Este documento presenta información sobre diferentes procesos químicos y físicos. En la primera sección, explica que para sublimar yodo se deben vencer las fuerzas de dispersión de London entre sus moléculas, mientras que para fundir cloruro de bario hay que vencer las fuerzas iónicas entre sus cationes y aniones. Luego, detalla por qué el cobre y el silicio conducen o no la corriente eléctrica según la teoría de bandas. Finalmente, calcula la variación de energía libre de Gibbs para la combustión

1. 1. (1 pto) Responda razonadamente: (a) ¿Qué tipo de fuerzas de atracción deben vencerse para sublimar yodo y
cuáles para fundir un cristal de cloruro de bario. Explique y escriba los procesos que tienen lugar. (b) Explique,
utilizando la teoría de la banda de los metales, si las siguientes sustancias conducen o no la corriente eléctrica: un
hilo de cobre y un cristal de silicio.
(a) (2x0,25)
I2(s) I2(g)
El yodo es una molécula diatómica covalente apolar y entre sus moléculas sólo se establecen fuerzas de dispersión de London.
Las fuerzas de dispersión se deben a que al movimiento de los electrones en la molécula da lugar a momentos dipolares
instantáneos. Por tanto, en el proceso de sublimación del yodo, hay que comunicar la energía calorífica suficiente para vencer
dichas fuerzas de dispersión.
BaCl2(s) Ba++
(l) + 2Cl‐
(l)
El BaCl2 es un compuesto iónico, sus iones (cationes y aniones) en el retículo cristalino están unidos por fuerzas electrostáticas de
elevada magnitud. Por tanto, para fundir el cristal hay que vencer las fuerzas correspondientes al enlace iónico.
(b) (2x0,25)
El hilo de cobre (Cu) conduce la corriente eléctrica por tratarse de un metal. Su configuración electrónica es: [Ar]3d10
,
4s1
. En el Cu la banda de valencia está parcialmente llena, para un NA de átomos de Cu hay un NA de OM (NA/2 de enlace y NA/2
de antienlace) y un NA de electrones (cabrían 2NA e‐
). En ausencia de una fuente de energía externa, los electrones de valencia
ocuparán solo la mitad de los niveles de la banda, pero al aplicar un campo eléctrico, unos cuantos electrones adquirirán la
energía suficiente para trasladarse a niveles más altos, no ocupados, en esta banda. Estos electrones de alta energía son los que
transportan la corriente eléctrica. Además, los OA 4p del Cu formarán una banda vacía llamada banda de conducción que
solapará con la banda de valencia semillena. Esto permite a los electrones moverse con facilidad a los orbitales vacíos de la
banda de conducción aumentando aún más su conductividad.
El cristal de silicio es un semiconductor que tiene propiedades intermedias entre las de un metal y un no metal. La
brecha energética entre la banda de valencia y la banda de conducción es mucho menor que en el caso de los aislantes. El silicio
no conduce la electricidad a bajas temperaturas, pero basta un pequeño aumento de temperatura para excitar algunos de los
electrones de más alta energía para que pasen a la banda de conducción vacía

2. 2. (0,5 p.) Se sabe que el agua (Tb=100°C) y el benceno (Tb=78°C) forman disoluciones no ideales. Su azeótropo hierve
a 53 °C y contiene un 30 %, en moles, de agua. Explicar, mediante un gráfico temperatura‐composición, qué se
obtiene, como destilado y como residuo, al destilar una disolución que contiene un 15%, en moles, de agua.
Al destilar una disolución que contiene un 15% en moles de agua y un 85% de benceno obtendremos:
‐ En el destilado el azéotropo, de composición xagua = 0,3 y xbenceno = 0,7, porque su Tb es inferior a la del benceno y a la
del agua.
‐ En el residuo quedará benceno puro.
3. (1 pto.) Calcular la variación de energía libre de Gibbs para la combustión del metano (CH4) a 298 K. Escriba todas
las reacciones de formación cuyos datos conoce. ΔHf
o
(metano)g=–74,8 kJ/mol, ΔHf
o
(dióxido de carbono)g=–393,5 kJ/mol,
ΔHf
o
(agua)l=–241,6 kJ/mol; So
(metano)g= 186,3 J/K.mol; So
(dióxido de carbono)g=213,4 J/K.mol; So
(agua)l=188,7 J/K.mol;
So
(oxígeno)g=49,0 J/K.mol.
→ Reacción de combustión:
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)
→ Reacciones de formación:
[Cgrafito + 2H2(g) CH4(g) ; ΔHo
f (CH4)g ] x (‐1)
[Cgrafito + O2(g) CO2(g) ; ΔHo
f (CO2)g ]
[H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) ; ΔHo
f (H2O)l ] x (2)
________________________________ ______________________
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) ΔHo
comb.(CH4)g = ΔHo
f (CO2)g + 2 ΔHo
f (H2O)l ‐ ΔHo
f (CH4)g
→ ΔHo
comb.(CH4)g = ‐393,5 KJ/mol + 2(‐241,6 KJ/mol) – (‐74,8 KJ/mol) = ‐801,9 KJ/mol
→ ΔSo
comb.(CH4)g = ∑So
productos ‐ ∑So
reactivos = 2 So
(H2O) + So
(CO2) ‐ So
(CH4) ‐2 So
(O2)
ΔSo
comb. = 2(188,7 J/K.mol) + 213,4 J/K.mol ‐186,3 J/K.mol ‐2 (49,0 J/K.mol) = 306,5 J/K.mol
→ ΔGo
= ΔHo
‐ TΔSo
= ‐801,9 KJ/mol – (298K)(306,5x10‐3
KJ/K.mol) = ‐893,237 KJ/mol (proceso espontáneo)

3. 4. (0,5 ptos.) Para la reacción de segundo orden: AB2 → A + 2B, cuando [AB2]o=0,040 mol/L, la concentración de B
aumenta a 0,070 mol/L en 15 h. ¿Cuál es la constante de velocidad para la descomposición de AB2?
AB2 → A + 2B
15h: 0,04‐x x 2x
[AB2] = 0,040 – 0,035 = 0,005 M
)15(
040,0
1
005,0
1
.
][
1
][
1
22
hktk
ABAB o
=−==−
k = 11,67 L/mol.h (700 L/mol.min = 42,000 L/mol.s)
5. (1 pto.) Predecir si el siguiente proceso redox tendrá lugar de manera espontánea en medio ácido y en condiciones
estándar. Escriba la expresión correspondiente a la constante de equilibrio y calcule su valor.
)()( 2
72
2
acOCracFe −+
+ )()( 33
acCracFe ++
+
Datos: Eo
(Fe3+
/Fe2+
) = 0,77 V; Eo
(Cr2O7
2‐
/Cr3+
) = 1,33 V;
→ Semirreacción de reducción / cátodo (+):
Cr2O7
2‐
+ 14H+
+ 6e‐
→ 2 Cr3+
+ 7H2O
→ Semirreacción de oxidación / ánodo (–):
[Fe2+
→ Fe3+
+ 1e–
] x 6
→ Reacción global:
Cr2O7
2‐
(ac) + 14H+
(ac) + 6 Fe2+
(ac) → 2Cr3+
(ac) + 7H2O(l) + 6Fe3+
(ac)
→ Para predecir la espontaneidad del proceso calculamos ∆Eo
:
∆Eo
= (1,33 – 0,77) = 0,56 V ∆Eo
> 0 ⇒ proceso espontáneo
→ La expresión de Kc es:
62142
72
6323
][]][[
][][
++−
++
=
FeHOCr
FeCr
Kc
→ En el equilibrio: KcEE o
log
6
0592,0
0 −Δ==Δ ; logKc = 56,75; Kc = 5,6x1056

4. EXAMEN de LABORATORIO:
6. (0,5 ptos.) Se hace pasar una corriente eléctrica durante 5 minutos a través de 1 L de una disolución de yoduro de
potasio. Transcurrido este tiempo el yodo obtenido en el ánodo se valora una disolución de Na2S2O3 0,05 M, para dar
ión yoduro y Na2S4O6. Sabiendo que 6 mL de la disolución de yodo reaccionan con 5 mL de la disolución de Na2S2O3,
calcular: (a) La molaridad de la disolución de yodo y, (b) la intensidad de corriente que ha pasado por la cuba
electrolítica para obtener esa cantidad de yodo.
→ Semirreacción de oxidación del proceso electrolítico/ ánodo (+):
2I‐
(ac) → I2(ac) + 2e‐
→ Reacción redox para la valoración:
s. reducción: I2(ac) + 2e‐
→ 2I‐
(ac)
s. oxidación: 2S2O3
=
(ac) → S4O6
=
(ac) + 2e‐
I2(ac) + 2S2O3
=
(ac) → 2I‐
(ac) + S4O6
=
(ac)
(a)
))((
))((
1
2
22
3232
2
32
II
OSOS
MV
MV
Imol
OSmoles ==
=
=
; Lmol
Lx
MLx
MI /0208,0
)106(2
)05,0)(105(
3
3
2
== −
−
(b)
22 0208,01
2
Idemol
Fq
Idemol
F
= C
F
C
Fq 4,014.4
1
500.96
0416,0 ==
A
s
C
t
Q
I 381,13
300
4,014.4
===
7. (0,5 ptos.) Justifique el carácter ácido, básico o neutro de las siguientes sales: (a) carbonato de bario y (b) bromuro
de amonio. Escriba los correspondientes procesos ácido‐base y la expresión de la constante de hidrólisis.
(a)
BaCO3(s) + H2O(l) Ba++
(ac) + CO3
=
(ac)
base conjugada del H2CO3
CO3
=
(ac) + H2O(l) HCO3(ac) + OH‐
(ac)
La reacción ácido‐base del ión carbonato origina iones hidroxilo, por tanto el pH será básico
][
]][[
)(
3
3
3 =
−
=
=
CO
OHHCO
COKb
(b)
NH4Br(s) + H2O(l) NH4
+
(ac) + Br‐
(ac)
ácido conjugada del NH3
NH4
+
(ac) + H2O(l) NH3(ac) + H3O+
(ac)
La reacción ácido‐base del ión amonio origina iones hidronio, por tanto el pH será ácido
][
]][[
)(
4
33
4 +
+
+
=
NH
OHNH
NHKa

5. EXAMEN de PROBLEMAS:
1. (1,25 pts.) La presión de vapor del agua a 60 °C sufre una disminución de 0,44 mm de Hg al disolver en ella una
cierta cantidad de glucosa (C6H12O6). Calcular el punto de ebullición de esta disolución así como su presión osmótica a
60 °C. Densidad (disolución) = 1,1 g/mL; Masa molar (glucosa) = 180 g/mol;
Pv (H2O) a 60 °C = 149,44 mm de Hg; Kb(H2O) = 0,512 °C∙Kg/mol.
(a)
→ P(disolución) = x(H2O)∙P°(H2O) = (1 – xglucosa)∙P°(H2O) =P°(H2O) – xglucosa∙P°(H2O)
P°(H2O) – P(disolución) = 0,44 = xglucosa∙P°(H2O); xglucosa = 2,94∙10‐3
Si suponemos 1 mol de mezcla, 2,9∙10‐3
moles son glucosa y, prácticamente, 1 mol es agua.
→ La molalidad será:
m = (2,94∙10‐3
moles)/(18∙10‐3
kg agua) = 0,16 m
→ ∆T = Kb.m = 0,512 °C∙Kg∙mol‐1
∙0,16m = 0,082
Tb = 100,082 °C
(b)
→ La masa de esa disolución es:
(18 g de agua) + (2,94∙10‐3
moles glucosax180 g/mol) = 18 + 0,529 = 18,529 g
→ El volumen de la disolución será:
(18,529 g) / (1,1 g/mL) = 16,84 mL = 16,84∙10‐3
L
→ La molaridad será:
M = (2,94∙10‐3
moles)/(16,84∙10‐3
L) = 0,174M
→ La presión osmótica vendrá dada por:
Π = 0,174M∙0,082∙333K = 4,75 atm

6. 2. (1,25 pts.) En un recipiente cerrado de 20 L se introducen 479 g de pentacloruro de antimonio. Se calienta a 180 °C
y se establece el equilibrio siguiente:
Pentacloruro de antimonio(g) Tricloruro de antimonio(g) + cloro(g)
Sabiendo que Kp tiene un valor de 0,093, calcular: (a) El valor de la constante Kc. (b) El grado de disociación del
pentacloruro de antimonio y, (c) los gramos de tricloruro de antimonio en el equilibrio. Masas atómicas: Antimonio =
121,75 u, Cloro = 35,5 u. R = 0,082 atm.L/K.mol
(a)
SbCl5(g) SbCl3(g) + Cl2(g)
[]o: co ‐ ‐
[]K: co(1‐α) coα coα
→ Determinamos Kc con el valor de Kp:
Kp = Kc(RT)Δn
; Δn = 1; 3
105,2
)453)(082,0(
093,0 −
== xKc
(b)
→ Calculamos co: Lmol
L
moles
L
molg
g
co /08,0
20
60,1
20
/25,299
479
===
En el equilibrio:
α
α
α
α
−
=
−
=== −
1
08,0
1][
]][[
105,2
22
5
233 o
c
c
SbCl
ClSbCl
xK
0,08α2
+ 2,5x10‐3
α ‐ 2,5x10‐3
= 0; α = 0,162 (16,2 %)
(c)
→ m(SbCl3) = (noα)M(SbCl3) = (1,60 mol)(0,162)(228,25 g/mol) = 59,16 g

7. 3. (1,25 pts.) Se prepara una disolución de nitrito de sodio [dioxonitrato (III) de sodio] que contiene 3,45 g de la sal en
100 mL de disolución. Calcular: (a) El pH y el grado de hidrólisis de la sal. (b) Determine el cambio de pH, si a un litro
de la disolución anterior se le añaden 0,40 moles de ácido nitroso. Considerar que no hay variación de volumen.
Ka(ácido nitroso) = 4,6x10‐4
. Masas atómicas: Sodio=23 u, Oxígeno=16 u, Nitrógeno=14 u.
(a)
Disociación de la sal: (Na)+
(NO2)−
(ac) + H2O(l) Na+
(ac) + NO2
−
(ac)
M(NaNO2) = 69 g/mol; [NaNO2]o = ML
mLx
mL
g
mol
xg
50,01000
100
69
1
45,3
=
Equilíbrios y constantes (el anión es la base conjugada del ác. nitroso y se comporta como una base débil):
(a) NO2
−
(ac) + H2O(l) HNO2(ac) + OH−
(ac); 11
4
14
2
2
2
2 1017,2
106,4
101
][
]][[
)(
)( −
−
−
−
−
−
==== x
x
x
NO
OHHNO
HNOK
Kw
NOK
a
b
(b) H2O(l) + H2O(l) H3O+
(ac) + OH−
(ac); 14
3 101]][[ −−+
== xKOHOH w
Aproximaciones: Como: Kb >> Kw (Kb/Kw = 2170); consideramos que todos los iones hidroxilo provienen del equilibrio de
disociación del anión:
NO2
−
(ac) + H2O(l) HNO2(ac) + OH−
(ac)
cK: co(1‐α) coα coα
2
22
11
2 5,0
1
)5,0(
1
1017,2)( α
α
α
α
α
≈
−
=
−
== −− o
b
c
xNOK ; ==
−
5,0
1017,2 11
x
α 6,6x10‐6
Lmolx
x
x
OH
K
OH w
/100,3
)106,6)(5,0(
101
][
][ 9
6
14
3
−
−
−
−
+
=== ; pH = ‐log[H3O+
] = 8,52
(b)
Al adicionar ácido nitroso a la disolución de nitrito de sodio, se forma una disolución reguladora. La adición de HNO2 revierte el
equilibrio de disociación del NO2
−
a la izquierda. Además, la presencia del anión NO2
−
hace que el equilibrio de disociación del ácido
esté muy poco desplazado hacia los productos.
Equilíbrios: HNO2 (ac) + H2O(l) NO2
−
(ac) + H3O+
(ac)
NO2
−
(ac) + H2O(l) HNO2(ac) + OH−
(ac)
Por tanto, podemos hacer la aproximación:
[HNO2]o = [HNO2]K = 0,40 M y [NO2
−
]o = [NO2
−
]K = 0,50 M
Con la ecuación de Ka determinamos el pH:
4
2
23
106,4
][
]][[ −
−+
== x
HNO
NOOH
Ka
; MxxOH 44
3 1068,3
50,0
40,0
106,4][ −−+
==
pH = ‐log[H3O+
]= 3,43
ΔpH = 8,52 – 3,43 = 5,09

8. 4. (1,25 pts.) Calcular la cantidad de cloruro de plata que se puede disolver en 100 mL de amoniaco 1,0 M. Kps (cloruro
de plata) = 1,7∙10‐10
; Kf (ion complejo diaminplata) = 1,6∙107
. Masa molar (cloruro de plata) = 143,5 g/mol
→ Equilibrios:
AgCl(s) + H2O(l) Ag+
(ac) + Cl-
(ac)
[]K x
Ag+
(ac) + 2NH3(ac) Ag(NH3)2
+
(ac)
[]o 1,0
[]K 1,0 – 2x x
Llamamos x a la solubilidad del AgCl, y considerando que todo el ión plata está en forma de complejo diaminplata (Kf es muy
grande):
x = [Cl‐
]K = [Ag(NH3)2
+
]K
→ Ecuaciones:
Kps = 1,7∙10‐10
= [Ag+
][Cl‐
] = [Ag+
].(x)
2
7
2
3
23
)21]([
106,1
]][[
])([
xAg
x
x
NHAg
NHAg
Kf
−
=== ++
+
→ Multiplicando ambas constantes:
(1,7∙10‐10
)(1,6x107
) = [Ag+
].(x) ⎟
⎠
⎞
⎜
⎝
⎛
−+ 2
)21]([ xAg
x ;
2
2
3
)21(
107,2
x
x
x
−
=−
Haciendo la raíz cuadrada:
x
x
x
21
102,5 2
−
=− ; x = 0,047 M
→ Por tanto, en 1L de disolución de amoniaco se pueden disolver 0,047 moles de AgCl, y en 100 mL se disolverán 0,0047 moles.
mAgCl = (0,0047 moles)(143,5 g/mol) = 0,67 g
Se disolverán 0,67 g de AgCl en 100 mL de amoniaco 1,0 M