Estequiometría

OPCIÓN A
PROBLEMA 1.- Dadas las entalpías estándar de combustión del hexano líquido, C6H14 (l), C (s) y
H2 (g), calcula:
a) La entalpía de formación del hexano líquido a 25 ºC.
b) El número de moles de H2 (g) consumidos en la formación de cierta cantidad de C6H14
(l), si en la citada reacción se han liberado 30 kJ.
DATOS: ∆Hºc (kJ · mol–1): C6H14 (l) = – 4.192,0; C (s) = – 393,1; H2 (g) =– 285,8. El agua siempre es
líquida.
Solución:
Las reacciones de combustión del C6H14 (l), C (s) y H2 (g), con sus respectivas entalpías son:
19
C6H14 (l) +
O2 (g) → 6 CO2 (g) + 7 H2O (l)
∆Hoc = − 4.192,0 kJ · mol−1;
2
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
∆Hoc = −393,1 kJ · mol−1;
1
H2 (g) +
O2 (g) → H2O (l)
∆Hoc = −285,8 kJ · mol−1;
2
Multiplicando la ecuación de combustión del C por 6, la delH por 7, incluida sus entalpías,
invirtiendo la ecuación de combustión del C6H14, cambiando el signo a su entalpía, y sumándolas, ley de
Hess, se obtiene la ecuación de síntesis del hexano líquido con el valor de su entalpía:
19
6 CO2 (g) + 7 H2O (l) → C6H14 (l) +
O2 (g)
∆Hoc = 4.192,0 kJ · mol−1;
2
6 C (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g)
∆Hoc = − 2.358,6 kJ · mol−1;
7
7 H2 (g) +
O2 (g) → 7H2O (l)
∆Hoc = − 2.000,6 kJ · mol−1;
2
∆Hof = − 167,2 kJ · mol−1;
6 C (s) + 7 H2 (g) → C6H14 (l)
b) Si al desprenderse 167,2 kJ se consumen 7 moles de H2 (g), cuando se desprenden 30 kJ se
1 mol
han consumido: 30 kJ · 7 moles ·
= 1,256 moles.
167,2 kJ
Resultado: a) ∆Hof = − 167,2 kJ · mol−1; b) 1,256 moles.
CUESTIÓN 2.- Dada la pila, a 298 K; Pt, H2 (1 bar)│H+ 1 M ││ Cu2+ 1 M│ Cu (s).Indica,
razonadamente, si son verdaderas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones:
a) El potencias estándar de la pila es ∆Eº = + 0,34 V.
b) El electrodo de hidrógeno actúa como cátodo.
c) El ión Cu2+ tiene más tendencia a captar electrones que el ión H+.
d) En la pila, el hidrógeno sufre una oxidación.
Solución:
a) Verdadera. El potencial de una pila se determina restando alpotencial estándar del cátodo el
del ánodo, es decir, Eºpila = Eºcátodo – Eºánodo, y al ser el potencial estándar de reducción del electrodo de
hidrógeno, ánodo, cero y el del cobre, cátodo, 0,34 V se comprueba que: Eºpila = 0,34 V – 0 V = 0,34 V.
b) Falsa. En toda pila electroquímica, el cátodo es el electrodo cuyo potencial estándar de
reducción es el de valor más positivo o menos negativo, ycomo el potencial estándar de reducción del
electrodo de hidrógeno es 0 V, este electrodo actúa de ánodo.
c) Verdadera. Mientras más positivo o menos negativo sea potencial estándar de reducción de un
par, mayor es el carácter oxidante de su especie oxidada, es decir, mayor es la tendencia de dicha especie
a aceptar electrones, y como el potencial estándar de reducción del par H+/H2 es 0 V y eldel par Cu2+/Cu
es 0,34 V, se comprende que la especie Cu2+ tenga mayor tendencia a aceptar electrones que la especie
H+.
d) Verdadera. La semirreación que se produce en el ánodo es la oxidación del hidrógeno:

H2 (g) – 2 e– → 2 H+ (ac).
PROBLEMA 2.- Se preparan 200 mL de una disolución acuosa de ácido yódico, HIO3, que contiene
1,759 g de dicho compuesto. El pH de ésta disolución es1,395.
a) Calcula la constante de acidez, Ka, del ácido yódico.
b) Si a 20 mL de la disolución de ácido yódico se le añaden 10 mL de una disolución de
hidróxido sódico 0,1 M, razona si la disolución resultante será ácida, básica o neutra.
DATOAS: Ar (H) = 1 u; Ar (O) = 16 u; Ar (I) = 126,9 u.
Solución:
a) Los moles de ácido contenidos en los 200 mL de disolución son: n =

1,759 g
175,9 g ⋅mol −1

= 0,01

0,01 moles
= 0,05 M.
0,2 L
Si el pH de la disolución 1,395, la concentración de iones oxonios es: [H3O+] = 10–pH = 10–1,395 =
0,605
10
· 10–2 = 4,027 · 10–2 M, siendo las concentraciones de las distintas especies en el equilibrio:

mole, siendo la concentración de la disolución M =

HIO3 (ac) + H2O (l) ⇆ IO3– (ac) + H3O+ (ac)
Concentración inicial:
0,05
0
0...