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QUI II Seminario 9
QUÍMICA DE LOS OTROS NO METALES
Objetivos
Para cada grupo conocer:
 Los elementos que lo componen y los compuestos que forman.
 La periodicidad química en las propiedades físicas.
 Reacciones importantes.
 Usos de los elementos y de sus compuestos.
Preguntas
1. ¿Por qué el boro y el silicio son sorprendentemente similares?
2. ¿Cómo varía la acidez de los oxoácidos de los grupos V, VI, VII y VIII (15,16, 17
y 18) según el número de oxidación del no metal?
3. a)Describí la estructura y las propiedades de los óxidos y oxoácidos del nitrógeno
y del fósforo, B) indicar las fuentes naturales de nitrógeno y fósforo y al menos
dos usos de cada uno.
4. a) Ordenar los elementos P, O, As y S en orden de electronegatividad creciente.
b) Ordenar los elementos Br, O, F y S en orden de radio atómico creciente.
5. a) Caracterizar los elementos del Grupo VI A (16) con respecto a su color y
estado físico en condiciones normales, b) estos elementos, excepto oxígeno,
pueden exhibir estados de oxidación que van desde –2 hasta +6, pero no –3 ó +7
¿Porqué? c) Azufre, selenio y teluro son capaces de formar compuestos
hexacoordinados tales como SF6. Dar dos razones de porqué el oxígeno no
puede ser el átomo central en tales moléculas hexacoordinadas.
6. Explicar porqué el SO2 puede actuar como agente reductor, pero el SO3 no.
7. Explicar la baja reactividad de los gases nobles y el hecho de que la facilidad de
formación de compuestos aumenta al descender en el grupo. Justificar el
aumento del carácter metálico al descender en los grupos en la tabla periódica.
8. ¿Qué son los metaloides o semimetales? ¿Qué propiedad característica poseen?
Problemas
1. a) Compare las hibridaciones y las estructuras del carbono en el diamante y
grafito. ¿Cómo explican estas estructuras las propiedades físicas de los dos
alótropos?, b) Explique porqué no existe un compuesto del Si con estructura
análoga a la del grafito.
2. Escriba la fórmula de: a) ácido bórico, b) alúmina, c) bórax.
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3. El carbonato de sodio generalmente se encuentra decahidratado,
Na2CO3.10H2O. ¿Qué masa de este sólido debería usarse para preparar 250 ml
de solución de Na2CO3 0,100 M?
R: 7,15 g
4. a) Escriba la estructura de Lewis del ácido bórico y del trifluoruro de boro, b)
predecir la geometría molecular de esas dos moléculas, c) ¿qué tipo de
hibridación puede asignarse al átomo de B en esos compuestos?
R: b) triangular plana, c) sp2
5. Escribir las ecuaciones para las reacciones de: a) flúor y agua, b) dióxido de
azufre y agua, c) dióxido de azufre y oxígeno, usando pentóxido de vanadio
como catalizador, d) pentacloruro de fósforo y agua.
6. El hexafluoruro de xenón reacciona con agua para producir trióxido de xenón y
ácido fluorhídrico. Escribir la ecuación química balanceada para la reacción.
7. Escribir la estructura de Lewis para el XeO3. ¿Cuál es la hibridación del átomo de
Xe en la molécula?
R: sp3
8. Si estuvieras titulando una solución acuosa de H2S 0,1 M con NaOH 0,1 M, ¿a
qué pH tendrías una solución 0,050 M de NaSH? K1H2S =1,0.10-7,K2H2S=1,3.10-13.
R: pH = 9,85
9. Completar y balancear las siguientes ecuaciones:
a) Na2SO3 + HCl
b) S2O32- + I2
c) S2- + CrO42- Cr(OH)4- + S
11.a) El H3PO4 es un ácido triprótico pero el H3PO3no, explique esta observación en
base a la estructura de Lewis. b) explique por qué el H3AsO4 es un agente
oxidante más fuerte que H3PO4
12.Escribir las estructuras de Lewis para: a) ión ortosilicato, b) ión pirosilicato.
13. Explicar por qué las soluciones de cianuro deben ser guardadas a pH básico.
Escribir la ecuación para la acidificación de solución acuosa de cianuro de potasio.
Problemas adicionales
1. Balancee cada ecuación y clasifique la reacción como ácido-base de Brönsted,
ácido-base de Lewis o redox:
KClO3(s)  KCl (s) + O2 (g)
CaF2 (s) + H2SO4 (conc.)  Ca(HSO4)2 (ac) + HF (g)
OF2 (g) + OH- (ac)  O2 (g) + F- (ac) + H2O (l)
H2S (g) + O2 (g)  SO2 (g) + H2O (l)
2. Suponé que se titulan 25 ml de una solución acuosa de I 2 con Na2S2O3(ac) 0,1 N,
usando almidón como indicador. El color azul del complejo almidón-yodo
desaparece cuando han sido agregados 28,45 ml de solución de tiosulfato, ¿cuál
es la concentración original de la solución de I2?, b) Explicá porqué el I2 es
mucho más soluble en una solución de KI que en agua pura.
R: 0,057 M
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3. La concentración de iones Cl- puede ser medida gravimétricamente por
precipitación de cloruro de plata, con nitrato de plata como reactivo precipitante
en presencia de ácido nítrico diluido. El precipitado blanco se filtra y se determina
su masa. a) Calcular la concentración de ion Cl- en 25,00 ml de una solución que
produce una masa de precipitado de cloruro de plata de 3,050 g, b) ¿Porqué el
método es inapropiado para determinar la concentración de ion fluoruro?
R: 0,85 M
4. La formación de un precipitado de sulfato de plomo (Kps = 1,6.10 -8) puede ser
utilizada para detectar la presencia del ión plomo en solución. a) Calcular la
cantidad de sulfato de plomo que se formará cuando 1,0 ml de Na 2SO4 0,10 M se
agrega a 10,0 ml de solución de Pb(NO3)2, provocando su precipitación
cuantitativa. b) Calcular la concentración de ión Pb2+ en el equilibrio.
R: a) 0,030 g, b) 1,8.10-6 M
5. Entre los varios métodos para remover SO2 de los gases de chimenea son a)
pasar el gas a través de agua de cal (suspensión de hidróxido de calcio) y b)
pasar el gas sobre óxido de Mg. Escribir las ecuaciones para cada reacción.