BACHARELATO SEMIPRESENCIAL E A DISTANCIA

(1)

BACHARELATO SEMIPRESENCIAL E A DISTANCIA

GUÍA DO ALUMNADO

2º CURSO DE BACHARELATO

QUÍMICA

(2)

O contido desta guía baséase no texto do libro Química 2, de Ángel R. Cardona, Antonio Pozas, Rafael Martín e Antonio Ruiz. Edicións McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE ESPAÑA, SAU.

(3)

QUÍMICA 2

1.1-INTRODUCIÓN

A materia de química en segundo de bacharelato preséntase, por primeira e única vez, como materia independente e destinada, principalmente, á modalidade de ciencias da natureza e da saúde, aínda que tamén é moi útil na modalidade de tecnoloxía.

Esta materia ofrécelle ao alumnado de segundo a oportunidade de ter unha visión global da química nos seus aspectos fundamentais, moi necesarios, xa que nos nosos días a maioría das necesidades da sociedade (biomédicas, farmacolóxicas, biotecnolóxicas, agrícolas...) presentan algunha relación coa química, en canto que esta ciencia proporciona os medios axeitados para facelas posibles, de modo que o avance prodixioso da nosa civilización nos últimos dous séculos dependeu, en boa medida, do desenvolvemento e da aplicación da ciencia química.

Agora ben, xunto a aplicacións beneficiosas, tamén nos atopamos con aplicacións prexudiciais para o ser humano, como poden ser as armas químicas e outra gran multitude de produtos residuais, que poden ser tóxicos e/ou contaminantes e que contribúen á degradación ambiental. Un feito importante que cómpre ter en conta é que, a pesar do grandísimo desenvolvemento da química, esta non chegou á súa culminación e a cada avance xorden novas preguntas, cuxa resposta esixe un traballo científico continuo.

Noutra orde de cousas, esta materia pretende contribuír á formación integral do alumno, no sentido de lle facilitar a capacidade de comprensión, análise e interpretación crítica do feito científico e a súa achega á construción dunha sociedade máis próspera, xusta e con maior calidade de vida.

(4)

1.2-Orientacións xerais

Para o estudo da química, damos por suposto un alto grao de motivación,

xa que a materia foi elixida voluntariamente polo alumno e xa coñece, de cursos anteriores, a maioría dos seus contidos, que neste curso serán ampliados.

Para o estudo desta materia é necesario seguir unha estrita metodoloxía, programando o que se pretende facer cada día, cada semana, cada mes e cada trimestre e procurando rematar o estudo do contido de cada avaliación uns días antes de realizar a proba, para repasar así a materia obxecto desta.

Para a mellor comprensión desta materia debemos ter en conta unha serie de aspectos:

- Estudar en profundidade e comprender os distintos contidos de forma clara, para o cal non debes de dubidar en lle preguntar ao titor as dúbidas que che xurdan, así como consultar libros de química alternativos.

- Non intentar asimilar conceptos novos, relacionados con outros anteriores, se aqueles non os temos claros.

- Intentar resolver, en primeiro lugar, sen consultar a solución, os problemas que veñen resoltos no libro ou nesta guía, para pasar despois aos non resoltos.

- Unha vez resolto un problema, debemos analizar ben o resultado, pois iso pode indicar se é factible; é dicir, se ten sentido, ou se é absurdo. Por exemplo, unha concentración negativa.

- Ser sistemáticos e ordenados, recollendo todo o que se realice: resumos, cuestións, problemas resoltos, gráficos, etc. nunha carpeta de follas recambiables, exclusivamente para esta materia.

2-LIBRO DE TEXTO

Química 2º bacharelato

Autores: Ángel Rodríguez Cardona Antonio Pozas Magariños

Rafael Martín Sánchez Antonio Ruiz Saénz de Miera

(5)

2.1 Distribución trimestral dos contidos

O libro contén 10 unidades didácticas e un anexo de formulación

orgánica, pero incluiremos unha unidade previa, que conterá a nomenclatura e formulación en química inorgánica, así como os

cálculos numéricos elementais en química, de repaso de cursos

anteriores. Serán, así, en total, 11 unidades e o anexo, que repartiremos por avaliacións do seguinte xeito:

Primeiro trimestre: unidade previa e as unidades 1, 2 e 3 do libro. Segundo trimestre: unidades: 4, 5, 6 e 7

Terceiro trimestre: unidades: 8, 9, anexo e 10

Así mesmo, en cada trimestre distribuiranse as distintas unidades en períodos de dúas ou tres semanas, segundo a súa extensión.

2.2 Estrutura e manexo do libro

Todas as unidades presentan a mesma estrutura: unha introdución motivadora do que se vai estudar; o desenvolvemento de cada apartado, con problemas resoltos intercalados a xeito de exemplo, para fixar os conceptos; problemas propostos con dous niveis de dificultade, para reforzar e para afondar; lecturas da vida cotiá relacionadas co estudado, para poder establecer unha conexión entre o estudado e a súa aplicación na realidade e, por último, un apartado resumo dos conceptos básicos explicados na unidade.

Tanto nos problemas resoltos coma nas actividades propostas, procurouse que fagan referencia a cuestións da vida diaria, á tecnoloxía de uso común, á saúde, á ecoloxía, etc. Con iso, preténdese demostrar a importancia da química no mundo actual, así como a súa influencia sobre o ámbito, unhas veces positiva e outras negativa.

Por outra banda, os problemas incluídos no libro están en gran parte seleccionados de probas realizadas nos exames de selectividade, tanto do antigo COU coma do actual bacharelato.

Nas marxes do libro inclúense dous apartados: os “Recorda”, que inclúen conceptos para repasar, e os “Sabías que...”, que comentan aspectos interesantes e/ou curiosos, relacionados cos temas tratados.

(6)

TEMA 1. OS CÁLCULOS EN QUÍMICA Orientacións

O coñecemento das ecuacións químicas, o seu axuste, interpretación e a

realización dos cálculos estequiométricos correspondentes son imprescindibles para a resolución da maior parte dos problemas en química. Con esta unidade, pretendemos que recordes algúns conceptos que che van ser necesarios para o estudo das demais unidades: a) masa atómica, masa molecular, mol; b) composición centesimal dun composto e obtención de fórmula empírica e molecular a partir desta; c) disolucións e a súa composición: concentración; d) comportamento ideal dos gases; e) reacción química, ecuación química, cálculos estequiométricos, reactivo limitante; d) nomenclatura e formulación en química inorgánica.

Criterios de avaliación

Ao finalizar o estudo desta unidade debes ser capaz de:

- Formular e nomear correctamente os distintos compostos inorgánicos.

- Obter a fórmula empírica e molecular dun composto a partir da súa composición centesimal.

- Expresar as concentracións de soluto nunha disolución en: % en masa (peso), g/litro, molaridade, molalidade e fracción molar de disolvente e soluto.

- Realizar os cálculos numéricos para a preparación de disolucións de distintos compostos, partindo de datos sobre produtos comerciais.

- Descubrir as diferentes magnitudes (masa en gramos, moles, volumes de gases...) que interveñen nas reaccións químicas, mediante cálculos estequiométricos.

- Determinar a masa molecular dun gas, a partir dos valores de magnitudes relacionadas coa ecuación dos gases ideais.

Actividades de autoavaliación

1. Calcular, con axuda dunha táboa periódica, as masas moleculares das seguintes substancias: CuSO4.5H2O; K2Cr2O7; H2SO4. Indicar os seus nomes. Determinar o numero de moles, moléculas e átomos de S, O e H que hai en 100 g de H2SO4.

2. Calcular a composición centesimal do carbonato de ferro (III). 3. Calcular os % de SiO2, Al2O3, CaO e H2Ou contidos no silicato

(SiO2)6.Al2O3.CaO.(H2O)6.

(7)

5. Calcular que cantidade de cloro gasoso (Cl2) se poderá obter a partir de 50 kg de sal común, que contén un 5% de impurezas. Que volume ocupará medido en condicións normais?

6. Cal será a molaridade dunha disolución de ácido nítrico,

preparada por dilución a 500 ml, de 32 ml dun ácido concentrado de densidade 1,42 g/ml e unha riqueza do 69,5%?

Actividades para lle enviar ao titor ou á titora

1. Ao reaccionar o carbonato cálcico con ácido clorhídrico prodúcese dióxido de carbono, cloruro cálcico e auga. Escribir a correspondente ecuación química axustada e calcular a cantidade de calcaria de riqueza en carbonato cálcico do 90% que se necesita para obter 100 kg de cloruro cálcico. Que volume de dióxido de carbono se desprendería, medido en condicións normais?

2. Calcular a fórmula empírica e molecular dun composto na análise do cal se atoparon os seguintes %: 7,91 de C; 21,07 de O e 71,02 de Ag, sabendo que a súa masa molecular é 303,76 g/mol.

3. Cantos ml de HCl de densidade 1,19 g/ml e 36% de riqueza en peso son necesarios para preparar 2 l dunha disolución 1,5 M?

TEMA 2. ESTRUTURA DA MATERIA Orientacións

(8)

Ao finalizar o estudo desta unidade o alumno debe:

1. Coñecer e relacionar as distintas magnitudes que caracterizan as ondas electromagnéticas.

2. Comprender o espectro do átomo de hidróxeno e o modelo atómico de Bhor, polo menos dende o punto de vista cualitativo. 3. Distinguir os conceptos de órbita e orbital.

4. Coñecer os números cuánticos, o seu significado físico e a súa relación cos orbitais e electróns.

5. Manexar os números cuánticos na súa relación coas configuracións electrónicas dos distintos elementos.

6. Interpretar correctamente a relación entre as propiedades físico-químicas periódicas e a situación dos elementos na táboa periódica.

1. Calcule a frecuencia, o número de onda e a enerxía dunha onda electromagnética de lonxitude de onda 1000 A.

2. Calcule o número de ondas das dúas primeiras liñas da serie de Balmer do espectro do átomo de H e indique a que zona do espectro corresponden.

3. Indique o significado dos números cuánticos que caracterizan un electrón e escriba os correspondentes a cada un dos electróns 2 p do átomo de C.

4. Cantos electróns pode haber con n =3, nun mesmo átomo? 5. Razoe cal dos ións Na+ e Al+3 ten maior radio iónico.

6. Para os elementos de números atómicos 19, 35 e 54, indicar: a) estruturas electrónicas, b) cal ten maior afinidade electrónica?, e menor potencial de ionización? Razoe as respostas.

7. O potencial de ionización do átomo de K é 374,6 Kj/mol. Calcular: a) o seu valor en eV; b) a frecuencia da radiación electromagnética capaz de ionizar un átomo de potasio en estado gasoso.

(9)

elementos distintos? b) Para pasar de A a B despréndese ou absórbese enerxía? c) A cal lle haberá que subministrar máis enerxía para que perda un electrón?

2. Escriba a configuración electrónica do estado fundamental dos átomos e ións seguintes: N3-, Mg2+, Cl-, K e Fe Cales son isoelectrónicos? Hai algún caso en que existan electróns desapareados?

3. Para os elementos de números atómicos 19, 20, 3 e 35, a) escriba as configuracións electrónicas, b) compare a enerxía de ionización dos elementos de números atómicos 3 e 19, c) compare a afinidade electrónica dos elementos de números atómicos 20 e 35, d) compare o radio atómico dos elementos de números atómicos 3 e 19. Razoe as respostas.

TEMA 3. O ENLACE QUÍMICO Orientacións

As substancias químicas están formadas por átomos enlazados, só os gases nobres se presentan na natureza como átomos illados. O enlace químico é o responsable da unión entre dous ou máis átomos, e identifícase coas forzas atractivas que manteñen unidos os devanditos átomos nun composto.

Na natureza todos os sistemas tenden a un mínimo de enerxía e, en xeral, podemos afirmar que os átomos se unen formando compostos, co fin de rebaixar a súa enerxía. Dende o punto de vista electrónico, os enlaces fórmanse coa transferencia total ou parcial de electróns entre átomos. Neste tema describiremos e analizaremos as diferentes formas en que se unen os átomos: enlace iónico, enlace covalente e enlace metálico, así como a interpretación das propiedades físicas e químicas das substancias, en relación co tipo de unións entre os átomos.

Ao concluír o estudo desta unidade deberá ser capaz de:

1. Relacionar a tendencia dos átomos a unirse, coa consecución dun estado de mínima enerxía.

2. Explicar como dous átomos forman entre si un enlace iónico. 3. Comprender o empaquetamento dos ións para formar as redes

cristalinas.

(10)

5. Calcular un balance enerxético mediante o ciclo de Born-Haber.

6. Representar os enlaces de diferentes compostos mediante diagramas de Lewis.

7. Describir os enlaces covalentes de diferentes moléculas a partir da teoría do enlace de valencia.

8. Relacionar a electronegatividade dos átomos que forman o enlace coa súa polaridade, así como a polaridade das moléculas co dos seus enlaces.

9. Comprender a hibridación de orbitais atómicos, a súa relación coa xeometría molecular, a formación de enlaces σ e π e a diferenza entre eles.

10. Describir a formación de dobres e triples enlaces.

11. Comprender a orixe das forzas intermoleculares de Van der Waals e a súa relación coa polaridade das moléculas, así como os enlaces de hidróxeno.

12. Explicar as condicións para que se produza un enlace metálico e as propiedades destes compostos.

1. Ordene de maior a menor a enerxía reticular, sen ter en conta a constante de Madelung, nin o factor de compresibilidade, dos seguintes compostos: CaO; KI; KF e CaS.

2. Deseñe o ciclo de Born-Haber para o KF.

3. Supoñamos que os sólidos cristalinos de cada un dos grupos seguintes cristalizan na mesma rede: (1) NaF, KF; (2) NaF, NaCl; (3) MgS, CaS. Cal é o composto de maior dureza de cada grupo? E cal o de menor temperatura de fusión?

4. Dados os elementos A, B e C de números atómicos 19, 17 e 12, respectivamente, indique razoando a resposta ao tipo de enlace formado cando se unen A e B e cando se unen entre si átomos de C.

5. Ordene os seguintes enlaces en orde crecente da súa polaridade: Cl-Cl; H-Cl; H-OU; Na-O; H-F.

6. Indique os tipos de hibridación, os enlaces entre os átomos e a xeometría molecular nos seguintes compostos: CCl4, CH2=CH2 e CH≡CH.

7. Razoar que tipo de enlace ou forza de atracción rompe ao: a) fundir LiBr, b) fundir CaO, c) disolver bromo molecular en tetracloruro de carbono, d) evaporar auga.

(11)

1. Dados os elementos A, B e C de números atómicos 9, 19 e 29, respectivamente, indique o tipo de enlace que formarían: A-A, B-B, C-A e B-A.

2. Explique se son certas as seguintes afirmacións: a) os orbitais híbridos son orbitais moleculares, b) o número total de orbitais híbridos é igual ao número total de orbitais atómicos utilizados para a súa formación, c) cando dous átomos se unen mediante un enlace σ e outro π, diremos que existe un dobre enlace. 3. Debuxe as estruturas de Lewis das seguintes especies

químicas: H2SO4; O3 e NO2-. Indique se nalgunha delas hai formas resoantes.

4. Por que a auga é líquida a temperatura ambiente mentres o H2S é gas?

5. Dadas as seguintes substancias F2, HCl; H2S, KF, indique cáles presentan: a) enlaces covalentes puros, b) enlaces covalentes polares, c) enlace iónico.

6. Como explica que o BH3sexa unha molécula apolar, mentres o NH3 é fortemente polar? Cal destas substancias terá maior temperatura de ebulición.

TEMA 4. TERMOQUÍMICA

Orientacións

A enerxía química é unha enerxía que se atopa almacenada na propia estrutura das moléculas. Cando ten lugar unha reacción química prodúcese un intercambio de enerxía co ámbito. Ao formarse os enlaces dos produtos da reacción, libérase enerxía e, se este é maior cá necesaria para romper os enlaces dos reactivos, libérase enerxía neta e o proceso é exotérmico; no caso contrario, o proceso denomínase endotérmico.

A termoquímica é a rama da química que estuda a transferencia de calor nas reaccións químicas. O estudo das súas características e das condicións para que unha reacción sexa ou non espontánea é o obxecto desta unidade.

(12)

2. Identificar os distintos tipos de variables termodinámicas como intensivas, extensivas, variables de estado, etc.

3. Manexar con soltura os conceptos de enerxía interna (U), entalpía (H), entropía (S), enerxía libre de Gibbs (G).

4. Relacionar a calor a presión constante coa variación de entalpía e a calor a volume constante coa variación de enerxía interna, así como a relación entre eles.

5. Relacionar a variación de entropía coa desorde e a variación de enerxía libre coa espontaneidade.

6. Distinguir entre reaccións endotérmicas e exotérmicas. 7. Construír diagramas entálpicos.

8. Saber aplicar as leis da termoquímica, co fin de calcular calores de reacción de forma indirecta, ben a partir das calores de formación de reactivos e produtos, ou ben a partir de calores de reacción doutras reaccións relacionadas coa do problema.

9. Calcular calores de reacción a partir de enerxías de enlace. Actividades de autoavaliación

1. Utilizando os seguintes datos a 298 K: calor de formación: a) do propano CH3CH2CH3 (g) = 104,0 kJ/mol; b) da auga líquida = -284,8 kJ/mol; c) do CO2(g) = -391,9 kJ/mol. Determinar a calor de combustión do propano a presión constante e a volume constante. Debuxar o diagrama entálpico da reacción de combustión.

2. Coñecidas as variacións de entalpía das seguintes reaccións: S(s) + O2(g) → SO2(g) -296,4 kJ

2 SO2(g) + O2 → 2 SO3(g) -789,6 kJ

Calcular a 298 k a calor de reacción a presión e a volume constante para a reacción: 2S(s) +3O2(g) → 2SO3(g). Indicar se sería a calor de formación do SO3(g). En caso negativo, calculalo. Debuxar o diagrama entálpico para a formación do SO3(g).

3. Determinar a calor normal da reacción: 4NH3(g) +3 O2(g) → 2N2(g) +6 H2O(g),

a partir das enerxías de enlace seguintes: N-H =390,4 kJ/mol; O=O =494,5 kJ/mol; N≡N =944,7 kJ/mol; O-H =462,3 kJ/mol.

4. Calcular a variación de enerxía libre a 25º C para a reacción: N2(g) +3 H2(g) ⇔ 2NH3(g)

Sabendo que a calor de formación do amoníaco é – 46,0 kJ/mol e as entropías absolutas a 25º C do amoníaco, nitróxeno e hidróxeno son, respectivamente, 192,28; 191,02 e 180,83 J/mol.K. Indicar se a formación do amoníaco é espontánea. A que temperatura estaría en equilibrio?

(13)

reacción cunha variación de entalpía negativa é espontánea? Xustifíqueo.

1. Indique de forma razoada baixo que condicións poderían ser espontáneos os procesos cuxas variacións correspondentes aos seus termos entálpicos e entrópicos son as seguintes:

a)∆H>0; ∆S>0; b)∆H<0; ∆S<0; c) ∆H>0; ∆S<0; d) ∆H<0; ∆S>0. 2. Calcular a calor de formación do propano, coñecendo a súa calor de

combustión = -2.220 kJ/mol e as calores de formación do H2O(l) e CO2(g) que son, respectivamente, -284,8 e -391,9 kJ/mol.

3. Coñecendo os datos seguintes: calores de combustión do etano e do eteno, –1.559 e –1.410 kJ/mol, respectivamente, e as calores de formación da auga e do dióxido de carbono (problema anterior), calcular: a) a entalpía de formación do etano e do eteno gases; b) a variación de entalpía da reacción C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) en condicións estándar. c) Se a variación de entropía neste proceso é de –110,6 kJ/K, será espontáneo nestas condicións? Razóeo.

TEMA 5. CINÉTICA QUÍMICA Orientacións

No tema anterior estudamos as condicións nas cales unha reacción tiña lugar de forma espontánea, pero a termoquímica non nos di nada sobre a velocidade á que ten lugar unha reacción. A cinética química vainos permitir determinar a velocidade con que transcorre unha reacción e o mecanismo co que se leva a cabo, o que vai permitir fixar as condicións idóneas nas que esta debe transcorrer.

Ás veces interésanos que a reacción sexa rápida, como acontece nos procesos industriais e, outras, lenta, como pasa na descomposición de alimentos, na perda de actividade dun medicamento, etc., co fin de aumentar o tempo de caducidade.

(14)

Ao finalizar o estudo desta unidade o alumno debe:

- Coñecer os conceptos de velocidade de reacción, ecuación de velocidade, constante de velocidade, orde global dunha reacción, mecanismo e molecularidade.

- Poder explicar como varía a velocidade da reacción coas concentracións dos reactivos e coa temperatura.

- Saber relacionar as distintas teorías sobre a velocidade das reaccións químicas cos choques eficaces e a enerxía de activación, así como a constante de velocidade coa enerxía de activación e a temperatura. - Interpretar o mecanismo de acción dos catalizadores e inhibidores.

1. Cal cre que é a explicación de que os alimentos e medicinas se deban gardar en “sitio fresco”? Razoe a resposta.

2. Explique a diferenza que existe entre a reacción estequiométrica e a ecuación cinética nunha reacción elemental e noutra complexa.

3. Na reacción: N2 + 3H2 ⇔ 2NH3, o nitróxeno está a reaccionar cunha velocidade de 0,4 moles/min. a) A que velocidade está a reaccionar o hidróxeno? b) Con que velocidade se está a formar o amoníaco? c) Con estes valores poderase establecer a ecuación de velocidade?

4. A velocidade dunha reacción entre substancias gasosas: A + B → C exprésase como: v = k [A].[B]2. En función desa ecuación, conteste as seguintes cuestións: a) É unha reacción elemental ou unha reacción complexa? b) Cal é a orde de reacción respecto de cada un dos reactivos e a orde global? c) É unha reacción bimolecular? d) Un cambio de temperatura afectaría a velocidade desta reacción? e) Se se duplica a concentración de A, como se modificará a velocidade?; e se se duplica o B?

1. En presencia de tetracloruro de carbono, o N2O5 descomponse do seguinte xeito: 2N2O5 → 4 NO2 + O2, seguindo unha cinética de primeira orde respecto do reactivo. A constante de velocidade a 45º C vale 6,08 10-4. Calcular: a) as unidades da constante de velocidade, b) o valor da velocidade de reacción a esa temperatura, se a concentración de reactivo é 0,25 M.

(15)

3. Na seguinte reacción: 2NOCl → 2NO + Cl2a constante de velocidade vale 9,3 10-5 mol-1.l.s-1 a 373 K e 10-3mol-1.l.s-1 a 403 K. Calcular a enerxía de activación desta reacción. R =8,314 J/K.mol

TEMA 6. EQUILIBRIO QUÍMICO Orientacións

Moitas reaccións evolucionan de tal forma que os reactivos se transforman

integramente en produtos, a unha velocidade que vai diminuíndo a medida que se consomen os reactivos. Estas reaccións chámanse irreversibles. Non obstante, hai outras reaccións que poden transcorrer nos dous sentidos e, a medida que se van formando os produtos, prodúcese a reacción inversa e os produtos transfórmanse en reactivos. Inicialmente, a velocidade de transformación de reactivos en produtos é moito maior cá inversa pero, mentres a velocidade da reacción directa vai diminuíndo (diminúe a concentración de reactivos), a da inversa vai aumentando (aumenta a concentración de produtos), ata que se chega a un estado dinámico no que ambas as dúas velocidades se igualan e as concentracións de todas as especies químicas permanecen constantes. Ese estado coñécese co nome de equilibrio

químico e a estas reaccións chámaselles reversibles.

O obxecto desta unidade é o estudo dese estado de equilibrio e as variables que inflúen na composición do sistema ao alcanzarse o dito equilibrio.

Ao concluír o estudo desta unidade o alumno debe:

- Comprender que o equilibrio químico é un estado dinámico, no cal se están a producir simultaneamente as reaccións directa e inversa á mesma velocidade.

- Relacionar a constante de equilibrio coas concentracións das distintas especies químicas (reactivos e produtos) presentes neste.

- Calcular as concentracións de reactivos e produtos no equilibrio coñecendo a constante de equilibrio, e viceversa.

- Coñecer que a constante de equilibrio non depende das concentracións iniciais de reactivos e/ou produtos e que só depende da temperatura. - Saber relacionar as constantes Kp e Kc e cada unha delas, co grao de

transformación de reactivos en produtos.

- Saber como se modifica o equilibrio ao variar as condicións externas, aplicando o principio de Le Chatelier.

- Ter coñecemento dos equilibrios heteroxéneos, en especial dos equilibrios de solubilidade.

(16)

- Coñecer os distintos factores que afectan a solubilidade dos precipitados.

1. Nun balón de reacción de 5 litros de capacidade introdúcense 5.10-3 moles de H2(g) e 10-2 moles de I2(s). Leva a mestura a 450º C (á cal o iodo se atopa en estado gasoso) e permítese que se alcance o equilibrio entre estas especies e o HI(g) que se forma. Unha vez alcanzado o equilibrio, obsérvase que a concentración de HI é 1,8 10-3M. a) Escriba a ecuación química para o equilibrio que ten lugar e indique a expresión da constante de equilibrio referida a concentracións molares. b) Determine a concentración das distintas especies no equilibrio. c) Determine o valor de Kc para este.

2. Deséxanse determinar os valores de Kc e Kpa 25º C para a reacción 2 AB(g) → 2 A (g) + B2(g); para iso, introdúcense 2 moles de AB nun recipiente de 2 l e, unha vez alcanzado o equilibrio, acontece que o número de moles existentes de A é 0,06. a) Determinar a composición da mestura unha vez alcanzado o equilibrio; b) determinar as presións parciais de cada gas e a presión total; c) determinar Kc e Kp.

3. Comente as seguintes afirmacións, indicando razoadamente se lle parecen correctas ou corrixíndoas, se o considera necesario: a) nun sistema químico en equilibrio ∆Gº _{vale cero; b) nun sistema} químico en equilibrio ∆G vale cero; c) nun sistema químico constituído por especies químicas gasosas, unha variación da presión total modifica a súa composición.

4. Temos dúas disolucións de sulfato de calcio e de sulfato de prata. Se as solubilidades de ambas as dúas son, respectivamente, 2,0 g/litro e 8,0 g/litro, calcule as concentracións de cada un dos ións presentes en cada disolución, así como os respectivos produtos de solubilidade.

5. O produto de solubilidade do hidróxido de cromo (III) é 6,7 10-31 Calcule a solubilidade do composto en mol/litro e g/litro. Con que disolvería un precipitado deste composto?

6. A solubilidade do fluoruro de calcio é 2,73 10-2g/litro a 25º C. Calcule o valor de Kps e escriba a ecuación representativa do equilibrio entre o precipitado e os seus ións en disolución. Cal será a concentración de ións calcio que quedará en disolución se se engade fluoruro sódico, de modo que a concentración de ións sodio sexa 0,1 M?

(17)

equilibrio: a) unha diminución do volume do recipiente mantendo constante a temperatura; b) unha diminución da temperatura mantendo constante a presión; c) a adición de NO(g) ao sistema en equilibrio.

2. Para a reacción N2(g) + OU2(g) ⇔ 2 NO(g) o valor de Kc a 2000º C é 0,1. Se se introducen 1 mol de N2(g) e 1 mol de O2(g) nun recipiente de 1 litro de capacidade, a) que número de moles de NO se formarán?, b) que número de moles de N2(g) e O2(g) permanecen unha vez alcanzado o equilibrio?, c) se a mestura gasosa en equilibrio experimenta unha expansión, de forma que se duplica o volume no que está contida, como varía o número de moles de NO no novo equilibrio?

3. Disponse de volumes iguais de dúas disolucións, ambas as dúas 0,1 M de AgNO3 e NaCl. Sabendo que o produto de solubilidade do AgCl vale 1,6.10-10, xustifique de forma razoada a aparición dun precipitado cando se mesturan ambas as dúas disolucións. Como disolvería ese precipitado? Razóeo.

TEMA 7. REACCIÓNS DE TRANSFERENCIA DE PROTÓNS. ÁCIDOS E BASES

Orientacións

Nesta unidade desenvólvese un modelo teórico para explicar o comportamento común que teñen os ácidos e as bases, baseado no intercambio de protóns (H+) e que, en resumo, consiste no seguinte: un ácido é unha substancia capaz de ceder protóns e unha base é unha substancia capaz de captalos. Unha

reacción ácido-base é un intercambio de protóns entre ambos os dous. Criterios de avaliación

Ao concluír o estudo desta unidade o alumno debe ser capaz de:

1. Describir o comportamento dos ácidos e das bases, segundo as teorías de Arrhenius e de Brönsted e Lowry.

2. Recoñecer distintas reaccións ácido-base, así como saber asociar os pares conxugados.

3. Relacionar a forza dos ácidos e das bases co grao de ionización e coas constantes de acidez e basicidade.

(18)

5. Definir e interpretar o pH e pOH dunha disolución acuosa dun ácido e/ou dunha base.

6. Predicir a acidez e/ou a basicidade de sales neutros en disolución acuosa pola súa reacción de hidrólise, así como o cálculo da correspondente constante.

7. Comprender a estequiometría da neutralización e a utilidade dos indicadores ácido-base.

1. Completar as seguintes reaccións entre pares ácido-base conxugados: a) NH4+ + H2O ⇔ +

b) H2Ou + CO32- ⇔ + c) NH4+ + OH- ⇔ +

d) H3O+ + CH3-COO- ⇔ + .

2. a) Calcular as concentracións de ións H3O+ e OH- nunha disolución acuosa 0,1 M de NaOH Canto valerá o pH? b) Calcular o pH das seguintes disolucións acuosas de HCl: 10M; 0,1 M e 10-8M.

3. Calcular o pH dunha disolución acuosa de ácido acético 0,1 M. Cal é o grao de disociación do ácido na devandita disolución? Dato: Ka = 1,8.10-5.

4. Unha disolución acuosa de metilamina (CH3NH2) 0,1 M ten un pH =11,85. Calcular a constante e o grao de disociación da metilamina como base.

5. Explique, axudándose das correspondentes ecuacións químicas, se as disolucións dos seguintes sales: NH4I; KNO3; NaCH3COO, son neutras, ácidas ou básicas.

6. A partir dos datos: Ka= 4,9.10-10 e Kb= 1,8.10-5, predicir se unha disolución acuosa de NH4CN é ácida, neutra ou básica.

7. Para neutralizar 25 ml dunha disolución acuosa de ácido sulfúrico gastáronse 37,5 ml dunha disolución de NaOH 0,5 M. Calcular a molaridade da disolución de ácido sulfúrico.

1. Das seguintes especies químicas, indicar cáles poden actuar só como ácido ou como base, e cáles de ambas as dúas formas, segundo Brönsted e Lowry: H2O; H3O+; HCO3-; H2S; H2CO3; O22-.

2. O pH dunha disolución acuosa de ácido acético (etanoico) é 2,9. Calcular a molaridade e o grao de disociación do ácido acético nesa disolución. Dato: Ka= 1,8.10-5.

(19)

débil fronte á auga?, b) se preparamos dúas disolucións de ambas as dúas de idéntica concentración, cal terá o valor do pH máis baixo?, C) cal das dúas bases conxugadas dos devanditos ácidos se comportará como base máis forte fronte á auga?

TEMA 8. REACCIÓNS DE TRANSFERENCIA DE ELECTRÓNS, OXIDACIÓN-REDUCIÓN

Orientacións

A transferencia de electróns é a base das reaccións de oxidación-redución e,

xa que logo, da electroquímica. Os procesos de oxidación-redución atópanse presentes en todos os ámbitos da vida: a respiración celular, a combustión, a obtención industrial (electrolítica) de moitos elementos químicos, tanto metálicos coma non metálicos, os branqueadores, o funcionamento das pilas e das baterías, etc.

Ao longo desta unidade estudaremos a forma de caracterizar, interpretar e mesmo de predicir os procesos de oxidación-redución.

Ao concluír o estudo desta unidade o alumno deberá ser capaz de: .

- Axustar reaccións redox polo método do ión electrón.

- Identificar, entre unha serie de reaccións, as que son de oxidación e de redución.

- Explicar o funcionamento dunha pila galvánica, recoñecendo o

ánodo, o cátodo, o polo positivo e o negativo e as semirreaccións de oxidación e redución, así como a reacción global.

- Interpretar un diagrama dunha cela electrolítica.

- Coñecer o significado dos potenciais normais (estándar) de redución.

- Calcular a forza electromotora dunha cela e predicir os procesos que teñen lugar de forma espontánea.

- Coñecer os procesos electrolíticos e realizar cálculos sobre estes. Actividades de autoavaliación

1. Axuste, polo método do ión-electrón, a reacción seguinte: KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

(20)

ánodo e o cátodo; b) o polo positivo e o negativo; c) as semireaccións en cada electrodo e a reacción global; d) o sentido do fluxo dos electróns no circuíto externo; e) quén se oxida e quén se reduce, así como o axente oxidante e o redutor; f) o esquema da cela. Datos: Eº(Cu+2/Cu) =0,34 v; Eº(Ag+/Ag) =0,80 v.

3. Sabendo que o Eº dos sistemas Na+_{/Na; Zn}+2_{/Zn; Ag}+_{/Ag e Cl} 2/Cl -vale, respectivamente, -2,71; -0,76; 0,80 e 1,36 voltios e, partindo en todos os casos de reactivos e produtos en condicións estándar, indique razoadamente cáles das seguintes reaccións se darán en sentido directo, cáles en sentido inverso e cáles non se darán: a) Na+ + 1/2H2⇔ Na + H+; b) 2Ag+ + Zn ⇔ Zn2+_{+2 Ag; c) Zn +2 H}+_{⇔ Zn}2+_{+ H2; d) Cl}-₊ Na+ ⇔ 1/2 Cl2 + Na; e) Ag+ + H+ ⇔ Ag +1/2 H2.

4. Predicir se se producirá unha reacción espontánea nos seguintes casos: a) cando se introduce un arame de Ag nunha disolución de sulfato de cinc; b) cando se utiliza unha culler de aluminio para axitar unha disolución de nitrato de ferro (II). Datos: potenciais normais de redución de Ag+/Ag =0,80; Zn+2/Zn = -0,76; Al+3/Al = -1,67; Fe+2/Fe = -0,44 V. Xustifique as respostas.

5. Faise pasar, a través dunha disolución de sulfato de cobre (II), unha corrente de 0,2 A durante 10 minutos. Calcule: a) o número de gramos de Cu depositados; b) o número de ións de Cu+2 que se descargan no cátodo; c) a cantidade de electróns que circularon.

1. Axustar polo método do ión-electrón as reaccións: a) K2MnO4 + Fe + H2O ⇔ MnO2 + Fe(OH)2 + KOH b) KClO3 + HCl + Al ⇔ AlCl3 + Cl2 + KCl + H2

2. Que pasará se poñemos unha disolución de sulfato de cobre (II): a) nun recipiente de cinc; b) nun recipiente de prata. Razoe as respostas. Datos: potenciais normais de Cu+2/Cu =0,34 v; Zn+2/Zn = -0,76 v e Ag+/Ag =0,80 v.

3. Deséxase depositar prata metal sobre un obxecto metálico,

electrolizando unha disolución de nitrato de prata; a) indique o proceso químico que terá lugar; b) se en 2125 segundos, o obxecto metálico gañou 0,1741 g de masa, cantos moles de electróns circularon pola cela?; cal é a intensidade de corrente a través da cela?

TEMA 9. QUÍMICA DESCRITIVA INORGÁNICA

Orientacións

Nesta unidade examinaremos de forma xeral os denominados grupos

representativos dos elementos: alcalinos, alcalinotérreos, térreos ou boroideos,

(21)

estrutura electrónica de valencia, nos estados de oxidación máis frecuentes, nas características dos enlaces que poden formar, no seu estado natural, nas propiedades máis importantes e nas súas aplicacións industriais. Así mesmo, comentaremos e analizaremos as principais combinacións dos elementos que consideramos básicos: hidróxeno, osíxeno, nitróxeno e xofre. Finalmente, veremos superficialmente a influencia da industria química no medio.

Ao concluír o estudo desta unidade o alumno debe ser capaz de:

- Coñecer as principais características dos elementos dos grupos máis importantes do sistema periódico, os seus diferentes compostos e as súas aplicacións industriais.

- Saber como se obteñen os produtos químicos máis fabricados e utilizados no ámbito mundial, así como as materias primas das que se obteñen.

- Relacionar a investigación científica cos avances na industria química. - Valorar o impacto dos residuos contaminantes no medio, así como as

posibles consecuencias sobre a vida no noso planeta.

1. Preténdese obter hidróxeno gas por reacción de aluminio con ácido sulfúrico. Calcule a cantidade de disolución de ácido 0,5 M necesaria para obter 4,0 litros de hidróxeno, medido en c.n.

2. Que cantidade de pirita (Fes2) do 80% de riqueza se necesita para obter 100 kg de ácido sulfúrico polo método das cámaras de chumbo?

3. Calcule a cantidade necesaria de sulfato de cobre (II) pentahidratado, do 80% de pureza, necesario para reaccionar con 20 g de cinc.

4. Ao queimar 10 g dun carbón obtéñense 16 litros de CO2, medidos a 18º C, e unha atm de presión. Calcule a riqueza de carbono neste carbón.

1. Faise reaccionar amoníaco con osíxeno segundo o seguinte proceso: 4NH3(g) +5 O2(g) → 4 NO(g) +6 H2O(g)

Calcule as moléculas de auga que se formarán se se parte de 15 litros de amoníaco e 15 litros de osixeno en c.n.

2. Sabendo que as emisións de sulfuro de hidróxeno á atmosfera son de, aproximadamente, 10,35.1010 kg ao ano, que cantidade anual de SO2 se formará por oxidación na atmosfera do H2S liberado?

(22)

dióxido de carbono se obteñen a partir de 100 moléculas de benceno? b) Cantos moles de osíxeno se necesitarán para a combustión de 1024 moléculas de benceno?

TEMA 10. QUÍMICA DO CARBONO. NOMENCLATURA E FORMULACIÓN DOS COMPOSTOS ORGÁNICOS

Orientacións

A química do carbono, chamada máis comunmente química orgánica, inclúe practicamente todos os compostos do carbono, agás o monóxido e o dióxido de carbono, carbonatos, bicarbonatos e cianuros, que seguen considerándose inorgánicos. Na actualidade, coñécense mais de sete millóns de compostos orgánicos, sintéticos e naturais, fronte aos aproximadamente cen mil inorgánicos. Estes compostos forman parte dos organismos vivos e son de importancia capital no campo da industria, pois dentro do estudo da química orgánica inclúense produtos como medicamentos, plásticos, carburantes, deterxentes, pinturas, insecticidas, fibras téxtiles, etc. O obxecto desta unidade é coñecer as características dalgúns destes compostos e algunhas das reaccións máis importantes.

Ao concluír o estudo deste tema o alumno debe:

1. Recoñecer o carbono como unidade estrutural básica, así como a súa tetravalencia e a capacidade de formar orbitais híbridos sp, sp2 e sp3. 2. Nomear e formular os diferentes tipos de hidrocarburos.

3. Nomear e formular os diferentes grupos funcionais.

4. Coñecer as isomerías plana e estereoisomería, así como identificar compostos onde se produzan.

5. Coñecer as reaccións máis importantes dos compostos orgánicos. Actividades de autoavaliación

1. Formular os seguintes compostos: 3-metil-1-hexeno; 3 etil-1,5-hexadieno; 3-hepten-1,6-diino; 2,3-dibromo butano; 2-butanol; 3,5-hexadien-1-ol; dietil éter; propanodial; ácido etanoico; ácido propanodioico; propanoato de metilo; N,N-dimetiletilamina.

(23)

CH3-CH2-NH2; CH3-CH2-CH2-CO(OCH3).

3. Formule ou nomee, segundo corresponda, os seguintes compostos orgánicos: 3-propil-1,5-heptadieno; 2-metil pro favo; CH3-NH-CH2-CH3; CH3-CHOH-CH2OH. Algún deles presenta isomería óptica? Indíqueo razoando a resposta.

4. Nomee os seguintes compostos e indique cáles deles presentan isomería cis-trans. CH=CH-CH3; CH2-CH2-CH3; CH2=CH-CH3; CH3-CCl=CH-CH3; CH3-CH=CH-COOH.

1. Nomear e formular, segundo corresponda, as seguintes especies químicas: CH3-CH2-CH2-OU-CH3; CHCl=CH-CH3; CH2=CH-CH=CH-CH3; propanoato de etilo; propanona; ciclohexeno; metil benceno; 1,4-bencenodiol;1-penten-3-ino. Indique se algún dos compostos presenta isomería cis-trans.

2. Indique, en xeral, que compostos presentan isomería óptica. Formule os seguintes compostos e indique en cal se dá este tipo de isomería: a) benceno; b) 3-metilhexano; c) 2-butanol.

TEMA 11. POLÍMEROS E MACROMOLÉCULAS

Orientacións

Existen compostos orgánicos de elevada masa molecular, denominados

macromoléculas, cuxa importancia nos procesos biolóxicos e no campo da

industria química é cada vez mais evidente. Ademais, existen unha serie de substancias fabricadas polo home, como os plásticos, fibras téxtiles, cauchos, siliconas, etc., que constitúen grandes macromoléculas, denominadas polímeros e que se obteñen a partir de moléculas sinxelas, chamadas monómeros, repetidos miles de veces.

Nesta unidade estudaremos os mecanismos básicos da síntese destes polímeros, así como algunhas das súas propiedades máis significativas. Tamén repasaremos brevemente as macromoléculas de orixe natural, os chamados biopolímeros, como son as proteínas, os polisacáridos ou os ácidos nucleicos.

(24)

3. Destacar a importancia dos polímeros, tanto dos naturais, especialmente os péptidos, as proteínas e os polisacáridos, coma dos sintéticos.

4. Establecer un nexo entre a química e os procesos biolóxicos. Actividades de autoavaliación

1. Sabendo que no polibutadieno a unidade repetitiva é o butadieno e que ten unha masa molecular media de 10.000 u, cantas unidades de monómero haberá na mostra?

2. Calcula a masa molecular dunha mostra de polipropileno se está formado por 3.600 unidades de propeno.

1. Explique o significado dos seguintes termos: copolímero, homopolímero, termoestable, termoplástico, polímero lineal e polímero ramificado.

2. A masa molecular media dunha molécula de polietileno é de 16.800

g/mol. Cantas unidades de monómero hai na mostra?

SOLUCIONARIO DAS ACTIVIDADES DE AUTOAVALIACIÓN TEMA 1

1.-CuSO4.5H2O; sulfato de cobre (II) pentahidratado. Mm = 63,5 + 32 + 4.16 + 5(2 + 16) = 239,5 u (g/mol).

K2Cr2O7; dicromato potásico. Mm= 2.39 + 2.52 + 7.16 = 294 u (g/mol).

H2SO4; ácido sulfúrico. Mm = 2.1 + 32 + 4.16 = 98 u (g/mol).

Nº de moles (n) = m(g)/Mm(g/mol) = 100/98 = 1,02; nº de moléculas = n . NA = 1,02.6,022.1023 = 6,145.1023; nº átomos de S = nº moléculas = 6,145.1023; nº de

átomos de O = 4.6,145.1023 = 2,46.1024; nº de átomos de H = 2. 6,145.1023 = 1,23.1024.

2.-Fe2(CO3)3; Mm = 2.55,85 + 3.12 + 9.16 = 111,7 + 36 + 144 = 291,7 u(g/mol);

%Fe Se en 291,7 --- 111,7

100 --- %Fe; %Fe = 100.111,7/291,7 = 38,3%

%C = 100.36/291,7 = 12,3%; %O = 100.144/291,7 = 49,4%.

3.- M(SiO2) = 60 g/mol; 60.6 = 360 g/mol de SiO2; M(Al2O3) = 102 g/mol;

M(CaO) = 56 g/mol; M(H2O) = 18; 6.18 = 108 g/mol de auga. M(silicato) = 626 g/mol. %SiO2 = 100.360/626 = 57,5%; %Al2O3 = 100.102/626 = 16,3%; %CaO = 100.56/626 = 8.9%; %H2O = 100.108/626 = 17,3%.

4.-Ao quentar a mostra elimínase a auga; polo tanto, teremos 0,541 g de auga e 1,5 - 0,541 = 0,959 g de CuSO4. M(CuSO4) = 159,5 g/mol; 0,959/159,5 = 6.10-3_{= nº de moles de CuSO}

(25)

moles de auga. 3.10-2_/6.10-3_{= 5 moles de H}

2O por cada mol de sulfato, o que indica que a formula será: CuSO4.5H2O.

5.- M(NaCl) = 58,5 g/mol dos cales 35,5g son de Cl e 23g de Na. Cantidade de NaCl puro = 50.0,95Kg = 47,5 Kg = 47,5.103 g. Mediante unha regra de tres obtense a cantidade de Cl = 28,82.103 g, que corresponde a un nº de moles de Cl2 = 28,82.103/71 = 4,06.102 moles. En c.n. (1 atm e 273K), 1 mol ocupa 22,4 l; polo tanto, V = 22,4.4,06.102 = 909 l.

6.- m = V.d = 32 ml.1,42 g/ml = 45,44 g de riqueza do 69,5%; polo tanto, a cantidade pura será = 45,44. 69,5/100 = 31,58 g de HNO3 puro. M(HNO3) = 63 g/mol n = 31,58/63 = 0,5 moles; M = n (moles)/V(l) = 0,5/0,5 = 1 mol/l.

TEMA 2

1.- Lonxitude de onda λ = 1.000 A = 1.000.10-10 _{m = 10}-7_{m . A lonxitude de onda} relaciónase coa frecuencia pola fórmula: ν = c/λ = 2,998.108_/10-7_{= 2,998.10}15 Hz. Número de onda = 1/λ = 1/10-7_{= 10}7_m-1_{. Enerxía = h.ν = 6,6262.10}-34_J.s. 2,998.1015 s-1 = 19,87.10-19 J.

2.- Fórmula de Ryberg:

ν = R(1/n22 – 1/n12); R = Constante de Ryberg = 109.677,6 cm-1 = 109.677,6.102 m-1. A serie Balmer corresponde a n2 = 2 e n1= 3, 4, 5... Primeira liña:

ν = 109.677,6.102_(1/22_{– 1/3}2_{) = 1,52.10}6_m Segunda liña:

ν =109.677,6.102_(1/22_{– 1/4}2_{) = 2,06.10}6_m Ambas liñas pertencen ao visible.

3.- Os números cuánticos son: n, que representa o tamaño do orbital e os niveis de enerxía; l, forma do orbital e subniveis de enerxía; m, orientación espacial do orbital; s, xiro do electrón sobre si mesmo.

A distribución electrónica do C é: 1s22s22px12py12pzo, que corresponden aos

números cuánticos: n = 2; l = 1; m = 0; s = 1/2 y n = 2; l = 1; m = 1; s = 1/2. Pódense facer outras combinacións, poñendo m = -1 e s = - 1/2.

4.- Para n = 3, o número de electróns vén dado por 2.n2 = 2.32 = 18 electróns. Corresponden a 2 en cada un dos orbitais 3s (1 orbital); 3p (3 orbitais

e 3d (5 orbitais), en total 9 orbitais e 18 electróns.

5.- O ión Na+ ten 11 – 1 = 10 electróns distribuídos: 1s22s22p6 O ión Al+3 ten 13 – 3 = 10 electróns distribuídos: 1s22s22p6

Os electróns máis externos corresponden aos mesmos orbitais e como o Al ten 13 protóns e o Na 11, a maior carga nuclear no Al+3_{atrae máis os} electróns e terá menor radio có Na+.

6.- a) Elemento 19, distribución electrónica: 1s22s22p63s23p64s1 Elemento 35, distribución electrónica: 1s22s22p63s23p64s23d104p5

Elemento 54, distribución electrónica: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6 b) O 35; c) O 19.

(26)

1,6.10-19 _{J; E}

ionización = 374,6.10-19J/mol / 1,6.10-19 J/ev = 2,34.1024 eV/mol b) Eionizaciónpor átomo = Eionización por mol/ NA = 374,6.103/6,022.1023 = = 6,22.10-19 J/átomo; E = h.ν = 6,22.10-19_{; 6,22.10}-19_{= 6,6262.10}-34_.ν; ν = 9,39.1014_Hz.

TEMA 3

1.- A enerxía reticular desprendida é directamente proporcional ao produto das cargas dos ións Z1.Z2 e inversamente proporcional á distancia internuclear do = r+ + r- (suma do radio dos dous ións), (ver a fórmula no libro).

No CaO e CaS: Z1.Z2 = 4; en KI y KF: Z1.Z2=1, a enerxía será maior nos primeiros e, dentro destes, o radio de S2- é maior có do O2-, polo que a enerxía será maior no CaO. Dos segundos, o radio do I- é maior có do F- e a enerxía será maior no KF; polo tanto, a orde de menor a maior será a seguinte: U(KI)<U(KF)<U(CaS)<U(CaO).

2.- Composto KF(s):

Reacción química: K(s) + ½ F2(g) → KF(s); Qreacción Procesos parciais: K(s) → K(g) Esublimación

K(g) → K+_{(g) Eionización} 1/2 F2(g) → F(g) Edisociación F(g) + 1 e- → F-_{(g) Eelectroafinidad} K+(g) + F-(g) → KF(s) U Sumando todas: K(s) + 1/2F2(g) → KF(s) Qreacción

Facendo un balance enerxético, segundo as leis da termoquímica:

Qr = Es + Ei + 1/2Ed + Ee + U; U = Qr – Es – 1/2Ed – Ei - Ee

Esquema do ciclo de Born-Haber:

(27)

3.- Do mesmo modo que na actividade 1:

NaF e KF: Z1.Z2 = 1 e o radio do K+ é maior có do Na; polo tanto, U(NaF) > U(KF).

NaF e NaCl: Z1.Z2 = 1 e o radio do Cl- é maior có do F-; polo tanto, U(NaF) > U(NaCl).

MgS e CaS: Z1.Z2 = 4 e o radio do Ca+2 é maior có do Mg+2; polo tanto, U(MgS) > U(CaS).

Ten maior dureza o de maior enerxía de rede. Polo tanto, en cada grupo, o máis

duro será: no 1º, o NaF; no segundo, o NaF; e no terceiro, o MgS. En canto á temperatura de fusión, segue a mesma pauta e fundirán a maior temperatura o NaF no primeiro grupo, o NaF no segundo e o MgS no terceiro.

4.- O elemento A ten número atómico 19; é dicir, que ten 19 electróns e a súa distribución electrónica para o estado fundamental é: 1s22s22p63s23p64s1

Do mesmo xeito, o elemento B terá a estrutura: 1s22s22p63s23p5 e a

do C será: 1s22s22p63s2 .

A e B forman un enlace iónico, xa que o elemento A perde o electrón 4s1 , converténdose no catión A+ e collendo estrutura de gas nobre. Do mesmo xeito, o elemento B gaña un electrón formando o ión B-. Ambos ións únense por forzas electrostáticas formando un enlace iónico.

O C é un elemento metálico e unirase con outros C formando enlaces metálicos, dando lugar a unha rede cristalina.

5.- A polaridade dun enlace depende da diferenza de electronegatividade entre os átomos que o forman, a maior diferencia maior polaridade. As distintas electronegatividades sacadas da táboa de Pauling son: F = 4,0; O =3,5; Cl = 3,0; H = 2,1; Na = 0,9. Polo tanto, a polaridade do enlace de menor a maior será: Cl-Cl<H-Cl<H-O<H-F<Na-O.

6.- a) No CCl4 o carbono ten hibridación sp3; 4 orbitais cunha estrutura tetraédrica. A xeometría molecular será a dun tetraedro co carbono no centro e os cloros nos vértices unidos por enlaces σ(sp3_{+ p), entre os orbi-} tais sp3 do carbono e o 3p1 do cloro.

b) No H2C=CH2 o carbono ten hibridación sp2 con xeometría triangular plana e un enlace dobre entre os carbonos que serán un σ(sp2_{+ sp}2_{) e outro} π(p + p) entre os orbitais 2p do C que non se hibridaron. Cos hidróxenos fórmanse enlaces C-H σ(sp2_{+ s) entre os sp}2_{do C e o 1s do H.}

c) O HC≡CH o C ten hibridación sp formando moléculas lineais cun triple enlace entre os átomos de C, un σ(sp + sp) e dous enlaces π(p + p) entre os dous orbitais 2p do C que non participaron na hibridación. Os enlaces C-H serán enlaces σ(sp + s).

7.- a) Enlaces iónicos; b) enlaces iónicos; c) forzas de van der Waals (forzas de dispersión por ser moléculas apolares); d) forzas de van der Waals e enlaces de hidróxeno.

(28)

TEMA 4

1.- Combustión: CH3-CH2-CH3(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4H2O(l); ∆Hc ? A variación de entalpía desta reacción, en función dos calores de formación de reactivos e produtos é: ∆Hco_{= 4∆Hf}o_{(H2O) + 3 ∆Hf}o_{(CO2) – ∆Hf}o_(propano), a calor de formación dos elementos vale cero ∆Hfo(O2) = 0.

∆Hco_{= 4(-284,8) + 3(-391,9) – (-104,0) = 2.314,9 +104,0 = -2.210,9 kJ/mol = Qp} Qp = Qv + ∆ng.R.T; ∆ng = nº de moles de produtos gasosos - nº de moles de reactivos gasosos = 3 –5 –1 = -3; Qv = Qp - ∆ng.R.T = - 2.210,9 – (-3).8,314.10-3

.298 = - 2.203,5 kJ/mol; R = 8,314 J/Kmol = 8,314.10-3kJ/Kmol.

(29)

Non é a calor de formación do SO3(g), porque se forman dous moles e a calor de formación é para un mol: ∆Hf(SO3) = ∆Ho_{/2 = -1.382,4/2 = - 696,2 kJ/mol} Reacción de formación: S(s) +3/2 O2(g) → SO3(g);

Diagrama entálpico:

∑∆Hf(produtos) = -696,2 kJ

∑∆Hf(reactivos) = 0 kJ (lembrar que nos elementos a calor de formación é 0). H(kJ) Reactivos 0 - ∆H Produtos - 696,2 - Coordenada de reacción 3.- 4NH3(g) + 3 O2(g) → 2 N2(g) + 6 H2O(g) ∆Ho ? Na reacción anterior, rómpense nos reactivos os enlaces:

Tres enlaces N-H por cada NH3, en total 12 enlaces N-H: 12.390,4 = 4.684,8 kJ Un enlace O=O por cada O2, en total 3 enlaces: 3. 494,5 = 1.483,5 kJ

∆H(enlaces rotos) = 4.684,8 + 1483,5 = 6.168,3 kJ (enerxía consumida) Enlaces formados: dous enlaces N≡N un en cada N2: 2.944,7 = 1.889,4 kJ e 12 enlaces O-H, dous en cada H-O-H: 12.462,3 = 5.547,6 kJ.

∆H(enlaces formados) = 1.889,4 + 5.547,6 = 7.437.0 kJ (enerxía liberada)

∆Ho_{=∆H (enlaces rotos) - ∆H (enlaces formados) = 6.168,3 –7.437,0 = -1.268,7kJ} 4.- N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) ∆G?

∆G = ∆H – T ∆S; ∆H = 2 ∆Hf(NH3) – 3 ∆Hf(H2) – ∆Hf(N2)

∆H = 2(-46,0) – 0 – 0 = - 92,0 kJ; ∆S = 2∆S(NH3) – 3 ∆S(H2) – ∆S(N2) = 2.192,28 – 3.180,3 – 191,02 = - 348,95 J/K = - 348,95.10-3 kJ/K;

∆G = -92,0 – 298(-348,95.10-3_{) = 11,99 kJ. Como ∆G>0 (positivo) nos indica que} nestas condicións a reacción non será espontánea.

Estará en equilibrio cando ∆G = 0 e será: 0 = - 92,0 + T.348,5.10-3_{; T = 263,6K} 5.- a) Nunha reacción química ∆U = Qv e ∆H = Qp como ∆H = ∆U + ∆ng.R.T; entón teremos: ∆H = Qv + ∆ng.R.T

b) Si, cando ∆ng =0; é dicir, cando hai o mesmo número de moles de produtos e reactivos gasosos.

c) Non, xa que sendo ∆H < 0 (negativo) se ∆S<0(negativo) ocorre que ∆G = ∆H – T∆S>0 (positivo), cando T∆S>∆H en valor absoluto. Isto ocorre a altas

(30)

TEMA 5

1.- Tanto os alimentos, frescos ou conservados, como os medicamentos degrádanse por reaccións de descomposición, cuxa velocidade é tanto máis alta canto

maior é a temperatura. Por iso, deben manterse a baixas temperaturas para diminuír a velocidade de descomposición e aumentar o período de validez.

2.- Sexa unha reacción da forma: aA + bB → cC + dD. Se é elemental, entón a ecuación de velocidade será da forma: v = K.[A]a[B]b e a orde global n = a +b Se é unha rección complexa: v =K[A]α[B]β e a orde global n = α+β, sendo α ≠ a e β ≠ b .

3.- Para a reacción N2 + 3 H2 → 2 NH3, a velocidade de reacción defínese como: v = - d[N2]/dt = - 1/3.d[H2]/dt = 1/2.d[NH3]/dt

a) Se -d[N2]/dt = 0,4 entón: 0,4 = -1/3.d[H2]/dt; -d[H2]/dt =0,4.3 =1,2 mol/min b) Do mesmo xeito, d[NH3]/dt = 0,8 mol/min

c) Non, a ecuación de velocidade será da forma v = K.[N2]α [H2]β e non temos datos para o cálculo da orde e a constante de velocidade.

4.- a) É unha reacción complexa, xa que anque coincide o expoñente α = a = 1, non coincide β = 2 con b = 1.

b) É da orde α = 1 respecto de A e β = 2, respecto de B, a orde global é n =3. c) Si, a reacción prodúcese por choque entre dúas moléculas. A orde non coincide coa molecularidade e é, polo tanto, unha reacción complexa.

d) Si, toda velocidade de reacción aumenta ao aumentar a temperatura, xa que a constante de velocidade aumenta exponencialmente coa temperatura.

e) Da ecuación de velocidade dedúcese que se a concentración de A se fai o dobre, a velocidade faise dúas veces maior. Se a concentración de B se duplica, ao estar elevada ao cadrado, a velocidade faise catro veces maior.

TEMA 6

1.- a) H2(g) + I2(g) ⇔ 2 HI(g); Kc = [HI]2/[H2].[I2]

b) Concentracións iniciais: [H2] = 5.10-3/5 = 0,001M; [I2] = 10-2/5 = 0,002M H2(g) + I2(g) ⇔ 2 HI(g) Inicialmente: 0,001 0,002 0 Reaccionan: - x - x 2x Equilibrio: 0,001 – x 0,002 – x 2x; 2x = 0,0018; x = 0,0009 [HI] = 2x = 0,0018M; [H2] = 0,001 – x = 0,0001M; [I2] = 0,002 – x = 0,0011M c) Kc = 0,00182/0,0001.0,0011 = 29,5

2.- Concentración inicial: [AB] = 2/2 = 1M 2 AB(g) ⇔ 2 A(g) + B2(g)

Inicialmente: 1 0 0

(31)

Equilibrio: 1 – 2x 2x x;

[A] = 0,06/2 = 0,03 = 2x; 2x = 0,03; x = 0,015. Concentracións no equilibrio: [A] = 0,03M; [B2] = x = 0,015M; [AB] = 1-2x = 1 – 0,03 = 0,97M

b) nº de moles: M = n/V(l); nAB = 0,97.2 = 1,94; nA = 0,006; nB2 = 0,03. Presións parciais: P.V = n.R.T; PAB.2 = 1,94.0,082.298; PAB = 23,7 atm

Do mesmo xeito: PA = 0,73 atm; PB2 = 0,37 atm

Presión total: Pt = 23,7 + 0,73 + 0,37 = 24,8 atm

c) Kc = [B2][A]2/[AB]2 = 0,015.0,032/0,972 = 1,43.10-5; Kp = PB2.PA2/P2AB = 0,37.0,732/23,72 = 3,5.10-4,

Kp pódese tamén calcular a partir da relación: Kp = Kc(RT)∆n

3.- a) Non, só sería certa se no equilibrio os reactivos e produtos estivesen nos seus estados normais (estándar); b) si, é a condición de equilibrio; c) si, a partir do principio de Le Chatelier dedúcese que se modifica o equilibrio ao non ser iguais o número de moles de reactivos e produtos.

4.- CaSO4(s) + aq ⇔ Ca+2(aq) + SO42-(aq) s s

M(CaSO4) = 136 g/mol; s = [Ca+2] = [SO42-] = 2 g/l / 136 g/mol = 1,47.10-2 mol/l Kps = [Ca+2] [SO42-] = 1,47.10-2.1,47.10-2 = 2,16.10-4

Ag2SO4(s) + aq ⇔ 2 Ag+(aq) + SO42-(aq) 2s s

M(Ag2SO4) = 311,6 g/mol; s = 8g/l / 311,6 g/mol = 2,57.10-2 mol/l; [Ag+_{] = 2s = 2.2,57.10}-2_{= 5,14.10}-2_{mol/l; [SO}

42-] = s = 2,57.10-2 mol/l; Kps = [Ag+]2[SO42-] = (5,14.10-2]2.2,57.10-2 = 6.79.10-5

5.- Cr(OH)3(s) + aq ⇔ Cr+2(aq) + 3 OH-(aq) s 3s

Kps = [Cr+3] [OH-]3 = s.(3s)3 = 27.s4; 27.s4 = 6,7.10-31; s= (6,7.10-31/27)1/4 =1,25.10-8 s = 1,25.10-8 mol/l; s(g/l) = s(mol/l).M(g/mol) = 1,25.10-8.103 = 1,28.10-6 g/l Engadindo un ácido consómense ións OH- mediante a reacción neutralización H+ + OH- → H2O e desprázase o equilibrio cara á dereita, disolvéndose o precipitado de Cr(OH)3.

6.- CaF2(s) + aq ⇔ Ca+2_{(aq) + 2 F}-_(aq) s 2s

M(CaF2) = 78 g/mol; s = 2,73.10-2g/l / 78 g/mol = 3,5.10-4 mol/l

Kps = [Ca+2_{] [F}-_]2_{= s.(2s)}2_{= 4.s}3_{; K}

ps = 4.(3,5.10-4)3 = 4,29.10-11

(32)

[Ca+2_{]= s´; [F}-_{] = 2s´+ 0,1; K}

ps = s´(2s´+ 0,1)2, desprezando 2s´fronte a 0,1 teremos: 4,29.10-11 = s´.0,12; s´= 4,29.10-9mol/l = [Ca+2].

TEMA 7

1.- a) NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+_{; b) H2O + CO3}2-_{⇔ OH}-_{+ HCO3}-_;

c) NH4+ + OH- ⇔ NH3 + H2O; d) H3O+ + CH3-COO- ⇔ H2O + CH3-COOH 2.- a) O NaOH é unha base forte e disóciase totalmente: NaOH→ OH-_{+ Na}+_, polo que [OH-] = 0,1M; [OH-][H3O+] = 10-14; [H3O+] = 10-13; pH =-log (H3O+) pH = - log 10-13 = 13.

b) O HCl é un ácido forte e disóciase totalmente, polo que: 10M ⇒[H3O+_{] = 10; pH = -1 (o pH pode ser negativo).} 0,1M⇒[H3O+] = 0,1; pH = 1.

Cando a concentración de ións H+ procedente da disociación do ácido (en forma hidratada H3O+) é menor de 10-5, para o cálculo do pH non pode despreciarse a concentración dos ións procedentes da disociación de

H2O ca en auga pura é de [H3O+] = 10-7. Polo tanto, no noso caso teremos: [H3O+] = 10-7 + 10-8 = 11.10-8; pH = - log 11.10-8 = 6,96 <7; polo tanto, pH ácido como era de esperar.

3.- O ácido acético ou ácido etanoico é un ácido débil que só se disocia parcial- mente, segundo o equilibrio:

CH3-COOH + H2O ⇔ CH3-COO-_{+ H3O}+ Inicialmente: C 0 0 Disocia: -x x x Equilibrio: C – x x x

Se o grao de disociación é α, teremos: α = x/C; x = C.α e a constante de

equilibrio será: Ka = x.x/(C-x) = Cα .C α / (C –C α) = C.α2 /(1-α); substituíndo o valor de Ka, teremos: 1,8.10-5 = 0,1α2_{/ (1-α); α<<1 e 1 - α ≠ 1, polo que} 1,8.10-5 = 0,1.α2_{; α = 0,0134 =1,34%; [H} 3O+] = x =C.α =0,1.0,0134 = 0,00134M pH = - log 0,00134 = 2,87 4.- CH3NH2 + H2O ⇔ CH3NH3+ _{+ OH}- Inicialmente: C 0 0 Ioniza: - C .α C.α C.α Equilibrio: C(1 - α) C.α C.α

[OH-] = C.α; pH = - log[H3O+_{]; 11.85 = - log[H3O}+_{]; [H3O}+_{] = 1,41.10}-12_; Do produto iónico da auga dedúcese que: [OH-] = 7,08.10-3; [OH-] = C.α e α = 7.8.10-2_{e K}

(33)

5.- a) NH4I → NH4+_{+ I}-_{sal da base débil NH4OH e do ácido forte HI; polo} tanto, o anión I- do ácido forte non se hidroliza, pero si o catión NH4+ da base débil, segundo a reacción de hidrólise: NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+, libéranse ións H3O+; polo tanto, resulta unha disolución ácida.

b) KNO3 → K+_{+ NO3}-_{sal de ácido forte HNO3 e base forte KOH, nin o anión} nin o catión se hidrolizan e a disolución resultará neutra.

c) NaCH3COO → Na+_{+ CH3COO}-_{sal do ácido débil CH3COO (etanoico) e} da base forte NaOH; polo tanto, hidrolízase o anión do ácido segundo a reacción: CH3COO- + H2O ⇔ CH3COOH + OH-, libéranse ións OH- resultan- do unha reacción básica.

6.- NH4CN ⇔ NH4+_{+ CN}-_{sal do ácido débil HCN e da base débil NH4OH; polo} tanto, ambos ións hidrolízanse:

NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+ e CN- + H2O ⇔ HCN + OH-

Como Kb > Ka, a base é máis forte có ácido e, polo tanto, a disolución final resultará básica.

7.- Reacción de neutralización: H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O o ácido e a base reaccionan equivalente a equivalente e: V.N = V´.N´, no NaOH o equivalente e o mol son o mesmo N = M en el H2SO4 o equivalente é a metade do mol e

N =2 M, no noso caso: 25.N = 37,5 . 0,5; N(H2SO4) = 0,75 eq./l = 0,375 mol/l.

TEMA 8

1.- KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O O Mn no KMnO4 ten nº de oxidación 7 e en MnSO4 ten 2; polo tanto, gañou 5 e reduciuse. O Fe no FeSO4 ten nº de oxidación 2 e no Fe2(SO4)3 ten 3, polo que se oxidou e perdeu un electrón.

As semirreaccións son:

Oxidación: Fe+2_{→ Fe}+3_{+ 1 e}-

Redución: MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn+2 + 4 H2O

Multiplicamos por 5 a semirreacción de oxidación, para igualar os electróns e sumámolas, dando a reacción redox axustada en forma iónica:

MnO4- + 8 H+ + 5 FeSO4 + 5 e- → Mn+2_{+ 5 Fe}+3_{+ H2O + 5 e}

Eliminamos os electróns e substituímos os ións polas especies iónicas correspondentes:

KMnO4 + 4 H2SO4 + 5 FeSO4 → MnSO4 + 5/2 Fe2(SO4)3 + 4 H2O Multiplicamos por 2 e engadimos o K2SO4 que non aparece porque non experimenta proceso redox ningún dos seus elementos e quédanos:

2 KMnO4 + 8 H2SO4 10 FeSO4 → 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O + K2SO4 Comprobamos que no primeiro membro hai 2 K e no segundo tamén; polo tanto, só había que engadir un K2SO4 e a reacción está axustada.

2.- Pares electródicos: Cu+2/Cu ⇒Eº = 0,34 V; Ag+_{/Ag ⇒ Eº = 0,80 V}

(34)

será o Ag+_{/Ag e o ánodo o Cu}+2_/Cu.

b) O polo positivo é o cátodo e o negativo o ánodo. c) No ánodo ten lugar a oxidación e o cátodo a redución: Semirreaccións: Oxidación: Cu ⇔ Cu+2_{+ 2 e}-

_{Redución: Ag}+_{+ 1 e}-_{⇔ Ag}

multiplicando a 2ª por 2 e sumando quédanos a reacción global: Cu + 2 Ag+_{⇔ Cu}+2_{+ 2 Ag}

d) No circuíto externo os electróns van do ánodo ao cátodo.

e) Oxídase o Cu, é o axente redutor; redúcese o Ag+, é o axente oxidante. f) O esquema de cela é: Cu/Cu+2//Ag+/Ag.

3.- a) Na+ + 1/2 H2 ⇔ Na + H+; nesta reacción teremos as semirreaccións: Oxidación → Ánodo: ½ H2 ⇔ H+_{+ 1 e}-_{Eº = 0 V}

Redución → Cátodo: Na+ _{+ 1 e}-_{→ Na Eº = - 2,71 V}

εº = - 2,71 – 0 = - 2,71 V Non ocorre a reacción directa, ocorre á inversa. b) Redúcese o Ag+ e oxídase o Zn, así que: εº = 0,80 – (-0,76) = 1,56 V, ocorre espontaneamente a reacción directa.

c) Redúcese o H+ e oxídase o Zn: εº = 0 – (-0,76) = 0,76 V, ocorre a reacción directa.

d) Redúcese o Na+ e oxídase o Cl-: εº = -2,71 – 1,36 = - 4,07 V, ocorre espontaneamente a reacción inversa.

e) Redúcense o Ag+_{e o H}+_{, o que non é posible, logo esta reacción non ocorre} en ningún dos sentidos.

4.- Reaccións que poderían ocorrer:

a) Oxidación: Ag ⇔ Ag+_{+ 1 e}-_{; redución: Zn}+2_{+ 2 e}-_{⇔ Zn; a reacción} global sería: 2 Ag + Zn+2 ⇔ 2 Ag+_{+ Zn; εº = - 0,76 – 0,80 = -1,56 V, non} ocorre a reacción directa; polo tanto, non se produce reacción.

b) Oxidación: Al ⇔ Al+3_{+ 3 e}-_{; redución: Fe}+2 _{+ 2 e}- _{⇔ Fe; a reacción}

global sería: 2 Al + 3 Fe+2 ⇔ 3 Fe+ Al; εº = - 0,44 – (-1,67) = 1,23, prodúcese reacción.

5.- Aplicando as leis de Faraday:

Reacción no cátodo: Cu+2_{2 e}-_{→ Cu; Eq. do Cu = 63,5/2 = 31,75 g/eq} 96.500 C --- 1 eq. gramo 96.500 C --- 31,75 g

q = I.t --- m gramos 0,2.600 --- m m = 0,0395 g Nº de ións de Cu+2: 63,5 g --- NA=6,022.1023 iones

0,0395 g --- x x = 3,74.1020 ións Cu+2 Nº de electróns = 2x = 7,48.1020 dous por cada ión Cu+2

TEMA 9

1.- 2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2(g) 3 moles 3 moles

(35)

H2SO4. M = n/V(l); 0,5 = 0.18/V; V = 0,36 l = 360 ml. 2.- Reaccións: 4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2 4 moles 8 moles A partir do SO2 obtense o H2SO4 mediante a reacción:

2 SO2 + O2 + 2 H2O → 2 H2SO4 2 moles 2 moles

100 Kg = 100.000 g = 100.000/98 = 1.020,4 moles de H2SO4 que equivalen ao mesmo número de moles de SO2 e á metade de moles de FeS2. Polo tanto,

necesítanse 1.020,4/2 = 510,2 moles de FeS2. M(FeS2) = 120 g/mol; masa de FeS2 510,2 mol.120 g/mol = 61.214,8 g = 61,2 Kg de pirita pura. Como é dunha riqueza do 80%, teremos: m (pirita) = 61,2.100/80 = 76,5 Kg.

3.- CuSO4.5H2O + Zn → ZnSO4 + Cu + 5 H2O

Moles de Zn = 20/65,4 = 0,31 equivalen a 0,31 moles de CuSO4.5H2O; Mm=239,5 g/mol; masa en gramos = 0,31 mol.239,4 g/mol = 73,24 g de CuSO4.5H2O puro

Como é do 80% corresponde a m = 73,24.100/80 = 91,55 g de impuro.

4.- Reacción: C + O2(g) → CO2(g); P.V = n.R.T; 1.16 = n.=0,082.291; n = 0.67 moles de CO2(g); o número de moles de CO2 coincide cos de C; polo tanto,

a masa de carbono será: m = 12g/ mol . 0,67 mol = 8,04 g de C puro que corresponderá a unha riqueza de: 100.8,04/10 = 80,04%.

TEMA 10

1.- CH2=CH-CH(CH3)-CH2-CH2-CH3; CH2=CH-CH(CH2-CH3)-CH2-CH=CH2;

CH≡ C- CH-CH=CH-CH2-C≡CH; CH3-CHBr-CHBr-CH3; CH3-CHOH-CH2-CH3 CH2OH-CH2-CH=CH-CH=CH2; CH3-CH2-O-CH2-CH3; COH-CH2-CH2-COH

CH3-COOH; COOH-CH2-COOH; CH3-CH2-CO(OCH3); (CH3)2N-CH2-CH3

2.- 3-metil-1-penteno; 2,3-butanodiol; propanal; butanodiona; ácido 2-etil-butano dioico; etilamina; butanoato de metilo.

3.- CH2=CH-CH(CH2-CH2-CH3)-CH2-CH=CH-CH3; CH3-CH(CH3)-COH; etilmetilamina; 1,3-butanodiol. Teñen isomería óptica o 2-metil propanal e o 1,3-butanodiol, ambos teñen asimétrico o C nº 2.

(36)

TEMA 11