Práctica II Examen Química General I (QU-0100) 2017 PDF

Universidad de Costa Rica Práctica al Segundo Examen Parcial Escuela de Química I Ciclo del 2017 Curso: Química General I (QU-0100) DATOS DE INTERES: Serie de actividad...

Universidad de Costa Rica Práctica al Segundo Examen Parcial Escuela de Química I Ciclo del 2017 Curso: Química General I (QU-0100) DATOS DE INTERES: Serie de actividad de los metales: Li-Rb-K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-V-Mn-Zn-Cr-Ga-Fe-Cd-Tl-Co-Ni-Sn-Pb-H-Sb-Cu-Ag-Hg-Pd-Pt-Au Entalpías de formación estándar a 25 °C (ΔfH°/ kJ∙mol−1) Al2O3(s) −1675,7 Na2O(s) –414,2 C7H8(l) +12,4 Fe2O3(s) −822,2 NaF(s) –576,6 C7H5N3O6(s) −63,2 FeCl3(s) −400,0 O2(l) –6,8 HNO3(ac) −206,6 H2O(l) −285,84 H2O(g) −241,83 Entalpías de disociación de enlace (ΔDH°/ kJ∙mol−1) N−H 385 C−C 347 O=O 496 O−H 450 C−O 358 C=O 799 C−H 414 C−I 240 C≡C 812 O−O 142 H−I 299 N≡N 946 N−N 193 C=C 614 C≡N 891 1 L∙atm = 101,325 J 1 cal = 4,184 J 1. Observe el siguiente cuadro. 1. Agua 2. FeSO4 3. HF 4. NH4Cl 5. HNO2 6. Almidón 7. CH3COCH3 8. RbOH 9. NH3 10. Ba(OH)2 11. H2PO3 12. HCl Clasifique las sustancias según su carácter electrolítico (fuertes, débiles o no electrolitos) e indique el mecanismo (D, disociación, I, ionización) por el cual lo alcanzan. 2. Observe el siguiente cuadro. 1. Cs3PO4 2. FeCl2 3. SrSO4 4. Zn(OH)2 5. KMnO4 6. PbCl2 7. AlPO4 8. CaCO3 9. Cs2S 10. AgHCO3 11. FeCrO4 12. BaS Indique cuáles sales se consideran insolubles en agua según lo estudiado en clase.  2 3. Observe el siguiente cuadro. 1. CH3COOH 2. Sn(OH)2 3. H2SO3 4. H3PO4 5. LiOH 6. HClO4 7. Ca(OH)2 8. H2N−NH2 9. HI 10. H3BO3 11. C6H5COOH 12. HBrO4 Agrupe las sustancias en ácidos y bases fuertes y débiles. 4. Discuta las siguientes afirmaciones e indique cuáles son correctas. (A) El calor es la energía contenida por un sistema en virtud de su temperatura. (B) La temperatura es una medida del contenido de energía cinética promedio de las partículas de un sistema. (C) Un sistema cerrado es aquel incapaz de transferir materia o energía. (D) La energía interna de un sistema es la suma de todas las energías cinéticas y potenciales que lo componen. (E) Si el ΔE de un sistema es mayor que cero, se puede decir que este aumentó su contenido energético. (F) Con las herramientas adecuadas, es posible determinar la energía interna exacta de un sistema. (G) La primera ley de la termodinámica dice que la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma. (H) En su forma matemática, esta indica que ΔE = q – w. (I) El calor específico es una propiedad intensiva. (J) La capacidad calórica es el producto de la masa por el calor específico. (K) En termoquímica, el estado estándar corresponde al que posee un mol de sustancia a 25 °C y 1 atm. (L) La entalpía estándar se define a partir de las formas más estables de los elementos. (M) La ebullición del agua, la explosión de la dinamita y la combustión del metano son ejemplos de procesos endotérmicos. (N) Los sólidos iónicos se ioniza en sus respectivos iones en presencia de un disolvente. (O) Una semirreacción de oxidación implica pérdida de electrones. (P) Para que ocurra un proceso de oxidación debe haber un proceso de reducción simultáneo. (Q) El número de oxidación indica los electrones que pierde un elemento al formar un compuesto. (R) A través de la ecuación de Schrödinger, la mecánica cuántica nos permite conocer la posición exacta de un electrón en un átomo (dado el valor exacto de su momento). (S) Un orbital atómico es una función de onda, solución de la ecuación de Schrödinger, delimitada por tres números cuánticos y que describe el comportamiento de un electrón en un átomo. (T) Una vez calculada, la función de onda describe directamente la densidad electrónica de un sistema. (U) La densidad electrónica indica la probabilidad de encontrar un electrón en cierta región del espacio, y se determina mediante Ψ2. (V) Para conocer la distancia promedio de un electrón respecto al núcleo en determinado orbital sólo se requiere conocer su número cuántico principal.  3 (W) El número cuántico de momento angular se relaciona con la simetría de la función de densidad electrónica de los orbitales. (X) El número cuántico magnético describe la orientación de los protones en el núcleo. (Y) El número cuántico de espín tiene el mismo valor para cualquier electrón. (Z) El principio de exclusión de Pauli indica que, las configuraciones electrónicas más estables son aquellas en las cuales los orbitales ocupados son los de más baja energía. (AA) En el átomo de hidrógeno la energía de los orbitales solamente depende del valor de n, mientras que en los átomos polielectrónicos esta depende tanto de n como de l. (BB) La regla de Hund dice que, en el caso de orbitales degenerados, se logra la menor energía cuando el número de electrones con el mismo espín es el más alto posible. (CC) Puede haber un máximo de dos electrones en cada orbital; pero con distinto valor de ml. (DD) En el orbital 2px se pueden ubicar hasta 6 electrones. (EE) En la subcapa 3d caben un máximo de 10 electrones. (FF) En la subcapa 6g hay un máximo de 10 orbitales. (GG) En la capa 4 hay un máximo de 4 subcapas y 16 orbitales, por lo que cabe un máximo de 32 electrones. (HH) Un elemento con configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 tiene 5 electrones de valencia y 10 electrones internos. (II) El modelo desarrollado por Bohr para explicar el comportamiento del átomo de hidrógeno partía del concepto de cuantización de estados electrónicos, el cual a su vez implica que sus energías están limitadas a ciertos valores discretos. (JJ) El principio de incertidumbre de Heisenberg establece que los números cuánticos aparecen por el efecto matemático producido por el confinamiento del electrón en el átomo. (KK) Tanto el tanque de gasolina de un carro en movimiento como un extintor sin utilizar pueden ser clasificados como sistemas cerrados. (LL) El congelamiento del agua, el enfriamiento de un metal caliente y la explosión de un tanque de gas son ejemplos de procesos en los cuales ΔH < 0. (MM) Las reacciones redox son aquellas en las cuales hay transferencia de electrones. La especie que pierde electrones se reduce y la que gana se oxida. (NN) La entalpía estándar de formación del diamante es de cero, porque esta forma alotrópica es la fase de referencia del carbono. (OO) A diferencia de la entalpía, la energía interna depende de la interacción del sistema con los alrededores. (PP) Trabajo es la energía contenida por un cuerpo en virtud de su posición, estado y composición. 5. Escriba en el espacio la palabra o número que completa correctamente los siguientes enunciados. (A) La concentración de sustancia de una disolución que se prepara disolviendo 7,82 gramos de naftaleno (C10H8, M = 128,16 g/mol) en 85,2 mL de benceno (C6H6, M = 78,11 g/mol) es _________ mol/L. (B) El volumen de agua necesario para disolver 7,61 gramos de glucosa (M = 180,2 g/mol) y obtener una disolución 5,06 mol/L es de __________ mL.  4 (C) Para preparar 250,00 mL de una disolución 0,120 mol/L de CuSO4 se requiere mezclar __________ mL de una disolución 1,50 mol/L de esta sal y __________ mL de agua. (D) Los números de oxidación del litio en el Li2O, del carbono en el C2H3F3 y del cromo en el anión dicromato son respectivamente de __________, __________ y __________. (E) Los números de oxidación del cloro en el ácido hipocloroso, del nitrógeno en el amonio y del oro en el KAuCl4 son respectivamente de __________, __________ y __________. (F) La cantidad máxima de agua que se podrían formar al neutralizar 40,0 mL de HCl 0,400 mol/L con suficiente Ba(OH)2 es de __________ mol. (G) El calor específico del Silicio es 0,702 J/g∙K. El flujo de calor que se necesita para elevar la temperatura de 156 g de Silicio de 25,0 a 37,5°C es de __________ kJ. (H) La concentración de sustancia de una disolución preparada al diluir 50,0 mL de KCl 10,5 mol/L hasta un volumen final de 250 mL es de __________ mol/L. (I) Al disolver 20,5 g de permanganato de potasio (M = 158,03 g/mol) en 600,0 mL de agua se obtiene una disolución cuya concentración de sustancia en ion permanganato es de __________ mol/L. (J) En 450 mL de una disolución 0,90 mol/L de K2S hay __________ mol de ion potasio. (K) Se toman 250 mL de una disolución 3,0 mol/L de HCl, se vierten en un balón aforado y se agrega agua hasta completar un volumen de 2,00 L. La concentración de sustancia de la disolución así preparada es de __________ mol/L. (L) Si un sistema libera 113 kJ de calor al entorno y efectúa 39 kJ de trabajo sobre este, significa que debió de experimentar un cambio de energía interna de __________ kJ. (M) La configuración electrónica abreviada general [gas noble] ns2 (n-1)d10 np4 es compartida por los elementos que pertenecen a la familia de los _______________ y al (a los) periodo(s) __________. 6. Complete y balancee las siguientes ecuaciones, y clasifique el proceso químico el cual describen (precipitación, neutralización, descomposición, combustión, etc.). En caso que estas ocurran en medio acuoso, escriba sus ecuaciones iónicas netas si estas difieren de sus ecuaciones moleculares. Para las reacciones redox, indique el agente reductor y el agente oxidante. Si la reacción química no procede, indíquelo con N.R. (A) Mg(OH)2(ac) + HCl(ac) → (J) CuSO4(ac) + Mg(s) → (B) S(s) + O2(g) → (K) Na2S(ac) + Ni(NO3)2(ac) → (C) (NH4)2CO3(ac) + CaCl2(ac) → (L) CaO(s) + As2O3(g) → (D) CrO(s) + H2O(l) → (M) NaNO3(ac) + CuSO4(ac) → (E) Na2S(s) + ZnCl2(ac) → (N) FePO3(s) → (F) HNO3(ac) → (O) H2SO4(ac) + Ba(OH)2(ac) → (G) Cu(s) + HCl(ac) → (P) KOH(ac) + (NH4)2S(ac) → (H) SO3(g) + H2O(l) → (Q) Trióxido de dibromo con bromo (I) Al(s) + S(s) → (R) El producto anterior con agua  5 7. Calcule el volumen de Mg(NO3)2∙0,416 mol/L que se deben agregar a 255 mL de KNO3∙0,102 mol/L para producir una disolución final con una concentración total en iones nitrato de 0,278 mol/L. 8. Al reaccionar fósforo elemental con un exceso de cloro gaseoso, el producto de la reacción sería: (A) PCl2. (B) PCl3. (C) PCl5. (D) P2Cl. (E) P4Cl2. 9. Indique los reactivos más probables para la siguiente reacción: ________ + ________ → H3AsO3 10. Escriba las ecuaciones químicas balanceadas para la combustión de: (A) FeCl2. (B) C4H8S2. (C) KC8H5O4. (D) C5H5N. (E) CaC2O4. 11. Indique cuáles de las siguientes situaciones describen variables de estado. (A) La distancia recorrida desde San José a la Basílica de los Ángeles es de 29 km. (B) Un gramo de hierro a 25 °C y 1 atm ocupa un volumen de 0,13 mL. (C) La Contraloría Nacional de la República tiene una altura de 69 m. (D) Un motor produce aproximadamente 4200 kJ de calor por hora. (E) Un gas se expande al calentarse lentamente. 12. Un gas confinado en un cilindro, donde ocupa un volumen inicial de 4,00 L, se expande realizando un trabajo sobre otro sistema de 5,00 × 102 J a temperatura constante. Calcule el volumen del gas después de la expansión si todo el proceso se realiza contra una presión constante de 3,00 atm. 13. El perfluorohexano (C6F14) es un solvente orgánico no tóxico capaz de disolver suficiente oxígeno como para poder respirar en él. A partir de la ecuación termoquímica mostrada abajo calcule el flujo de calor involucrado en el proceso de condensación de 2,50 moles de este compuesto (ΔV = –61,2 L) a presión atmosférica. C6F14(l) → C6F14(g) ΔH° = +32,47 kJ/mol 14. El tetrahidrofurano (C4H8O) es un solvente orgánico utilizado para disolver plásticos como el PVC. A partir de la ecuación termoquímica mostrada abajo calcule el flujo de calor involucrado en el proceso de evaporación de 2,50 moles de este compuesto (ΔV = +61,2 L) a presión atmosférica. C4H8O(g) → C4H8O(l) ΔH° = –31,99 kJ/mol 15. Una muestra de 45,32 g de un metal se calienta hasta 99,1°C y se introduce en un calorímetro en el cual se habían vertido previamente 100 g de agua a 24,1°C. Si la temperatura final del sistema fue de 27,6°C y la capacidad calorífica del calorímetro era de 22,8 cal/°C, calcule el calor específico del metal en cal/(g∙°C). 16. Una muestra de 0,7000 g de un ácido orgánico (M=90,00 g/mol) se quema en una bomba calorimétrica cuya capacidad calórica total es de 4,900 kJ/°C. Sabiendo que la temperatura aumenta de 23,00 a 25,21 °C, calcule la entalpía molar de combustión del acido. 17. En un calorímetro a presión constante, y de capacidad calórica despreciable, se agregaron 10,40 g de hidrógenocarbonato de sodio (M = 84,01 g∙mol–1) sobre suficiente ácido clorhídrico para completar la reacción mostrada abajo. NaHCO3(s) + HCl(ac) → NaCl(ac) + CO2(g) + H2O(l) Sabiendo que se observó un cambio de temperatura desde 23,05 °C hasta 19,20 °C y que al final del proceso quedaron exactamente 250 g de disolución cuyo calor específico era de 4,032 J∙K–1∙g–1, calcule la entalpía molar para la neutralización del hidrógenocarbonato de sodio.  6 18. Considere las ecuaciones termoquímicas mostradas a continuación. C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH° = –2220 kJ/mol C(g) + O2(g) → CO2(g) ΔH° = –394 kJ/mol H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ΔH° = –286 kJ/mol Calcule el ΔH° para la ecuación 3 C(g) + 4 H2(g) → C3H8(g). 19. Considere las ecuaciones termoquímicas mostradas a continuación. 2 C8H18(l) + 25 O2(g) → 16 CO2(g) + 18 H2O(l) ΔH° = –10 942 kJ/mol 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) ΔH° = –566,0 kJ/mol Calcule el ΔH° para la ecuación 2 C8H18(l) + 17 O2(g) → 16 CO(g) + 18 H2O(l). 20. A partir de la siguiente ecuación termoquímica y de los datos suministrados al inicio del documento, calcule el ΔfHº del HCl(g). Fe2O3(s) + 6 HCl(g) → 2 FeCl3(s) + 3 H2O(g) ΔrHº = –150 kJ/mol 21. Determine el ΔH para la reacción descrita por la ecuación mostrada a partir de los datos suministrados al inicio del documento. H 4 N + 3 O O 2 N N + 6 O H H H H 22. Indique los iones espectadores en la siguiente ecuación química. Pb(CH3COO)2(ac) + 2 KI(ac) → PbI2(s) + 2 K(CH3COO)(ac) 23. Indique cuál es la sustancia que se oxida en la siguiente ecuación. 4 Zn(s) + 10 H+(ac) + 2 NO3–(ac) → 4 Zn2+(ac) + N2O(g) + 5 H2O(l) 24. Al quemar 0,9867 g (1,19 mL) de combustible diesel en una bomba calorimétrica con una capacidad calórica de 10,132 kJ/K, usted obtiene un cambio de temperatura de +4,22 °C. Deduzca a partir de esta información la energía obtenida, en kJ/mL, al quemar este combustible. 25. El adobe utilizado en construcción posee un calor específico de 840 J∙kg−1∙K−1. Calcule la energía térmica que deberá entregar el sol para aumentar la temperatura de un muro de adobe de 1964 kg desde 22,0°C hasta 35,0°C. 26. En un recipiente aislado de capacidad calórica despreciable, conteniendo 165,0 mL de glicerina con una densidad de 1,26 g/mL y a una temperatura de 24,8 °C, se introdujo un trozo de 74,8 g de cobre que estaba a 143,2 °C y cuyo calor específico era de 0,385 J/(g∙°C). Calcule el calor específico de la glicerina si la temperatura final del sistema fue de 31,1 °C. 27. A partir de la información mostrada al inicio, calcule el ∆Hº para la siguiente reacción en fase gaseosa. H H H C C H + 2 H I I C C I H H  7 28. La fermentación láctica de la sacarosa (C12H22O11, M = 342,34 g/mol), que se utiliza en la producción del yogurt, puede resumirse en la ecuación termoquímica mostrada abajo. C12H22O11(s) + H2O(l) → 4 C3H6O3(s) ΔrH° = −227,3 kJ/mol Calcule la masa de sacarosa que sería necesario fermentar para producir 1217 kJ de calor. 29. En condiciones normales, el aire húmedo posee una masa molar de 28,73 g∙mol–1 y un calor específico de 29,19 J∙K–1∙g–1. Calcule la energía que deberá entregar un calentador para aumentar la temperatura de una habitación de 30,0 m3 (30,8 kg de aire) desde 10,0°C hasta 22,0°C. 30. Usted toma 1,4602 g de cierta pizza, los quema en una bomba calorimétrica de capacidad calórica 10,132 kJ/K y verifica un aumento de temperatura de 1,340 °C. A partir de esta información, deduzca la energía que nuestro cuerpo obtiene (en kJ/g) al quemar este alimento. 31. El 2,4,6-trinitrotolueno (TNT, C7H5N3O6), muy conocido como material explosivo y como un estándar de la fuerza de una explosión, puede elaborarse por nitración del tolueno. C7H8(l) + 3 HNO3(ac) → C7H5N3O6(s) + 3 H2O(l) A) Utilizando los datos suministrados al inicio del documento, determine la entalpía de reacción estándar para la reacción de preparación del TNT. B) Calcule la energía máxima liberada por la reacción al combinar 32,0 mL de tolueno (M=92,14 g/mol, ρ=0,867 g/mL) con 100 mL de ácido nítrico 3,00 mol/L. 32. A nivel industrial, la acetona y el fenol son obtenidos por medio del proceso del cumeno que se muestra a continuación. H H O H O H C H H C H H C C H H H C H C C H C H + C C + O O + C C C C C C H C H H H H C H H H H H Benceno Propileno Fenol Acetona Utilizando los datos suministrados al inicio del documento, determine la entalpía de reacción de este proceso. 33. Indique cuál es el agente reductor en la siguiente reacción. 3 CuO + 2 NH3 → N2 + 3 Cu + 3 H2O 34. La lisina (C6H14N2O2) es un aminoácido esencial para el funcionamiento de nuestro organismo. Indique cuál de las siguientes opciones describe mejor lo que sucedería al hacerla reaccionar con un exceso de oxígeno. (A) La combustión completa produce CO2 y N2O5 únicamente. (B) La combustión incompleta genera H2O, CO2 y O2. (C) El agente oxidante es la lisina. (D) Los productos de la combustión completa son CO2, H2O y N2. (E) Las especies no sufren cambios en los números de oxidación.  8 35. Indique cuál de las siguientes combinaciones tendría mayor probabilidad de generar un precipitado. (A) KCl(ac) + NaNO3(ac). (D) Na2SO4(ac) + KOH(ac). (B) NaOH(ac) + KNO3(ac). (E) Ba(NO3)2(ac) + CaCl2(ac). (C) AgNO3(ac) + KBr(ac). 36. De las siguientes ecuaciones, indique aquella que muestra el proceso que, según lo aprendido en clase, efectivamente sucede. (A) H2(g) + Cu(NO3)2(ac) → Cu(s) + H2NO3(ac) (B) Mn(s) + Cu(NO3)2(ac) → Cu(s) + Mn(NO3)2(ac) (C) Na(s) + LiNO3(ac) → Li(s) + NaNO3(ac) (D) Ag(s) + H2SO4(ac) → H2(g) + Ag2SO4(ac) (E) Au(s) + NaNO3(ac) → Na(s) + AuNO3(ac) 37. Cuando se hace reaccionar aluminio con óxido de hierro(III) se produce una reacción fuertemente exotérmica conocida como termita, la cual se utiliza en soldadura de vías férreas y puede ser representada por la siguiente ecuación química. Fe2O3(s) + 2 Al(s) → Al2O3(s) + 2 Fe(s) Al analizar el papel de los reactivos en esta reacción se puede asegurar que: (A) El aluminio es el agente reductor y el oxígeno es el agente oxidante. (B) El hierro es el agente reductor y el óxido de aluminio es el agente oxidante. (C) El ion aluminio es el agente reductor y el ion óxido es el agente oxidante. (D) El ion hierro(III) es el agente reductor y el aluminio es el agente oxidante. (E) El óxido de hierro(III) es el agente oxidante y el aluminio es el agente reductor. 38. Se combinan 25,0 mL de nitrato de plata 0,3090 mol/L con 20,4 mL de fosfato de sodio 0,107 mol/L para formar un precipitado cuya masa molar es 418,58 g/mol. Se podría decir entonces que: (A) el reactivo limitante es el nitrato de plata y se producen 1,08 g de precipitado. (B) el reactivo limitante es el fosfato de sodio y se producen 0,914 g de precipitado. (C) no hay reactivo limitante y se producen 0,996 g de precipitado. (D) la concentración sobrante del reactivo en exceso es 8,64 mmol/L. (E) la concentración sobrante del reactivo en exceso es 0,0471 mol/L. 39. El ácido nítrico es un ácido inorgánico altamente corrosivo, cuyo uso primario es la nitración de sustancias orgánicas para las industrias de explosivos y tintes. De las siguientes ecuaciones, indique la que representa la ecuación termoquímica para la formación del ácido nítrico. (A) H2(g) + N2(g) + O2(g) → HNO3(l) ∆fH° = –206,6 kJ/mol ଵ ଵ ଷ (B) H2(g) + N2(g) + O2(g) → HNO3(l) ∆fH° = –206,6 kJ/mol ଶ ଶ ଶ (C) H2(g) + N2(g) + 3 O2(g) → 2 HNO3(l) ∆fH° = –206,6 kJ/mol (D) H(g) + N(g) + 3 O(g) → HNO3(l) ∆fH° = –206,6 kJ/mol ଵ ଵ (E) H2(g) + ଶ N2(g) + O2(g) → HNO2(l) ∆fH° = –206,6 kJ/mol ଶ  9 40. Indique cuál de las siguientes opciones muestra correctamente la ecuación termoquímica para la entalpía estándar de formación del CaCO3(s). (A) CaCO3(s) → Ca(s) + C(grafito) + O2(g) ΔfH° = –1 207 kJ/mol (B) CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) ΔfH° = –179,3 kJ/mol (C) Ca(s) + C(diamante) + 3 O(g) → CaCO3(s) ΔfH° = –1 957 kJ/mol (D) Ca(s) + C(grafito) + 3/2 O2(g) → CaCO3(s) ΔfH° = +1 207 kJ/mol (E) 2 Ca(s) + 2 C(grafito) + 3 O2(g) → 2 CaCO3(s) ΔfH° = +2 414 kJ/mol 41. Escriba las configuraciones abreviadas y los diagramas de orbitales para las siguientes especies: (A) Mg (B) Zn2+ (C) Tc (D) Se2− (E) W 42. Observe los siguientes diagramas e indique aquellas que cumplen las reglas estudiadas en clase para la construcción de diagramas de orbitales. En aquellos que no cumplen, indique la regla o principio incumplido. 1. S: [Ne]

 3s 3p 2. Br: [Ar]







 4s 3d 4p 3. Mn [Ar]
     4s 3d 4. Te: [Kr]







5s 4d 5p 5. Mg: [Ne]  3s 6. Hf:[Xe]
 






6s 5d 4f 7. Pd: [Kr]
     5s 4d 8. Gd: [Xe]



 6s 5d 4f 43. Se tienen los siguientes pares de números cuánticos. 1. n = 3 y l = 1. 2. n = 4 y l = 0. 3. n = 5 y l = 3. Para cada par de datos, indique respectivamente la subcapa que representa. 44. Señale la opción que muestra un conjunto válido de números cuáticos (n, l, ml) para un orbital 3d. (A) (3, 3, 3) (B) (3, 3, 2) (C) (3, 2, 2) (D) (2, 3, 3) (E) (2, 1, 0)  10 45. A partir de las imágenes mostradas abajo, se puede decir que el tipo de orbitales correspondientes a las “formas” mostradas abajo son respectivamente: (A) f y s. (B) f y d. (C) d y s. (D) p y d. (E) d y p. 46. Respecto a la interpretación física de Ψ2, se podría decir que: (A) es la solución a la ecuación de onda de Schrödinger. (B) directamente no puede obtenerse una interpretación física de ella. (C) indica los estados de energía permitidos para un electrón que se encuentra en determinada región del espacio. (D) se relaciona con la probabilidad de encontrar al electrón en una determinada región del espacio. (E) es la función de onda del átomo de hidrógeno. 47. Utilizando los datos del inicio del documento, determine la entalpía molar de reacción para la siguiente ecuación. H CH3 O C + H C N O C C N H3C CH3 CH3 48. A partir de la información mostrada y la dada al principio del documento, determine la entalpía molar de formación estándar del NaAlF4(g). 8 NaF(s) + Al2O3(s) → 2 NaAlF4(g) + 3 Na2O(s) ΔH° = +1307,9 kJ/mol 49. Una reacción química en disolución procede con una disminución de la temperatura de 7,80 °C cuando 0,609 mol del reactivo se dejan reaccionar en un volumen de 250,0 mL (ρ=1,25 g/mL, Ce=3,74 J/g°C) a presión atmosférica. Calcule el cambio de entalpía molar del proceso. 50. Considere las ecuaciones termoquímicas mostradas a continuación. CH3COOH(l) + 2 CO2(g) → 4 CO(g) + 2 H2O(l) ΔH° = +257,7 kJ/mol CO2(g) + H2(g) → CO(g) + H2O(l) ΔH° = –2,8 kJ/mol CH3COOH(l) + NH3(g) → C2H5NO(s) + H2O(l) ΔH° = –72,6 kJ/mol Calcule el ΔH° para la ecuación 2 CO2(g) + 4 H2(g) + NH3(g) → 3 H2O(l) + C2H5NO(s). 51. Escriba las ecuaciones molecular, iónica total e iónica neta para la reacción de combinación sendas disoluciones de ácido yodhídrico y acetato de dimercurio(I). 52. Una bebida energética posee citrato de calcio (Ca3(C6H5O7)2, M = 498,46 g/mol) como aditivo. Cada lata tiene una capacidad de 250 mL, y su contenido una concentración molar en Ca2+ de 1,80 × 10–2 mol/L. Calcule la masa de citrato de calcio consumida por un estudiante que consume dos latas de esta bebida energética.  11 RESPUESTAS A LA PRÁCTICA 1. No electrolitos: 1, 6 y 7; electrolitos débiles: 3 I, 5 I, 9 I y 11 I; electrolitos fuertes: 2 D, 4 D, 8 D, 10 D y 12 I. 2. 3, 4, 6, 7, 8 y 11. 3. Ácidos fuertes: 6 y 9; ácidos débiles: 1, 3, 4, 10, 11 y 12; bases fuertes: 5; bases débiles: 2, 7 y 8. 4. B, D, E, I, J, O, P, S, U, W, AA, BB, EE, GG, HH, II y LL. 5. A) 0,716; B) 8,35; C) 20,0 y 230,0; D) +1, 0 y +6; E) +1, −3 y 3; F) 0,0160; G) 1,37; H) 2,10; I) 0,216; J) 0,81; K) 0,38; L) −152; y M) calcógenos, 4 y 5. 6. A) Mg(OH)2 + 2 HCl → MgCl2 + 2 H2O; neutralización; Mg(OH)2 + 2 H+ → Mg2+ + 2 H2O; B) S + O2 → SO2; combinación; ag.ox.: O2; ag.red.: S; C) (NH4)2CO3 + CaCl2 → 2 NH4Cl + CaCO3; precipitación; CO32− + Ca2+ → CaCO3; D) CrO + H2O → Cr(OH)2; combinación; E) Na2S + ZnCl2 → 2 NaCl + ZnS; precipitación; S2− + Zn2+ → ZnS; F) 2 HNO3 → H2O + N2O5; descomposición; G) N.R.; H) SO3 + H2O → H2SO4; combinación; I) 2 Al + 3 S → Al2S3; combinación; ag.ox.: S; ag.red.: Al; J) CuSO4 + Mg → MgSO4 + Cu; desplazamiento; Cu2+ + Mg → Mg2+ + Cu; ag.ox.: Cu2+; ag.red.: Mg; K) Na2S + Ni(NO3)2 → 2 NaNO3 + NiS; preipitación; S2− + Ni2+ → NiS; L) 3 CaO + As2O3 → Ca3(AsO3)2; combinación; M) N.R.; N) 2 FePO3 → Fe2O3 + P2O3; descomposición; O) H2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + 2 H2O; neutralización y precipitación; P) N.R.; Q) Br2O3 + Br2 → 3 Br2O; combinación; ag.ox.: Br2; ag.red.: Br2O3; R) Br2O + H2O → 2 HBrO; combinación. 7. 81,0 mL. 8. C. 9. H2O y As2O3. 10. A) 4 FeCl2 + 3 O2 → 2 Fe2O3 + 4 Cl2; B) C4H8S2 + 9 O2 → 4 CO2 + 4 H2O + 2 SO3; C) 2 KC8H5O4 + 15 O2 → K2O + 16 CO2 + 5 H2O; D) 4 C5H5N + 25 O2 → 20 CO2 + 10 H2O + 2 N2; E) 2 CaC2O4 + O2 → 2 CaO + 4 CO2. 11. B, C y E. 17. +31,3 kJ/mol. 23. Zn. 12. 5,65 L. 18. −106 kJ/mol. 24. +35,9 kJ/mol. 13. −81,2 kJ. 19. −6414 kJ/mol. 25. +21,4 MJ. 14. +80,0 kJ. 20. −92,2 kJ/mol. 26. 2,46 J/(g∙°C). 15. 0,133. 21. −1184 kJ/mol. 27. −245 kJ/mol. 16. −1392 kJ/mol. 22. K+ y CH3COO−. 28. 1,833 kg.  12 29. +10,8 MJ. 33. NH3. 37. E. 30. +9,298 kJ/g. 34. D. 38. B. 31. −313,3 kJ/mol y +31,3 kJ. 35. C. 39. B. 32. −430 kJ/mol. 36. B. 40. D 41. A) [Ne] 3s2; B) [Ar] 3d10; C) [Kr] 4d5 5s2; D) [Ar] 3d10 4s2 4p6; E) [Xe] 4f14 5d4 6s2. 42. Cumplen: 1, 2, 3 y 6; no cumplen Hund: 4, 7 y 8; no cumple Pauli: 5. 43. 3p, 4s y 5f. 44. C. 45. E. 46. D. 47. +58 kJ/mol. 48. –1869,0 kJ/mol. 49. +15,0 kJ/mol. 50. –341,5 kJ/mol. 51. Ec. molec.: 2 HI(ac) + Hg2(CH3COO)2(ac) → CH3COOH(ac) + Hg2I2(s); Ec.ionica total: 2 H+(ac) + 2 I–(ac) + Hg22+(ac) + 2 CH3COO–(ac) → CH3COOH(ac) + Hg2I2(s); Ec.ionica neta: 2 H+(ac) + 2 I–(ac) + Hg22+(ac) + 2 CH3COO–(ac) → CH3COOH(ac) + Hg2I2(s). 52. 1,50 g.