ACTIVIDADES. NIVEL SUPERIOR

I.- Masas y volúmenes en las reacciones químicas.

. a).- Masas atómicas relativas. Cálculo de la masa molar.

1.- Escribe la fórmula del nitrato amónico y la del fosfato amónico. Calcula la masa fórmula relativa de cada uno y el tanto por ciento de nitrógeno en cada sal.

2.- De las siguientes afirmaciones ¿Cuál es la definición correcta de masa molecular de una sustancia?.

3.- La masa en:

4.- ¿Es correcto hablar de masa molecular relativa de un elemento?. ¿Por qué es más correcto hablar de constante de Avogadro en lugar de número de Avogadro?.

5.- ¿ Qué diferencia existe entre masa molecular relativa y masa molar ? ¿ En qué compuestos es necesario utilizar  el nombre de masa fórmula relativa ?

6.- Calcula la masa fórmula relativa y la masa molar de KI, NaOH, CaO, ZnSO₄ , CuSO₄.5 H₂O.

7.- Calcula la cantidad de sustancia ( moles) de 10 g de Cu (sólido), 100 ml de H₂O (líquida), 32 g de NH₃(gas) y 50 g de NaHCO₃( sólido).

b.      Constante de Avogadro. Mol. Molaridad.

8.- Calcula el número de iones en 30 g de CaF₂, 50 g de Na₂CO₃ y 100 g de ZnSO₄.

9.- Calcula el número de iones que existen en 100 g de K Cl.

10.- ¿ En qué casos se debe utilizar la expresión masa fórmula relativa en lugar de masa molecular relativa?

 11.- Indicar las afirmaciones falsas . En 2 moles de HNO₃ hay

12.- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.

 13.- Calcula la masa molecular relativa y la masa molar de H₂O , Cl₂, HF , NH₃.

14.- Calcula la cantidad de sustancia ( moles) de 10 g de Cu (sólido), 100 ml de H₂O (líquida), 32 g de NH₃(gas) y 50 g de NaHCO₃( sólido).

15.- Calcula la masa de 2 moles de átomos de oxígeno, de 3 moles de moléculas de oxígeno, 4 moles de unidades fórmula de CaCO₃.

16.- Calcula la masa en el SI de unidades de  una molécula de nitrógeno, de un átomo de oxígeno, y   de una molécula de agua.

c). Cálculos basados en las ecuaciones

17.- Sabemos que el zinc metal reacciona con el ácido clorhídrico para producir cloruro de zinc e hidrógeno gas. Si disponemos de 25 g de zinc, ¿qué volumen en  de disolución de ácido clorhídrico de concentración 3 Molar (2 mol/l) se necesita para que todo el metal reaccione?

18.- Cuando se calienta, el carbonato de cobre(II) descompone en oxido de cobre (II) y dióxido carbono. Formula la ecuación de esta reacción

19.- El hierro se obtiene por reducción del oxido de hierro, Fe₂0₃ (s), en un alto horno. El agente reductor es el monóxido de carbono, CO (g). Calcula la masa de Fe (s) que puede obtenerse a partir de 1 tonelada de Fe₂0₃ (s), si el rendimiento del proceso es del 80%. La ecuación del proceso es:

Fe₂0₃ (s) + 3 CO (g)   2 Fe (s) + 3 C0₂ (g)

20.- El hidrógeno gas reacciona con oxígeno por encima de los 100^oC para formar vapor de agua de acuerdo con la ecuación:

2 H2(g)  +  O2(g)  2 H₂O(g)

Si todos los volúmenes se miden a 110 ^oC y 1 atmósfera de presión, se puede esperar que:

Mg(s) + 2 H⁺(ac)  Mg²⁺(ac) + H₂(g)

De esto se puede deducir que:

22.- Un agua oxigenada de 20 volúmenes quiere decir que un litro produce 20 litros de oxígeno en condiciones normales según la ecuación

2 H₂O₂   2 H₂O + O₂

¿ Cuál es el valor de molaridad de dicha agua oxigenada?

II.- La energía en las reacciones químicas

      a) Energía calorífica. Exotérmicas y Endotérmicas.

      b) Energía eléctrica. Pilas y electrólisis.

1.- Reacción endotérmica entre   cloruro de tionilo y sulfato de cobalto.

Los dos productos se colocan en un vaso  primero adquiere un color rosa, posteriormente pasa a color azul y el recipiente queda muy frío.

 Procedimiento

Los gases producidos en la reacción son primordialmente de HCl y SO₂

calor + CoSO₄ 7H₂O(s) + 7 SOC1₂       CoSO₄(s) + 7 SO₂(g) + 14 HCl(g)

                 (rosa)                                            (azul)                

 Esta reacción endotérmica tiene una ventaja sobre otras y es que la temperatura baja permanece durante unos 10 minutos.

  Puede producir hielo al colocar el vaso sobre una madera húmeda.

2.- Dibujar el diagrama de energía para una reacción exotérmica y otro para una reacción endotérmica.

 3.- Realizar la electrólisis en el voltámetro de Hoffman de una disolución concentrada de carbonato o sulfato sódico y un indicador ácido-base. Se observa en el ánodo desprendimiento de oxígeno y la disolución adquiere color ácido, y en el cátodo desprendimiento de hidrógeno y color ácido.

4.- Realizar la electrólisis del KI en un tubo en U. En el ánodo se produce iodo y en cátodo se desprende hidrógeno y el carácter básico se detecta colocando unas gotas de indicador en ese lado del tubo.

5.- Se prepara una disolución de NaOH 0,1 M se electroliza durante 10 minutos con electrodos de grafito. Se conecta un voltímetro y se observa la existencia de una diferencia  de potencial de lo que se denomina como pila de combustión.

III.- Velocidad de las reacciones.

      a) Su expresión.

      b) Factores que influyen.

1.- Efecto Autocatalítico

Cuando a una solución incolora de 150 mL de ácido oxálico (8 g ácido oxálico en  500 ml de agua ) se añaden 50 ml de una solución púrpura de permanganato de potasio (0.001 M  Disolviendo 0.16 g de KMnO₄ en 1itro) se vuelve incoloro en varios minutos. Si embargo si se repite con unos cristales de cloruro de manganeso que actúa de catalizador la reacción se produce en unos 30 s

 Los iones Mn²⁺ catalizan la reacción, en el primer caso es necesario que se produzca un cierta cantidad de Mn²⁺, en el segundo caso cuando se forma Mn²⁺el efecto autocatalizador se produce.

2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- + 16 H⁺      2Mn²⁺ + l0 CO₂ + 8 H₂O

2.- Acción de un catalizador

Esta reacción implica la oxidación del ácido tartárico, (HOOC-CH(OH)-CH(OH)-COOH), por el peróxido de hidrógeno en presencia del cloruro de cobalto(II) como catalizador.

El color verde es debido a la formación del complejo activado tartrato de cobalto.

Notar que el color original del cloruro de cobalto(II)  es rosa.. Como el tartrato es oxidado se rompe y se forma el cloruro de cobalto(II) inicial con lo que el color  rosa vuelve.

Oxígeno y dióxido de carbono se producen y probablemente también ácido oxálico ,HOOC-COOH.

Esta demostración es una de las pocas que permite observar realmente la formación de un complejo activado y su acción .

No superar los 70 °C, o la solución puede derramarse.

Esta demostración es también un excelente método para mostrar la relación entre la temperatura y la velocidad de reacción . Normalmente, una temperatura inicial de  50, 60, o 70 °C producirá la reacción en  200, 90, o 40 s, respectivamente.

Como regla general aumentando la temperatura en 10 °C la velocidad de reacción se duplica.

3.-El efecto de la superficie en la velocidad de reacción

Se necesitan  5 g de trozos de mármol, entre 0.5 cm  y1.0 cm de diámetro, y la misma masa finamente dividida. Montar el aparato de la figura

   Recoger los datos en la tabla                          

Mármol en trozos		Mármol pulverizado
Tiempo (minutos)	Volumen ( ml)	Tiempo (minutos)	Volumen ( ml)

4.-Pesa unos 5 g de trozos de mármol y colócalos en un matraz. Cierra el émbolo de la jeringuilla hasta 10 cm³. Añade 40 cm³ de HCl 0.1 M , inmediatamente se conecta a la jeringuilla y se pone en marcha el reloj. Toma la lectura del volumen cada medio minuto durante unos diez minutos y anótalos en la tabla .

Repite el experimento, esta vez usando la misma masa de mármol pero pulverizado.

5.- El efecto de la concentración en la velocidad de reacción

 Necesitamos el mismo aparato que en el experimento anterior .Pesar dos veces 5 g de trozos de mármol finamente divididos. Para el primer experimento, usa 40 cm³ de 0.2 M de HCl. Para el segundo experimento usa 40 cm³ de 0.1 M de HCl, puede obtenerse diluyendo 20 cm³ de 0.2 M de  ácido con 20 cm3 de agua (puede utilizar las lecturas obtenidas en el experimento anterior para evitar hacerlo de nuevo)

 Hacer una tabla , y dibuja una gráfica con sus resultados . Basándose en el gráfico , estima el tiempo necesario para producir  50 cm³ de gas , y expresa la velocidad de reacción en cm³/min

IV.- ÁCIDOS Y BASES

1.-Escribe la ecuación ajustada de la reacción de neutralización entre  ácido sulfúrico e hidróxido de sodio.

 2.-¿ Cuántos gramos de hidróxido de sodio reaccionan con 100 ml de una disolución 0,5 M de ácido sulfúrico?

3.-Al disolver cloruro de hidrógeno en agua las moléculas de disocian produciendo iones hidronio H₃O⁺  según la ecuación

HCl + H₂O      Cl- +  H₃O⁺

Si disponemos de 100 ml de una disolución 0,5 M ¿ Cuántos iones H₃O⁺ habrá en la disolución ?

4.-Se disuelven 0,5 g de amoniaco en agua hasta obtener 500 ml de disolución. Al disolver el amoniaco gas en agua  de cada 100 moléculas de amoniaco 42 reaccionan con el agua según la ecuación:

NH₃ + H₂O   NH₄⁺ + OH^-

¿Cual es el número de OH^-( iones hidróxido) por litro que hay en la disolución?

5.-Indicar razonadamente el carácter ácido, básico  o neutro de las siguientes mezclas:

6.-Analogías y diferencia entre ácidos débiles y fuertes, pon un ejemplo de cada uno. Establecer la diferencia entre un ácido fuerte diluido y otro ácido débil concentrado.

7.-Escribir la disociación iónica en la siguientes disoluciones acuosas:

ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido clorhídrico, hidróxido de sodio, hidróxido de potasio, hidróxido de calcio, cloruro de cinc, carbonato de sodio, sulfato de cobre (II), nitrato de plata, clorato potásico.

8.-Escribir la disociación iónica en la siguientes disoluciones acuosas:

ácido fosfórico, ácido perclórico, ácido nitroso, ácido sulfuroso, ácido sulfhídrico, bromuro de plomo(II), hidróxido de bario, hidrogenocarbonato de sodio, fosfato de niquel(III), hipoclorito  de calcio.