa, encontrándose un valor de 0,2298 g. ¿C uá l e s e l co nte n id o de i o ne s en la m ues tr a , e xp resa do e n m g / L ? 6. ¿Qué cantidad de sulfuro de zinc se produjo en un experimento en el que se calentaron 7.36 g de zinc con 6.45 g de azufre? Considera que estas sustancias reaccionan de acuerdo con la ecuación: 8Z n ( s) + S 8 ( s)  8 Z nS (s ) 7. El ácido sulfúrico se utiliza para producir industrialmente sulfato de amonio. La ecuación que representa este proceso es: 2NH3(g) + H2SO4 (NH4)2SO4(s) . Si se utilizan 500 L de amoniaco gaseoso en condiciones normales y cinco litros de ácido sulfúrico (densidad = 1,3028 g/mL y 40% en masa): a) ¿Cuál de los reactivos es el limitante? ; b) ¿Cuántos kilogramos de sulfato de amonio se obtienen?; c) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 2M sería necesario para que reaccionara estequiométricamente con medio metro cúbico de amoniaco en condiciones normales? 8. Se hicieron reaccionar 44.47 g de cobre con 189 g de ácido nítrico efectuándose la siguiente reacción: Cu + 4 HNO3  Cu (NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O . a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso?; b) ¿Cuántos gramos de nitrato de cobre se obtuvieron? ; c) ¿Qué masa de reactivo en exceso no reaccionó? ; d) ¿Cuál fue el % de rendimiento, si en el laboratorio se formaron 120 g? 9. Se tratan 50 ml de ácido clorhídrico 0,20 N con 30 ml de hidróxido de calcio 0,075 N. Escriba la ecuación química de la reacción y calcule: a) la normalidad de la sal resultante, b) el pH de la solución resultante.

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EJERCICOS COMPLEMENTARIOS DISOLUCIONES 1.

1.09 mL

Rta:

2. ¿Cuántos gramos de permanganato de potasio deberá pesar para preparar 100 ml de una solución 0,5N?( MnO4  Mn2+ ) b) ¿Cuántos de permanganato de calcio? Rta: a) 1.58 g; b) 1.39 g. 3. 50 ml de ácido nítrico 65%(:1,41 g/ml) se llevan a un volumen final de 250 ml. Calcule la normalidad: a) como ácido, b) según la siguiente reacción: NO3‾  NO. Rta: a) 2.9N; b) 8.6N. 4. Si se mezclan 50 ml de solución de ácido sulfúrico 53% P/P (:1,42 g/ml) con 70 ml del mismo ácido 98% (:1,84 g/ml), y se diluyen a 1,5 litros, ¿cuál será la normalidad final? Rta: 2.23N 5. Con ácido clorhídrico 0,1280 N se tituló una solución de hidróxido de bario. Si 26,25 ml del ácido neutralizaron 25,00 ml de la base. ¿Cuál es la normalidad y la molaridad de la base?. Rta: 0.134N y 0.067M. 6. a) Escriba la ecuación de la reacción y calcule el volumen de ácido nítrico al 20% (:1,115g/ml) necesario para neutralizar 25 ml de hidróxido de sodio 5% P/V, b) la normalidad de la sal, c) el pH de la solución resultante. Rta: a) 8.83 mL; b) 0.92N; c) pH= 7. 7. Se disuelven en agua hasta un volumen final de 250 mL, 5 g de hidróxido de sodio impuro. La titulación de esta solución dio un valor de 0,47 N. Determine el porcentaje de pureza del sólido. Rta: 94% 8. Un volumen de 2 ml de un ácido concentrado se llevan con agua hasta un volumen final de 500 ml .Si 10 ml de esta solución gastan 8 ml de solución de un hidróxido 0,0510 N ¿Cuál es la normalidad del ácido concentrado? Rta: 10.2N 9. Diga si el pH es ácido, básico o neutro cuando se hacen reaccionar 10 ml de ácido clorhídrico 0,10 N con: a) 5 ml, b) 20 ml , c) 25 ml , de hidróxido de sodio 0,05 N. Rta: a) acido; b) neutro; c) básico. 10. En el laboratorio se prepara una disolución (a la que llamaremos disolución A) pesando 5 g de cromato de potasio y agregándole agua hasta llegar a 1 L de disolución. De esta disolución A, se toma una alícuota de 100 mL y se coloca en un matraz aforado de 250 mL, agregándole agua hasta la marca de aforo (disolución B). a)¿Cuál es la concentración molar de la disolución A?; b) ¿Cuál es la concentración normal de la disolución B?. Rta: a) 0.026M; b)0.0208N. ESTEQUIOMETRIA 1. Calcule el volumen de solución de ácido clorhídrico 0,5N requerido para reaccionar completamente con: a) 2,12 g de carbonato de sodio; b) 2,12 g de hidrogenocarbonato de sodio. Rta: a) 80 mL; b) 50.47 mL. 2. Se desea obtener 0,5 L de H2 a - 10°C y 1 atm en el laboratorio a partir de la reacción entre hierro y ácido sulfúrico. Calcule: a)la masa necesaria de un material de hierro al 90% de pureza; b) el volumen de solución de H2SO4 2N que se necesita ; c) el número de moléculas y de átomos de hidrógeno que se obtienen ; d) la masa de sulfato de hierro(II) que se forma. R t a : a ) 1 .4 3 6 g ; b) 2 3 m L ; c ) 1 .3 9 . 1 0 2 2 m o l é c u l a s y 2 .7 8 9 .1 0 2 2 á t o m o s ; d ) 3 .5 1 6 g . 3. Se hacen reaccionar 1,5 g de una muestra de carbonato de sodio al 80% de pureza con 1 g de ácido clorhídrico. Calcule: a) la masa de cloruro de sodio que se formará; b) el volumen de dióxido de carbono liberado en CNTP; c) la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar. 4. Rta: a) 1.323 g; b) 0.253L; c) 0.174 g 5. Calcule la masa de yodo que se forma cuando se tratan 10 ml de solución de peróxido de hidrógeno de 20 volúmenes con 4 g de ácido yodhídrico. Rta: 3.97 g 6. Una muestra de 2 g contiene Mg mezclado con otras sustancias no reactivas. Tratándola con HCl al 5% en exceso obtienen 950 ml de hidrógeno en CNTP. Calcule el % de Mg en la muestra. Rta: 51.55% 7. Calcule: a) la masa de peróxido de bario al 90% de pureza; b) el volumen de ácido sulfúrico al 98% p/p ( = 1,84 g/ml) necesarios para preparar 50 ml de agua oxigenada de 10 volúmenes, con el agregado de la cantidad necesaria de agua. Rta: a) 8.39 g; b) 2.42 mL 8. Calcule qué masa de solución de peróxido de hidrógeno al 5% es necesaria para oxidar 2 g de sulfuro de plomo (II) a sulfato de plomo (II) en presencia de ácido sulfúrico. Rta: 22.74 g 9. Un volumen de 25 ml de una solución de H2O2 reaccionan exactamente con 20 ml de solución 0,04N de permanganato de potasio en medio ácido. Calcule la concentración de la solución de agua oxigenada en molaridad y en volúmenes. (MnO4-  Mn2+, H+). Rta: 0.16 m y 0.18 vol.

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QUÍMICA INORGÁNICA SERIE N° 3: TIPOS DE RADIOS - MÉTODO SEMITEORICO DE PAULING- PROPIEDADES PERIODICAS 1. Calcule haciendo uso de las reglas de Slater, la carga nuclear efectiva de un electrón de valencia de los siguientes elementos: a) Li y N; b) K, Cr, Cu y As. 2. a) Escriba los símbolos de tres cationes isoelectrónicos que forman elementos pertenecientes al tercer periodo; b) escriba los símbolos de tres aniones isoelectrónicos que forman elementos pertenecientes al segundo periodo; c) escriba la fórmula y el nombre de tres compuestos formados por los cationes y aniones isoelectrónicos, provenientes de elementos del segundo y tercer periodo. 3. A partir del valor experimental de las distancia ínteriónica del CsI,  = 3,85 Å, calcule el radio de los iones Cs+ y I¯ aplicando el método semiteorico de Pauling. 4. a) Para los iones isoelectrónicos: S2-, Cl¯ y K+ , determine el valor de la carga nuclear efectiva de cada uno de ellos; b) a partir de la distancia ínteriónica del KCl,  = 3,14 Å, calcule el valor de la constante Cn; c) en base al valor hallado de Cn, calcule el radio univalente del ion S 2-; d) determine el radio cristalino del ion S2-. 5. Calcule el radio univalente y cristalino del Al3+ a partir de la distancia interionica del NaF: 2,31 Å. 6. Calcule el radio cristalino de los siguientes iones: a) O2-; b)Be2+; c) Si4+ ; d) P3-; e)V5+; f) Cl7+, siendo los valores de los radios univalentes respectivos: 176 pm; 35 pm; 65 pm; 279 pm; 88 pm y 49 pm. 7. En el par Ni2+ y

Ni3+ indique que ion tiene mayor radio. Justifique en su respuesta.

8. Haga una lista de los siguientes enlaces en orden creciente de carácter iónico (calcule en cada caso ): a) C  Cl; b) Na  Cl; c) Al  Cl; d) Br  Cl. 9. En base a las reglas de Fajans, ordene los cationes Rb +, Be2+ y Sr2+ en orden creciente de capacidad de polarizabilidad. Dé una explicación a su respuesta. 10. En base a las reglas de Fajans, ordene los aniones Cl¯, Br¯, S 2¯ y O2¯en orden creciente de capacidad de polarizabilidad. Dé una explicación a su respuesta.

Reglas de Fajans: El químico Casimir Fajans resumió las siguientes reglas que resumen los factores favorables a la polarización de un enlace iónico, y por tanto, al incremento de la covalencia:

1. Un catión es más polarizante si es pequeño y tiene una carga positiva grande. 2. Un anión se polariza con más facilidad si es grande y tiene una carga negativa grande. 3. Los cationes que no tienen una configuración de gas noble favorecen la polarización.

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EJERCICOS COMPLEMENTARIOS 1. Calcule haciendo uso de las Reglas de Slater, la constante del efecto de pantalla y determine la carga nuclear efectiva de un electrón de valencia de las siguientes especies químicas: a) Be , b) C , c) Na , d) S , e) Ti , f) Ti2+ , g) Li+ , h) Li Rta: a) 1,95 ; b) 3,25; c) 2,2; d) 5,45 ; e) 3,15; f) 3,65 ; g) 2,7, h) 1,3 2. Utilizando las reglas de Slater calcular la carga nuclear efectiva para los siguientes electrones: a) Un electrón de valencia del Ca. b) Un electrón 4s del Mn. c) Un electrón 3d del Mn. d) un electrón de valencia del Br e) un electrón de valencia del ion Fe2+ Rta ( en Å): a) 2,85 ; b) 3,6; c) 5,6; d) 7,6 ; e) 6,25 3. Calcula el valor de la carga nuclear efectiva para una electrón 4s del Ga y Se. Compara los resultados obtenidos para un electrón 4s para el Ca y Mn del punto anterior con los del Ga y Se. Rta: 31Ga:5 ; 34Se: 6,95 ; 20Ca: 2,85 ; 25Mn 3,6 . A medida que avanzamos en un periodo aumenta la carga nuclear efectiva 4. Calcular los radios de Pauling para los iones Cl-, K+, Rb+ y Br- en los compuestos de KCl y RbBr cuyas distancias interatómicas son 3,14 Å y 3,43 Å respectivamente. Rta ( en Å): 1,35, 0,96; 2,16; 1,69 5. A partir de los resultados obtenidos en el ejercicio anterior, calcular los radios iónicos de S 2- y Sr2+. Rta ( en Å): 1,83, 1,16. Comparando con los radios de los iones univalentes isoelectrónicos se observa que

el radio de un ion polivalente es menor que su correspondiente ion univalente isoelectrónico. 6. Calcule el radio univalente y cristalino del Zr4+ a partir de la distancia interionica del RbBr: 3,43 Å . Rta ( en Å): 1,14 y 0,84 7. Calcular los radios cristalinos de los iones O2- y Mg2+ en el compuesto MgO, sabiendo la distancia interionica del NaF = 2,31 Å. Rta ( en Å): 1,40 y 0,66 8. Determine: a) el radio del ion Br¯ , b) el radio del ion Li+ , con los siguientes datos: Distancias interiónicas(Å) : a) KCl: 3,14 ; KBr: 3,28 b) NaF: 2,31 ; LiF: 1,96 Rta ( en Å): a)1,94 ; b) 0,61 9. En el siguiente par de iones, indique que ion tiene mayor radio. Justifique su respuesta: Te2- y

Cs+

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QUÍMICA INORGÁNICA SERIE N° 4: DETERMINACION DE FACTORES ENERGETICOS DE SÓLIDOS IONICOS 1. Calcule la energía reticular, en kJ/mol de los siguientes compuestos empleando la ecuación de BornLande: a. NaCl ; M= 1,7475 b. CsI ; tiene la estructura del CsCl , M= 1,7627 c. MgF2; tiene la estructura del rutilo (TiO2) , M= 2,408 2. A partir de los siguientes datos, calcular la afinidad electrónica del cloro aplicando el ciclo de Born-Haber. Potencial de ionización del sodio=495,33 kJ/mol; Energía de sublimación del sodio=108,68 kJ/mol; Energía de disociación del cloro=239,10 kJ/mol; Energía reticular del NaCl=-773,30 kJ/mol; Calor de formación del NaCl=-409,64 kJ/mol. 3. Calcular la energía de red del yoduro potásico a partir de los siguientes datos:  (KI)=-330,5 KJ/mol, E(I(g))=-295 kJ/mol, S(K(s))=90kJ/mol; I(K)=418,7 kJ/mol; S(I2(s))= 43,5 kJ/mol; D(I2(g))=150,9 kJ/mol. 4. Calcula la energía reticular del MgO sabiendo que:  del MgO=-602,0 kJ/mol; S del Mg=146,1 kJ/mol; D del O2=498,31 kJ/mol; I1 Mg=736,3 kJ/mol; I2 del Mg=1447,9 kJ/mol; E1 del O=-141,2 kJ/mol; E2 del O=792,9 kJ/mol. 5. Con ayuda de los datos calcula la energía reticular del fluoruro de calcio a partir del ciclo de Born-Haber y a partir del cálculo directo con la ecuación de Born-Landé. Datos: S del calcio=170,7 KJ/mol; I 1 calcio=589,5 kJ/mol; I2 del calcio=1146,42kJ/mol; D del flúor=154,1 kJ/mol; E del flúor=-327,98 kJ/mol;  del CaF2=1214,6 kJ/mol; distancia interiónica=2,35Å; constante de Madelung=2,5194; e : carga del electrón, 4,80 . 10 -10 ues. 6. Determina la entalpía de sublimación del yodo a partir de los datos siguientes: D(I 2)=144 kJ/mol; S(Pb)=178kJ/mol;  (PbI2)=-178 kJ/mol; I1(Pb)=716 kJ/mol; I2(Pb)=1444 kJ/mol; U=-2108 kJ/mol; E(I)= -295 kJ/mol. 7. Mediante el ciclo de Born-Haber, calcula la energía reticular del óxido de calcio conociendo los siguientes datos expresados en unidades de kJ/mol: S (Ca)=170,7; D(O 2)=498,31; I1(Ca)=589,5; I2(Ca)=1146,42; E1(O)=-141,2; E2(O)=792,9;  =-635,55 kJ/mol.

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EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS 1. Halle la energía reticular en kJ/mol del LiF, con los siguientes valores: H (kcal . mol-1)

Proceso Li (g) Li+ (g) + e-

124,28

Li (s)  Li (g)

38,48

F2 (g)  2F (g) -

-

F (g)+ 1 e  F (g)

-78,39

½F2 (g)+ Li(s)  LiF (s)

-147,68

Dato: 1 kcal = 4,184 kJ 2. Haciendo uso de la fórmula:

36,81

Rta: -1047,69 kJ/mol

U=-

z+.z  .e 2 .M.N  1 1   ro n 

Donde: Z+ , Z- : carga de los iones e : carga del electrón, 4,80 . 10 -10 ues M : constante de Madelung Determine la energía reticular del CaF2 (M= 5,04). Rta: -5206 kJ/mol

N: número de Avogadro n: exponente de Born ro = r+ + r¯ [m]

3. ¿ La formación del KF a partir de sus elementos es un proceso exotérmico? Haga un ciclo de Born-Haber correspondiente. SK = 89,96 kJ/mol ; IK = 418,82 kJ/mol ; M = 1,75. Rta: -532 kJ/mol- Proceso exotermico 4. Haga el ciclo de Born-Haber para el hidruro de calcio y calcule la electroafinidad en kcal/mol del hidrógeno a partir de los siguientes datos: Hf (CaH2) = -36,6 kcal/mol ; M= 3,02 Para el hidrógeno: D = 104,2 kcal/mol Para el calcio: S = 42,2 kcal/mol ; I1 = 140,9 kcal/mol; I2 = 273,8 kcal/mol Rta: -19,215 kJ/mol 5. Haga el ciclo de Born-Haber para el cloruro de calcio y halle el valor de la energía de disociación del cloro en kJ/mol, a partir de los siguientes datos:  (CaCl2) = -183,3 kcal/mol M= 2,52 Electroafinidad del cloro: -83,4 kcal/mol Rta: -530,58 kJ/mol 6. Calcular la afinidad electrónica del yodo ,aplicando el ciclo de Born- Haber, sabiendo que: Energía reticular del KI=631,8 KJ/mol; Calor de sublimación del potasio=87,9 KJ/mol; Calor de sublimación del yodo=43,5 KJ/mol; Energía de disociación del yodo=150,9 KJ/mol; Potencial de ionización del potasio=418,3 KJ/mol; Calor de formación del KI=-330,5 KJ/mol. Rta: -302,5 KJ/mol.

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QUÍMICA INORGÁNICA SERIE N°5: CALCULO DE LOS POTENCIALES DE ELECTRODO ESTANDAR DE ELEMENTOS METALICOS Y NO METALICOS 1. Determine mediante un ciclo de Born-Haber de que factores energéticos depende el calor normal de

formación de los siguientes procesos: a) ½ X2 (g) + n e-  X- (ac) b) ½ H2 (g)  H+ (ac) + 1 ec) M(s)  Mn+ (ac) + n e-

2. a) Calcule los valores de los potenciales normales de reducción de los halógenos. Haga en cada caso el

correspondiente ciclo de Born- Haber. b) Ordene los halógenos de acuerdo con su poder oxidante. c) Ordene los iones haluro según su poder reductor.

3. Determine los valores de los potenciales normales de reducción de los siguientes metales:

Li ; Na ; Cs ;Mg Haga un ciclo de Born-Haber para el Li y Mg . 4. Explique por qué : a) En fase gaseosa el cesio es mejor agente reductor que el litio.

b) El litio es el mejor agente reductor de todos los metales alcalinos en disolución acuosa. 5. a) Determine si el proceso es endotérmico o exotérmico cuando se forma 1 mol de iones K

+

acuoso a partir de potasio sólido. b) ¿Cómo explica que experimentalmente en la reducción del agua por el potasio la reacción sea exotérmica? Energía de (kJ/mol)

F2

Cl2

Br2

DISOCIACION ELECTROAFINIDAD

158,15 -332,63

239,32 -348,95

189,95 -323,42

148,53 -294,97

HIDRATACION

-514,63

-372,38

-338,90

-301,25

VAPORIZACION

-

-

SUBLIMACION

-

-

I2

29,99 -

H2

-1083,66

35,98

IONIZACION

1311,68

Energía de : (kJ/mol) SUBLIMACION IONIZACION

435,97

Li

160,66 520,07

Na 108,36 495,80

K 89,96 418,82

Cs 78,24 375,64

Mg 148,95 I 1 = 737,64 I2 =1450,17

HIDRATACION

-506,26

-397,48

-317,98

-259,41

- 1924,64

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18

QUIMICA INORGANICA Serie Nº 6: APLICACIONES DE LOS POTENCIALES DE ELECTRODOS ESTANDAR ECUACION DE NERNST 1. Escriba las semirreacciones de oxidación como la reacción global de funcionamiento igualada. (a)

C(s,)|H2(g)|H+(ac)||Cl-ac)|Cl2(g)|Pt(s)

(b)

Ag(s)|AgI(s)|I-(ac) || Cl-ac)|AgCl(s)|Ag(s)

reducción

de

las siguientes pilas galvánicas, así

2. A partir de los valores de potenciales normales de reducción siguientes: (Cl 2 l Cl− ) = +1,36 V ; (I2 l I− ) = +0,54 V ; (Fe3+ l Fe2+ ) = +0,77 V , indique, razonando la respuesta: a) Si el cloro puede reaccionar con iones Fe 2+ y transformarlos en Fe3+ . b) Si el yodo puede reaccionar con iones Fe2+ y transformarlos en Fe3+. 3. Prediga la fem estándar de las siguientes pilas y calcule energía libre de Gibbs estándar de su reacción de funcionamiento. (a) Pt(s) |Cr3+(ac), Cr2+(ac)||Cu2+(ac)|Cu(s) (b) C(s,)| Sn4+(ac), Sn2+(ac)||Pb4+ac), Pb2+ac)|Pt(s) 4. ¿Qué pasará si ponemos una disolución de tetraoxosulfato(VI) de cobre(II): a) En un recipiente de cinc; b) En un recipiente de plata Datos: Eo : Ag+│Ag = 0,8 V ; Zn2+│Zn = -0,76 V ; Cu2+│Cu = 0,34 V a. En un recipiente de cinc b. En un recipiente de plata Datos: Eo : Ag+│Ag = 0,8 V ; Zn2+│Zn = -0,76 V ; Cu2+│Cu = 0,34 V 5. Escribir la notación de la pila para cada una de las ecuaciones y calcula su Eo: a. Cl2 (g) + H2(g)  2 Cl¯ (ac) + 2 H+(ac) b. Cr(s) + Zn2+(ac)  Cr2+(ac) + Zn(s) c. AgNO3(ac) + KI (ac)  AgI(s) + KNO3(ac) 6. Calcular E de una pila Daniell en la que la [Zn2+]=10-9 M y la de

[Cu2+] = 10 M.

7. Escribe las semirreacciones y la reacción neta para para la pila formada por: MnO 4 -│Mn2+ (1,51 V) , Fe3+│Fe2+ (0,77 V). Determina el potencial de la pila. a. Si todas las concentraciones son 1 M b. Si la [H+]=0,1 M y la de todas las otras especies 0,01 M. 8. Dados los valores de potencial medidos de la pila, calcule el cociente de reacción de su reacción de funcionamiento: (a) Pt(s)| Sn4+(ac), Sn2+(ac)||Pb4+ac), Pb2+ac)|C(s) E=+1,33 V (b) Ag(s)|Ag+(ac) ||ClO4-(ac), H+(ac), ClO3-(ac)|Pt(s) E=+0,40 V

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EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS 1. ¿Cuáles de las siguientes reacciones serán espontáneas en condiciones estándar?: a) Mn + 2 H+  H2 + Mn2+ b) MnO2 + 2 NaCl + H2SO4 Cl2 + MnSO4+ Na2SO4 + 2 H2O Rta: a) 1.18V; b) -0,13V 2. ¿Se podrán oxidar en condiciones estandar: a) H 2O 2 con MnO4¯ en medio ácido? ; b) F¯ con Cr2O72- en medio ácido? Rta: a) 0.83V SI; b)-1.54V NO 3. Responda a las siguientes cuestiones, justificando en cada caso su respuesta: a)¿Cuál de las siguientes especies químicas es mejor agente oxidante ? i) H + ó Cr 2+; ii) Cr2 O72- ó Br2?. b) ¿Se podrá lograr la reducción de Fe3+ a Fe2+ con Fe? c) ¿Cuáles de los siguientes metales reaccionarán con HCl 1 M: i) Co , ii Au ; iii) Mg ; iv) Cu? Rta: a) i) H+; ii) Cr2 O72- ; b) SI, -1.21V; c) i) SI; ii) NO; iii) SI; iv)NO 4. A partir de la semi-reacción: 2 H+(ac) + 2 e¯  H2(g) . Calcule el potencial del electrodo de hidrógeno en las siguientes condiciones: C H+ = 1 M , P H2 = 1140 mm de Hg . Rta: a) -0.018V¸b) -0.0052V 5. Considere una pila en la que ocurra la siguiente reacción: a) Determine Eº ; 0.15V; b) 0.05V

b) Calcule el valor de Eº

total

O2(g)

a) C

H+

= 0,5 M , P

H2

= 1 atm

; b)

+ 4 H+(ac) + 4 Br-(ac)  2 H2 O + 2 Br2().

cuando Po2 = 1 atm

C

H+

= 0,20 M y CBr- = 0,10 M. Rta: a)

6. a) Calcule el Eº de la pila : Zn  Zn2+(1M)  Ag+ (1M)  Ag . b) Calcule [Ag+] de la pila Zn  Zn2+(1M)  Ag+ (x M)  Ag , cuyo potencial medido experimentalmente es: E = 1,21 V. Rta: a)1.56V; b)1.168.10-6V 7. Escriba la ecuación de la reacción espontánea y calcule : a) el E de la pila , b) W y c)G en kJ y kcal; para la combinación de los pares redox Cl2  Cl¯ y Br2  Br¯, siendo: PCl2 = 0,10 atm; [Cl¯] = 1 x 10-3 M ; [Br¯] 0,10 M. Rta: a) 0.3685V; b) 71.109 kJ; c)-71.109 kJ, -16.99 kcal.

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QUIMICA INORGANICA SERIE N° 7: CÁLCULO DE CONSTANTES DE EQUILIBRIO. INFLUENCIA DEL PH EN EL POTENCIAL. 1. Dada una pila en la que tiene lugar la siguiente reacción global: Cu + Sn4+  Cu2+ + Sn2+ Eo= -0,19 V en la que tanto los reactivos como los productos se encuentran en las condiciones estándar, se pide: Calcular la constante de equilibrio. 2. Calcular el KPs del AgCl de una semipila compuesta por un electrodo de Ag sumergida en una solución de HCl 1 M, formándose una solución saturada de AgCl. Datos. E o Ag+│Ag = + 0,80V, Eo AgCl│Ag, Cl‾= 0,22 V. 3. Calcular la constante de equilibrio de los siguientes procesos, conocidos los potenciales Eo de : (Cu2+ǀCu)= +0.34; (Ag+ǀAg)= +0.80; (MnO4-ǀMn2+)= +1.52; (Sn4+ǀSn2+)= +0.15; (Cl2ǀCl-)= +1.36; (I2ǀI-)= +0.53 V. a) Cu + 2 Ag+  Cu2+ + 2 Ag b)2 MnO4- + 5 Sn2+ + 16 H+  2 Mn2+ + 5 Sn4+ + 8 H2O c) Cl2 + 2 I-  2 Cl- + I2 4. Determine la constante de equilibrio para las siguientes reacciones a) Mn(s) + Ti2+(ac)  Mn2+(ac) +Ti(s) b) 2 Fe3+(ac) + H2(g) 2 Fe2+(ac) + 2 H+(ac) 5. Halle las constantes de estabilidad de los complejos: a) [ Cd(NH3)4]2+ (ion tetramin cadmio (II)) ; b) [Au (CN) 2]- ( dicianoaurato (I)) Cd2+ + 4 NH3  [ Cd(NH3)4]2+ Au+ + 2 CN-  [Au (CN)2] 6. Los potenciales normales de los sistemas I2│2I¯ y H2AsO  4 │ H2AsO 3 son, respectivamente, +0,54 y +0,56 V. a) Calcular la constante de equilibrio de la reacción:  + I2 + H2AsO 3 + H2O  2I¯ + H2AsO  4 + 2H b) Indicar el potencial de la pila [H+] = 10-7 M(disolución neutra) y [H+] = 10-3 M(disolución ácida). 7. El valor de Eo para la reacción: 2 H2O() + 2I2 (s) + 5 O2 (g)  4 IO 3 (ac) + 4 H+(ac) es de 0,03 V. ¿Que valor de pH es necesario para que E= 0,04V, si mantenemos el resto de las condiciones normales? 8. Una solución acuosa contiene una mezcla de iones MnO4- y Mn2+ en una relación 100:1, respectivamente. a) ¿Cuál es el valor del potencial de la semipila a pH = 0 ? b) ¿Cuál es el valor del potencial a pH = 2 ? c) ¿Cómo varía el potencial cuando disminuye la acidez del medio de reacción? 9. Dada la celda galvánica ZnǀZn2+ǀǀ Cu2+ǀCu a 25 oC, calcular el potencial de la misma en los siguientes casos: a) cuando las concentraciones de Cu2+ y Zn2+ son iguales; b)cuando la concentración de Cu2+ es 100 veces superior a la de Zn2+ ; c)cuando la concentración de Cu2+ es 100 veces inferior a la de Zn2+. 10. A partir del valor de E°, calcular la constante de equilibrio para la reacción: Ni + Sn2+  Ni2+ + Sn ¿Cuánto vale el potencial de la pila cuando la relación de concentraciones [Ni 2+]ǀ[Sn2+ ] toma un valor igual a Keq?

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EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS 1. Determine Kc a 25ºC para cada reacción en la dirección en que se encuentran escritas: a) Co(s) + Ni2+(ac)  Co 2+(ac) + Ni (s) b) 3 Au+(ac)  Au3+(ac) + 2 Au (s) c) H 2 O  H+(ac) + OH-(ac) Rta: a)10,4; b)1,66.1013; c)10-14 2. Calcule el producto de solubilidad de los compuestos: a) CuS(s)  Cu2+ (ac) + S2- (ac) b) Fe(OH)3 (s)  Fe+3 (ac) + 3 HO- (ac) c) Ag2CrO4(s) 2 Ag+(ac) + CrO42-(ac) Rta: a)5,15.10-38 ; b) 7,61.10-38; c) 1,37.10-12 3. Halle una expresión del potencial en función del pH, para las siguientes hemi-reacciones: I) BrO 3 (ac)+6 H+(ac)+6 e- Br¯+3H 2O I) Ni(OH)2 (s)+2 e¯ Ni(s)+2 OH¯(ac) a)

En I calcule el E a pH = 0 ; 7 y 14 ¿Cómo varía el poder oxidante del BrO 3 cuando el pH aumenta?

b) Determine en II el E a pH = 0 ; 7 y 14 ¿Cómo varía el poder reductor del Ni? Rta: I) a)1,44V; b)1,03V; c)0,61V . A mayor pH disminuye el poder oxidante del ion bromuro. II) a)0,138V; b)0,275V; c)0,688V . A mayor pH aumenta el poder reductor del níquel. 4. ¿En cuánto disminuirá el potencial del par MnO4-  Mn2+ si se disminuye la concentración de protones desde 1 mol/L hasta 10-6 mol/L?¿Cómo relaciona esta variación de potencial con el cambio del poder oxidante del ion permanganato? Rta: disminuye de 1,51V a 0,94V. 5. a) Determine el potencial en medio básico: EºB del par MnO4-  MnO2 , siendo E°A =1,69V, b) ¿en qué medio el ion permanganato es mejor agente oxidante? Rta: a) 0,59V; b) en medio ácido 6. Calcula el potencial del proceso: MnO2(s) + 4 H+(ac) + 2e¯  Mn2+(ac) +2H2O ; cuando la [Mn2+] = 0,10M y el pH=5 . Eº (MnO2 │ Mn2+)= 1,23V. Rta: 7. ¿Cuál es el valor

para la semireacción: H2O() +HAsO2 (ac)

 H3AsO4 (ac) + 2 H+(ac) +2 e¯ , cuando las

+

concentraciones son: [HAsO2] = 0,10M ; [H3AsO4] = 0,050M ; [H ] = 10-6 M? Dato: Eo= -0,56V. Rta: -0,374V 8 . C a l c u l a e l v a l o r d e E (H+ │ H2) para las siguientes condiciones: a) [H+] = 1 M ; P H = 1 atm; b) [H+] = 1 M ; P H = 100 atm; c) [H+] = 0,01 M ; P H = 1 atm ; 2

2

d) [H+] = 0,01 M ; P H = 100 atm. 2

Rta: a)0,00V ; b) -0,059V; c) -0,059V; d) -0,118V.

2

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QUIMICA INORGANICA SERIE Nº 8: DIAGRAMAS DE FEM . POTENCIALES DE HEMIREACCIONES 1. A partir del siguiente diagrama de Latimer para las especies acuosas del nitrógeno en medio ácido: (los potenciales están en Volts) NO 3

0.94V

HNO2

+1,00V NO



1,59

N2O

+1,77V

N2 .

0,27V . NH4+

.

1,11V

a) Indique las especies que desproporcionan y plantee la reacción de desproporción b) Indique las especies que son estables en medio ácido. 2. El siguiente diagrama de potencial de Latimer muestra las especies de bromo en condiciones básicas: EºB : BrO4¯ 0,99V

BrO3¯ 0,54V BrO¯ 0,45V

Br2 1,07V

Br¯

a) Identifique a las especies que son estables respecto a la desproporción b) Determine el potencial de la semirreacción de reducción del ión bromato a bromo. 3. Con los siguientes datos, calcule: EºA: Pd4+ EºB: PbO2

1,60

Pd

0,28

2+

PbO

0,99

Pd

- 0,54

Pb

a. El EºA del par Pd4+ǀ Pd . b) El EºB del par PbO2 ǀ Pb 4. Dados los siguientes diagramas de FEM: EºA: H3PO4 -0,28

H3PO3 -0,50 H3PO2 -0,51

EºB : PO43¯ -1,10

HPO32- -1,50 H2PO2¯ -2,05

P4

-0,06

PH3

P4 -0,89

PH3

a)¿Se desproporcionará el H3PO2 en disolución ácida en PH3 y H3PO4? b)Es estable el P4 en medio básico? c)El PH3 es agente oxidante o reductor?. De acuerdo a su elección en qué medio tendrá mayor poder? 5. A partir de los siguientes diagramas de FEM EºB: ClO2- 0,66 ClO- 0,40 Cl2 1,36 ClEºB : Cr(OH)3 -1,10 Cr(OH)2 -1,40 Cr a)Escriba la ecuación de la reacción espontánea cuando se trata una solución de hipoclorito con hidróxido de cromo (II) b)¿Es estable el Cl2 en medio básico? c)¿Oxidará el MnO2 al Cr en medio básico? 6. Dado el siguiente diagrama de FEM: EºA:

IO3¯ 1,14

HIO

1,45

I2

0,54

I¯

b) Escriba la reacción que se espera que ocurra cuando el yoduro de potasio se agrega lentamente a permanganato de potasio en medio ácido. b)En medio ácido ¿Cuál es más estable, el yodo ó el ácido hipoyodoso? c)Para realizar una reacción de oxidación elegiría ¿Cloro ó yodo? Justifique.

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7. A partir del diagrama de Latimer, construir el diagrama de Frost para las especies del cloro en medio ácido. +VII ClO 4

+V +1,392

ClO 3

+III 1,468

ClO 2

+I +1,659

ClO



+1,630

0 Cl2

+1,356

-I Cl‾

8. Construya un diagrama de Frost para el Cerio y comente la estabilidad relativa de los estados de oxidación que se dan: Ce4+ + e-  Ce3+

+ 1,70 V

Ce3+ + 3e- Ce

– 2,33 V

9. La siguiente figura muestra el diagrama de Frost para el manganeso. Comentar la estabilidad del Mn +3. ¿Qué especie es la más estable?. ¿Qué especies tienden a desproporcionarse?

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EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS 1. Calcule E° de la reacción más factible que ocurrirá cuando se tratan los reactivos NO y I2. Escriba la ecuación de la reacción más factible. EºB: NO2¯ - 0,46 NO 0,76 N2O ; EºB: IO¯ 0,45 I2 0,54 I¯ 2. Observe el diagrama de Latimer para varias especies del cloro en medio basico:  +VII ClO 4



Z +V

+0,36

ClO 3 

+III

. X .

ClO 2

+0,66

+I ClO

. Y .



. .

+0,50

0 Cl2

+1,36

+0,84

.

-I Cl‾

a) escriba las reacciones correspondientes a los potenciales que figuran con valores numéricos en el diagrama b) calcular el potencial de los pares: x: ClO 3 │ ClO 2 ; y = ClO¯│ Cl2 ; z= ClO 4 │ ClO¯ 3 . Con los siguientes diagramas de FEM, determine: EºA: MnO4- 0,56

MnO42- 2,26 MnO2

-

EºB : MnO4 0,56 MnO4

2-

0,95

0,60 MnO2 -0,20

Mn3+ 1,51 Mn2+ - 1,18

Mn

Mn(OH)3 0,10 Mn(OH)2 - 1,55 Mn

a) El EºA del par MnO4- Mn2+ b) El EºB del par MnO42-  Mn c)¿Por qué el potencial del par MnO4-  MnO42- tiene el mismo valor en medio ácido y en medio básico? d)¿En qué medio el MnO2 es mejor agente oxidante? e) Demuestre si el Mn3+ dismute en Mn2+ y MnO2 en medio ácido. f) Idem en medio básico. g) ¿En qué medio el MnO42- es menos estable?

4. A continuación se muestra un diagrama de Latimer para un elemento metálico hipotético M

-2,03V

M3+ 

+0,47

M4+ +1,15 MO2+ +0,93 __________+1,01V . __________________+1,04V_________

MO22+

a)Escribir el diagrama de reducción; b) ¿reaccionara M con Ag+? ; c) ¿podrá el hierro metálico reducir al catión M3+?; d) puede el Cl2 oxidar al catión M3+?; e) ¿puede el estaño metálico reducir al catión M4+?; f) ¿reaccionaran M4+ y MO 22  ?; g) ¿desproporcionara espontáneamente MO 2 ?

5. A partir de los siguientes diagramas de FEM del cloro en medio básico construir el diagrama de Frost. EºB: ClO4¯ 0,374

ClO3¯_0,295____ ClO2¯ 0,681

ClO¯ 0,421

Cl2

1,36

Cl¯

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QUIMICA INORGANICA SERIE Nº 9: COMPUESTOS DE COORDINACIÓN 1. Indique el número de coordinación en torno al metal y el número de oxidación del metal en cada uno de los complejos siguientes: a) Na2[CdCl4] b) K2[MoCl4O] c) [Co Cl2 (NH3)4]Cl d) [Ni(CN)5]3e) K3[V(C2O4)3] f) [Zn(en)2]Br2 2. a) b) c) d) e) f) g) h)

Dibuje la estructura de cada uno de los complejos siguientes: [AlCl4]‾ [Ag(CN)2] ‾ [PtCl4(en)]2trans-[Cr(H2O)2(NH3)4]3+ [Zn(NH3)4]2+ cis-[Co (NO2)2(en)2]+ [Ru Cl5 (H2O)]2trans-[Pt(Br)2 (NH3)2]

3. Asigne el nombre de cada uno de los complejos citados en los ejercicios 1 y 2. 4. a) b) c) d) e) f)

Indique el nombre de cada uno de los complejos siguientes: [Ni(H2O)6]Br2 K[Ag(CN)2] [Cr Cl2 (NH3)4]ClO4 K3[Fe(C2O4)3] [Co Br2 (NH3)2(en)]Cl [Pd(en)][CrBr4(NH3)2]2

5. Escriba la fórmula de cada uno de los compuestos siguientes, sin olvidar el uso de paréntesis cuadrados para indicar la esfera de coordinación: a. nitrato de hexaaminocromo(III) b. sulfato de tetraaminocarbonatocobalto(III) c. bromuro de diclorobis(etilendiamino)platino(IV) d. diacuotetrabromovanadato(III) de potasio e. Tetrayodomercurato(II) de bis(etilendiamíno)cinc(II) 6. Los ligandos polidentados pueden variar en cuanto al número de posiciones de coordinación que ocupan. En cada uno de los siguientes complejos, identifique el ligando polidentado presente e indique el número probable de posiciones de coordinación que ocupa: a. [Cr(C2O4)(H2O)4]Br b. [Cr(EDTA)(H2O)]c. [Zn(en)2](ClO4)2 7. Indique el número de coordinación probable del metal en cada uno de los complejos siguientes: a. [Cd(en)2]Br2 b. K2[HgBr4] c. [Ce(EDTA)] 9.- El Pt(II) forma dos complejos estructuralmente diferentes: i) [Pt Cl (NH3)3]Cl.3H2O y ii) [Pt (CN)2 Cl (NO2)]2a) Nombrar ambos complejos, b) ¿Qué tipo de isomería puede presentar cada uno? 10.- Dados los siguientes iones y/o ligandos: Fe(III), Pt(IV), Cu(II), CN¯, H 20, Cl¯, NH3. a) Armar tres especies o iones complejos y nombrarlas, b) Escribir las expresiones de Ki de cada uno de ellos, c) Armar dos isómeros cualesquiera, nombrarlos y clasificarlos.

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POTENCIALES NORMALES DE REDUCCION MEDIO ACIDO (pH = 0)

Oxidante + ne-  Reductor

E r V 

42. 2SO2 + 4H+ + 4e-  S2O32- + H2O

0,43

Cu

0,34

F2 + 2e-  2F-

2,87

44. SO42- + 8H+ + 6e-  S + 4H2O

0,34

2.

S2O82-

2,01

45. Hg2Cl2 + 2e-  2Hg + 2Cl-

0,27

3.

Co3+ + e-  Co2+

1,82

46. AgCl + e-  Ag + Cl-

0,22

4.

Pb4+ + 2e-  Pb2+

1,80

47. SO42- + 4H+ + 2e- SO2 + 2H2O

0,20

5.

H2O2 + 2H+ + 2e-  2 H2O

1,77

48. SO42- + 4H+ + 2e- H2SO3 + H2O

0,17

6.

Ce4+ + e-  Ce3+

1,70

49. Cu

7.

NiO2 + 4H+ + 2e-  Ni2+ + 2H2O

1,70

50. Sn4+ + 2e-  Sn2+

0,15

8.

MnO4- + 4H+ + 3e-  MnO2 + 2H2O

1,69

51. S + 2H+ + 2e-  H2S

0,14

9. PbO2+SO42-+4H++2e-PbSO4+ 2H2O

1,69

52. SO42- + 4H+ + 2e-  2SO2 + 2H2O

0,12

10. Au+ + e-  Au

1,68

53. AgBr + e-  Ag + Br-

0,10

11. 2 HClO + 2H+ + 2e-  Cl2 + 2 H2O

1,63

12. NaBiO3+6H++2e-Bi3++Na+ + 3H2O

1,60

13. MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4H2O

1,51

14. Au3+ + 3e-  Au

1,50

15. ClO3- + 6H+ + 5e-  ½ Cl2 + 3H2O 16. BrO3

-

+ 6H

17. Cl2 + 2e 18. Cr2O7 7H2O 19. Au

3+

2-

-

+

+ 6e

 2Cl

+14H

+ 2e

-

+

-

 Br

-

+ 3H2O

-

1,47 1,44 1,36

-

+ 6e

 Au

 2Cr

3+

+

+

1,33 1,29

2+

54. S4O6

+ 2e

-

1.

+ 2e-  2 SO42-

43. Cu

2+

+ e

2-

-

 Cu

+ 2e

-

+

0,15

 2S2O3

2-

0,08

55. 2H+ + 2e-  H2

0,00

56. Fe3+ + 3e-  Fe

– 0,04

57. Pb2+ + 2e-  Pb

– 0,13

58. Sn2+ + 2e- Sn 59. AgI + e

-

 Ag + I

– 0,14 -

– 0,15

60. Ni2+ + 2e-  Ni

– 0,25

61. H3PO4 + 2H+ + 2e- H3PO3 + H2O

– 0,28

62. Co2+ + 2e-  Co

– 0,28

63. PbSO4 + 2e-  Pb + SO42-

– 0,36

64. Se + 2H+ + 2e-  H2Se

– 0,40

2+

1,23

65. Cd

 Cd

– 0,40

1,23

66. Cr3+ + e-  Cr2+

– 0,41

22. Pt2+ + 2e-  Pt

1,20

67. Fe2+ + 2e-  Fe

– 0,44

1,20

68. Cr3+ + 3e- Cr

– 0,74

1,19

69. Zn2+ + 2e-  Zn

– 0,76

23. IO3

-

+ 6H

24. ClO4

-

+

+ 2H

+ 2e

+ 5e +

-

-

 Mn

2+

+ 2H2O

 ½ I2 + 3H2O

+ 2e

-

 C lO 3

-

+ H2O

2+

+ 2e

-

21. O2 + 4H+ + 4e-  2H2O

20. MnO2 + 4H

+

1,08

70. Cr

1,00

71. ZnS + 2H+ + 2e-  Zn + H2S

– 0,96

27. Pd2+ + 2e-  Pd

0,99

72. FeS + 2e-  Fe + S2-

– 1,01

0,96

73. Mn2+ + 2e-  Mn

– 1,18

0,94

74. CdS + 2e-  Cd + S2-

– 1,21

0,92

75. ZnS + 2e-  Zn + S2-

– 1,44

25. Br2 + 2e  2Br

28. NO3

-

+ 4H

+

29. NO3

-

+ 3H

+

30. 2Hg

2+

+ 2e

-

+ 3e

-

+ 2e

-

-

 NO + 2H2O  HNO2 + H2O

 Hg2

2+

3+

+ 2e

-

26. AuCl4- + 3e- Au + 4Cl-

-

0,86

76. Al

0,80

77. Ce3+ + 3e- Ce

– 2,33

33. Hg22+ + 2e-  2Hg

0,79

78. Mg2+ + 2e-  Mg

– 2,37

0,77

79. Na+ + e-  Na

– 2,71

0,75

80. Ca2+ + 2e-  Ca

– 2,87

34. Fe

3+

+ 2e

+ e

35. SbCl6

-

-

-

 Hg

 Fe

+ 2e

-

2+

SbCl4

-

+ 2Cl

-

2+

0,68

81. Sr

0,68

82. Ba2+ + 2e-  Ba

– 2,90

38. I2 + 2e- 2I-

0,54

83. Rb+ + e-  Rb

– 2,92

0,52

84. K+ + e-  K

– 2,93

0,46

85. Li+ + e- Li

– 3,05

39. Cu

+

40. S2O3

+ e 2-

-

-

+ 2e  H2O2

 Cu

+ 6H

41. SO2 + 4H

+

+

+ 4e

+ 4e

-

-

 2S + 3H2O

S + 2H2O

0,45

 Sr

– 1,66

37. PtCl62- + 2e-  PtCl42- + 2Cl-

36. O2 + 2H

+

+ 2e

-

Al

– 0,91

32. Ag+ + e-  Ag

31. Hg

2+

+ 3e

-

Cr

– 2,89

Química Inorgánica. Series de Problemas

27

POTENCIALES NORMALES DE REDUCCION MEDIO BASICO (pH =14)

Oxidante + ne -  Reductor 1. ClO- + H2O + 2e- Cl- + 2OH2. H2O2 + 2e-  2OH-

5. MnO4- + e-  MnO42-

+ H2O + 2e

8. Ag2CrO4 + 2e

-

+ H2O + 2e

11. Ag2O + H2O + 2e

-

12. IO3

-

+ 2OH

 4OH -

10. ClO4

-

+ 3H2O + 6e

-

 ClO3

-

+ 2OH

-

 I + 6OH

-

-

-

– 1,03

20. O2 + 2H2O + 2e-  H2O2 + 2OH-

– 0,076

21. CrO42-+4H2O+3e-  Cr(OH)3 + 5OH-

– 0,12

25. Hg(CN)4

2-

26. S + 2e

-

+ e

+ 2e

 S

27. Fe(OH)3 + e 28. Cd(NH3)4 29. Au(CN)2

-

 Ag + 2CN

2+

-

 Hg + 4CN

2-

+ 2e

+ e

-

-

 Sn + S

45. ZnCO3 + 2e

-

46. Cr(OH)3 + e

 Zn + CO3

-

48. CdS + 2e 49. Zn(OH)4

2-

51. Zn(CN)4

+ 2e

52. Cr(OH)3 + 3e 53. ZnS + 2e

-

-

-

-

– 1,22

-

– 1,25

 Zn + 4CN

 Cr + 3OH

-

– 1,15 – 1,21

-

– 1,26

-

– 1,30

2-

– 1,44

 Mn + CO3

55. Mn(OH)2 + 2e 56. SiO3

-

– 1,10 -

2-

 Zn + 4OH

 Zn + S

54. MnCO3 + 2e

2-

-

-

 N2H4 + 4OH

 Zn + 2OH

+ 2e

-

-

 Cd + S

50. Zn(OH)2 + 2e 2-

– 1,06

 Cr(OH)2 + OH

47. N2 + 4H2O + 4e -

2-

2-

– 1,48

 Mn + 2OH

-

-

+ 3H2O + 4e Si + 6OH

– 1,55 -

– 1,70

– 0,31

57. U(OH)3 + 3e

– 0,37

58. Al(OH)4- + 3e-  Al + 4OH-

– 2,35

-

 U + 3OH

-

– 2,17

– 0,48

59. Th(OH)4 + 4e- Th + 4 OH-

– 2,48

-

– 0,56

60. Sc(OH)3 + 3e-  Sc + 3OH-

– 2,60

 Cd + 4NH3

– 0,59

61. Mg(OH)2 + 2e-  Mg + 2OH-

– 2,69

 Fe(OH)2 + OH -

– 0,12 – 0,22

-

– 0,93

44. Zn(NH3)42+ + 2e-  Zn + 4NH3

– 0,05

24. Ag(CN)2

+ 2OH

0,34

19. MnO2+2H2O+2e-  Mn(OH)2 + 2OH-

-

 SO3

-

– 1,03

0,01

 Cu + 2OH

+ H2O + 2e

2-

43. Cd(CN)42- + 2e-  Cd + 4CN-

18. NO3- + H2O + 2e-  NO2- + 2OH-

-

– 0,92 -

0,36

0,08

-

– 0,88

2-

– 1,01

17. S4O62- + 2e-  2S2O32-

23. Cu(OH)2 + 2e

 Se

– 0,85

42. FeS + 2e-  Fe + S2-

0,10

+ 4OH

2-

 Fe + 2OH

-

0,40

16. HgO + H2O + 2e-  Hg + 2OH-

-

38. Se + 2e

-

 N2O4 + 4OH

– 0,95

0,10

-

37. Fe(OH)2 + 2e

-

– 0,826 -

41. PbS + 2e-  Pb + S2-

15. Co(NH3)63+ + e-  Co(NH3)62+

+4H2O+3e  Cr(OH)4

+ 2H2O + 2e

-

0,45

0,29

-

 H2 + 2OH

– 0,76 -

– 0,94

0,10

22. CrO4

36. 2NO3

-

-0,77

2-

40. SnS + 2e

14. N2H4 + 2H2O + 2e-  2NH3 + 2OH-

-

35. 2H2O + 2e

 Fe + 3OH

 Cu + S -

– 0,69 -

0,49

0,15

-

-

-

2-

13. 2NO2- + 3H2O + 4e-  N2O + 6OH-

2-

34. CuS + 2e

39. SO4

2-

 2Ag + 2OH

-

0,59

0,49

-

 2Ag + CrO4

9. O2 + 2H2O + 4e -

 I

-

33. Fe(OH)3 +3e

0,56

6. NiO2 + 2H2O + 2e-  Ni(OH)2 + 2OH7. IO

0,89

0,62

4 . M n O 4 - + 2 H 2 O + 3 e -  Mn O 2 + 4 O H -

-

32. Ag2S + 2e-  2Ag + S2-

0,88

3. ClO3- + 3H2O + 6e- Cl- + 6OH-

-

E r V 

 Au + 2CN

-

– 0,60

30. CoCO3 + 2e-  Co + CO32-

– 0,64

31. Ni(OH)2 + 2e-  Ni + 2OH-

– 0,688

62. La(OH)3 + 3e

-

63. Ca(OH)2 + 2e

-

 La + 3OH

-

– 2,90

 Ca + 2OH

-

– 3,03