Cuaderno adicionales, Apuntes de Química

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Departamento de Química Inorgánica

Problemas y cuestiones

adicionales de Química

Grado de Biotecnología

Grupo A

Elisa Llopis

Curso 2015-

Índice Estructura atómica .................................................................................................................................................................... 2 Propiedades periódicas ............................................................................................................................................................. 3 Geometría molecular y enlace .................................................................................................................................................. 4 Fuerzas intermoleculares y sólidos iónicos............................................................................................................................... 6 Termoquímica y equilibrio ....................................................................................................................................................... 7 Disoluciones ........................................................................................................................................................................... 10 Ácido-Base ............................................................................................................................................................................. 11 Oxidación reducción ............................................................................................................................................................... 12 Compuestos de coordinación .................................................................................................................................................. 13 Cinética ................................................................................................................................................................................... 14 Respuestas numéricas ............................................................................................................................................................. 16

Instrucciones Esta colección de problemas debe resolverse de forma manuscrita (no a lápiz) e incluyendo los enunciados completos (manuscritos o pegados). La numeración será correlativa e incluirá el hueco correspondiente a todos los problemas no resueltos. El desarrollo de cada problema debe ser comprensible y se evitarán las abreviaturas. La colección debe entregarse “físicamente”, no escaneada ni fotocopiada, antes del dia 15 de Enero de 2016. El incumplimiento de las instrucciones incluye una penalización en la puntuación otorgada.

1. Estructura atómica

1.1. ¿Qué orbitales describen las siguientes combinaciones de números cuánticos? ¿Son todas ellas soluciones permitidas de la ecuación de Schrödinger?

n l m 5 3 - 3 2 0 4 4 2 2 1 - 1 0 - ½

1.2. Para los átomos polielectrónicos, ¿cuales de las siguientes afirmaciones son correctas?: a) Los orbitales 3s y 3p tienen la misma energía; b) Los 2p y 3p tienen igual forma c) El orbital 3p tiene mayor tamaño que 2p d) El 2p no tiene planos nodales e) Hay tres orientaciones para los orbitales 2p que están degeneradas

1.3. Si se tienen átomos con los números atómicos siguientes 73, 14, 30, 51. ¿Los átomos de dichos elementos son diamagnéticos o paramagnéticos?

1.4. Cuando un electrón efectúa una transición entre los niveles de energía del átomo de hidrógeno, no hay restricciones en los valores inicial y final del número cuántico principal n. No obstante, hay una regla en mecánica cuántica que restringe los valores inicial y final del momento angular del orbital l. Ésta se denomina regla de

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donde Z* se calcula con las reglas de Slater y r es el radio atómico (en Å). Utilizando los radios para As y Br, 1.24 y 1.14 Å respectivamente, calcula las electronegatividades de As y Br.

3. Geometría molecular y enlace

3.1. (a)Escribe estructuras de Lewis aceptables y asigna cargas formales para las siguientes moléculas. En caso de resonancia, escribe todas las estructuras. (i) N3- (iii) OCN - (ii) NO 2 Cl (iv) CNO - (b) ¿Que hibridación utilizará el átomo central en cada caso? (c) Plantea un esquema de enlace-valencia razonable para la molécula NO 2 Cl.

3.2. La molécula de monóxido de dinitrógeno es lineal y presenta momento dipolar permanente. En base a esta evidencia experimental: a) Escribe la estructura de Lewis y justificala. b) Indica si pueden existir otras formas resonantes de importancia. c) Indica la hibridación utilizada en el átomo central para el enlace y describe la formación del enlace múltiple.

3.3. Indica el tipo de hibridación que utiliza el átomo central en las siguientes moléculas: NF 3 , BrF 3 , BrF 5 , ICl 2+ , ICl 4 −, XeOF 4 , XeO 3.

3.4. Especifique qué orbitales híbridos utiliza cada carbono en las siguientes moléculas: C 2 H 6 , H 3 C-CH=CH 2 , CH 3 CH=O, CO 2 , CN -.

3.5. ¿Es correcto decir que cuando una molécula diatómica pierde un electrón la energía de enlace siempre disminuye; es decir, que el enlace siempre se hace más débil? Explícalo.

3.6. Justifica de acuerdo con los diagramas de OM considerados en este tema que no es posible encontrar situaciones con un orden de enlace mayor que 3.

3.7. El dibujo que te dan corresponde a la imagen computerizada de un orbital molecular, que suele dibujarse por la proyección sobre el plano. Analiza dicha imagen e indica razonadamente de qué tipo de orbital se trata (sigma o pi, enlazante o antienlazante) :

3.10. Representa la configuración electrónica de los orbitales moleculares de (a) B 2+, (b) Li2+, (c) N 2+, (d) Ne 2+. En cada caso, indique si la adición de un electrón al ión incrementaría o disminuiría el orden de enlace de las especies.

3.11. Si asumimos que los diagramas de niveles de energía para las moléculas diatómicas homonucleares se pueden aplicar, con ligeras modificaciones, a las moléculas e iones diatómicos heteronucleares, predice el orden de enlace y el comportamiento magnético de (a) CO +, (b) NO - , (c) OF+ , (d) NeF+.

3.12. Considera los orbitales moleculares de la molécula de P 2. Asume que los OMs diatómicos del tercer periodo de la tabla periódica son análogos a los del segundo periodo. (a) ¿Cuáles de los orbitales atómicos de valencia del P se utilizan para construir los OMs de P 2? (b) ¿Esperas que la molécula de P 2 sea diamagnética o paramagnética? Explica tu respuesta.

3.13. La molécula de bromuro de yodo, IBr, es un compuesto interhalógeno. Supón que los orbitales moleculares del IBr son análogos a la molécula diatómica homonuclear F 2. (a) ¿Cuáles de los orbitales atómicos de valencia de I y de Br se utilizan para construir los OMs del IBr? (b) ¿Cual es el orden de enlace de la molécula de IBr?

3.14. La molécula diatómica HO existe en fase gaseosa. Se han medido su longitud de

enlace y su energia de enlace, que resultan ser 97.0 pm y 101.5 Kcal mol respectivamente. El número atómico del hidrógeno es 1 y el del oxígeno 8. Usando la teoria de orbitales moleculares, responde a las siguientes cuestiones: (a) Indica qué orbitales atómicos constituyen el conjunto base. (b) Elige el sistema de coordenadas e indica cuales de los orbitales dan un solapamiento efectivo. (c) Completa el siguiente diagrama para el HO. Sitúa los electrones en los niveles de energía adecuados.

En erg ia 1s

2 px 2 py 2 pz

2s

1s

O.A. del

h idró g en o

O.M. d e

HO

O.A. del o xíg en o

(d) ¿Cual es el orden de enlace en el HO? (e) ¿El orden de enlace para HO+ es igual, mayor o menor que para HO? ¿Por qué?

4. Fuerzas intermoleculares y sólidos iónicos

4.1. El metano sólido, CH 4 , cristaliza en una red cúbica centrada en el cuerpo, con una densidad de 0.415 g cm-3. Si se admite que la molécula de metano es esférica, ¿cual es su radio efectivo?

4.2. El potasio y el calcio son vecinos en la Tabla Periódica. A temperatura ambiente, el potasio tiene una estructura cristalina cúbica centrada en el cuerpo, mientras que el calcio la tiene cúbica centrada en las caras. Los estudios de rayos X muestran que la arista de la celda unidad en el potasio mide 4.75 Å y en el calcio 4.92 Å. Calcula los radios atómicos de ambos elementos.

4.3. Supóngase que átomos X de radio 2.00x10 -8 cm, cristalizan en una estructura cúbica simple. Si los átomos pueden considerarse como esferas rígidas en contacto, ¿qué volumen se necesita para acomodar el número de Avogadro de átomos X?

4.4. El Nitrógeno puede reaccionar con hierro para formar el sólido Fe 4 N. Este compuesto tiene una celda unidad cúbica centrada en las caras para los átomos de Fe con el N en un hueco octaédrico en el centro de la celda unidad. (a)Dibuja la celda unidad e identifica claramente las posiciones de Fe y N. (b) Si el Fe 4 N tiene una densidad de 9.69 g/cm 3 , calcula la arista de la celda unidad cúbica en Angstroms (Å). (c) Usa la respuesta anterior para calcular la distancia más corta Fe-N (centro de átomo a centro de átomo).

4.5. Construya un ciclo de Born-Haber para la formación del compuesto hipotético NaCl 2 , en donde el ión sodio tiene una carga 2+ (la segunda energía de ionización para el sodio es 4562 kJ/mol). (a) ¿Qué tan grande tendría que ser la energía de red para que la formación del NaCl 2 fuera exotérmica? (b) Si estimáramos la energía de red del NaCl 2 como aproximadamente igual a la de MgCl 2 (-2326 kJ/mol), ¿qué valor obtendría para la energía de formación estándar del NaCl 2? Datos:F 0 4 4H sub(Na)=100 kJ mol -1 ;F 0 4 4HD(Cl 2 )= 242 kJ mol-1 ;F 0 4 4HI1 (Na)= 494 kJ mol-1 ; EA(Cl) = -349 kJ mol -.

4.6. En el número de Journal of Celestial Chemistry publicado el 4 de Enero de 2002 se destacaba la aparición de un nuevo elemento pesado llamado Querio (Q) en fragmentos de un meteorito originario de fuera dl sistema solar. A partir de los datos medidos que se dan a continuación, estima la energía reticular y predice qué óxido (Q 2 O, QO o Q 2 O 3 ) se formará si el Querio arde en exceso de oxígeno.

4.7. El talio presenta dos estados de oxidación estables. Usa la ecuación de Kapustinskii para calcular las energías reticulares de TlF y TlF 3. Predice la estabilidad relativa F 0 4 4( Hº f) de estos compuestos. Datos: F 2 (g)F 0 A E 2F(g) 154 KJ mol - F(g) + 1e - F 0 A E 2F- (g) -322 KJ mol - I 1 =589.3, I 2 =1971, I 3 =2877 KJ mol-

3+=95, r +=164, r -=136 pm.

r Tl Tl F

4.8. La sustitución del flúor por otro halógeno es un proceso importante, especialmente en la obtención de compuestos de flúor. CalculaF 0 4 4Hº R para la siguiente reacción a partir de los datos que se adjuntan e indica si la sustitución del flúor en KF por cloro es favorable: AgCl + KFF 0 A E AgF + KCl Datos: r - =136 pm; r - =181 pm; r + =126 pm; r + =133 pm.

F Cl Ag K

4.9. La inestabilidad de los estados de oxidación intermedios de los metales de transición está con frecuencia asociada con reacciones de dismutación del tipo: 3 MX 2 (s) F 0 A E 2 MX 3 (s) + M (s) F 0 4 4HºR Se ha observado que el estado de oxidación intermedio se estabiliza a medida que

aumenta el tamaño del ión compuestos TiF 2 y TiI 2.

X-. Com prueba s i esta afirmación es cierta para los

Datos: Ti2+

Ti3+ F- I-

Radios iónicos(Å)

Energía de ionización(Ti) F 0 4 4Hsub (Ti) = 112 Kcal mol-.

157 313 633 (Kcal mol -1 )

5. Termoquímica y equilibrio

5.1. Estima la entalpía de reacción de la isomerización del dimetileter en etanol a partir de las energías de enlace:

CH 3 OCH 3 F 0A E CH 3 CH 2 OH

Las energías de enlace para los enlaces C-C; O-H; C-H y C-O son 348, 463, 413 y 360 kJ/mol

5.2. Los cohetes que propulsan la lanzadera espacial fuera de la Tierra, utilizan combustibles sólidos para reducir el tamaño. La reacción es: Fe 2 O 3 ( s )

2 Al ( s ) F 02 B 2 NH 4 ClO 4 ( s ) F 0B EF 0B EF 0B EF 0B EF 0B EF 0A E Al 2 O 3 ( s ) F 02 B 2 HCl ( g ) F 02 B 2 NO

( g ) F 02 B 3 H 2 O ( g )

calcula su entalpía sabiendo que las entalpías de formación de Al 2 O 3 , NO, HCl, H 2 O y NH 4 ClO 4 son -1669, +90.25, -92.31, -242 y -295.31 kJ/mol respectivamente.

5.3. Calcula la variación de la energía interna de la reacción que se indica, si la variación de la entalpía a 25ºC vale 563 kJ mol -1 : 2CO(g) + O 2 (g) ⇄ 2CO 2 (g).

2 Fe O (s) + 3 C(grafito) ⇄ 4 Fe(s)

• 3 CO

(g)

2 3 2 b) La reacción ¿es espontánea a 25ºC? ¿será espontánea a altas temperaturas? c) Suponiendo que ΔHº y ΔSº no varían con la temperatura, calcula a qué temperatura la reacción pasará de no espontánea a espontánea.

5.6. Una mezcla de 0.10 mol de NO, 0.050 mol de H 2 y 0.10 mol de H 2 O se coloca en un recipiente de 1.0 L a 300 K. Se establece el siguiente equilibrio: 2 NO(g) + 2 H 2 (g) ⇄ N 2 (g) + 2 H 2 O(g) En el equilibrio [NO] = 0.062 M. (a) Calcula las concentraciones de equilibrio de H 2 , N 2 y H 2 O. (b) Calcula Kc.

5.7. Una mezcla de 0.2000 mol de CO 2 , 0.1000 mol de H 2 y 0.1600 mol de H 2 O se coloca en un recipiente de 2.000 L. A continuación se establece el equilibrio a 500 K:

CO 2 (g) + H 2 (g) ⇄ CO(g) + H 2 O(g) (a) Calcula las presiones parciales iniciales del CO 2 , H 2 y H 2 O. (b) En el equilibrio PH2O=3.51 atm. Calcula las presiones parciales de equilibrio de CO 2 , H 2 y CO. (c) Calcula K p para la reacción. 5.8. Para el equilibrio: COCl 2 (g) ⇄ CO (g) + Cl 2 (g) Kp = 2.25 atm a 350ºC. Un recipiente vacío de 2 litros de capacidad se llena con COCl 2 (g) a 25ºC y 750 mmHg. Se cierra el recipiente y se calienta a 350ºC. Calcula: a) La presión parcial de cada gas a 350ºC. b) Los moles de cada especie en el equilibrio.

5.9. A 80°C, Kc = 1.87·10 -3 para la reacción: PH 3 BCl 3 (s) ⇄ PH 3 (g) + BCl 3 (g) (a) Calcula las concentraciones de equilibrio de PH 3 si se coloca una muestra de PH 3 BCl 3 sólido en recipiente cerrado y se descompone hasta que se alcanza el equilibrio. (b) Si el matraz tiene un volumen de 0.500 L, ¿Cuál es la masa mínima de PH 3 BCl 3 (s) que se debe adicionar al matraz para alcanzar el equilibrio?

5.10. A 2300 K la constante de equilibrio para la formación de NO (g) es de 1,7·10 -. N 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2 NO(g) ΔH= 180,8 kJ a) Si un análisis indica que las concentraciones de N 2 y O 2 son ambas de 0,25 M y la de NO es de 0,0042 M a una temperatura de 2300 K, ¿se encuentra en equilibrio el sistema en ese instante? b) Si el sistema no está en equilibrio, ¿en qué sentido se producirá la reacción? c) Cuando el sistema alcance el equilibrio, ¿cuáles serán las concentraciones de los tres gases? d) Si una vez alcanzado el equilibrio se produjera: 1. un aumento en la temperatura y 2. un aumento en el volumen, ¿hacia dónde se desplazaría el sistema netamente para alcanzar de nuevo el estado de equilibrio?

5.11. Una mezcla de H 2 , S y H 2 S está contenida en un recipiente de 1.0 L a 90°C hasta que se alcanza el equilibrio siguiente: H 2 (g) + S(s) ⇄ H 2 S(g) En el equilibrio la mezcla contiene 0.46 g de H 2 S y 0.40 g de H 2 (a) Escriba le

Con los siguientes datos, calcule la constante de equilibrio (tanto Kp como Kc) para cada temperatura e indique si la reacción es endotérmica ó exotérmica.

5.15. Cuando la glucosa y la fructosa se disuelven en agua, se establece el siguiente equilibrio: FructosaF 0 4 4Glucosa Un químico preparó una solución 0,244 M de fructosa a 25 ºC y encontró que en el equilibrio la concentración disminuye a 0,113 M. a) Determine la constante de equilibrio de la reacción, b) ¿Qué porcentaje de fructosa se transformó en glucosa en el equilibrio?

Temperatura , ºC

[A] [B]

7. Ácido-Base

7.1. Se valora una disolución acuosa de ácido acético (K a=1.8x10-5 ) con NaOH. a) Calcula la concentración del ácido sabiendo que 25 mL han necesitado 20 mL de hidróxido 0,10 M para alcanzar el punto de equivalencia. b) Calcula el pH de la disolución resultante en ese momento.

7.2. Se tiene una muestra de hidróxido de sodio comercial que contiene impurezas de cloruro de sodio. Para saber la pureza de esa muestra se toma 1,00 g de ella y se valora con ácido clorhídrico 1,00 M, gastándose 14,4 mL. Calcula la riqueza de la muestra en NaOH.

7.3. Las aspirinas para adultos contienen, habitualmente, 500 mg de ácido acetilsalicílico. Cuando se disuelve una pastilla de aspirina en agua hasta un volumen de 100 mL, se observa que se consumen 27.8 mL de una disolución de hidróxido de potasio 0.1M para valorarla. Con estos datos, calcula: a) el peso molecular de la aspirina. b) el pH en el punto de equivalencia. c) Cual sería el pH de la disolución si, una vez alcanzado el punto de equivalencia, se añadieran a la disolución 10 mL de KOH 0.5M. (Ka = 3.3x10-4 )

7.4. Se disolvieron 0,253 g de NaOH en suficiente agua destilada y se enrasó a un volumen desconocido. Para neutralizar 10 ml de esta solución se necesitaron 15,5 ml de una solución 0,15 M de HCl. Determina la concentración de la solución de NaOH.

7.5. Se preparó un tampón añadiendo 0.60 moles de HC 2 H 3 O 2 y 2.0 moles de NaC 2 H 3 O 2 al agua necesaria para hacer 1.0 dm 3 de disolución. ¿Cuál será el pH de dicho tampón? (Ka = 1.8 x 10-5 )

7.6. ¿Cual es el pH de una disolución preparada por adición de 15.0 g de NaHCO 3 y 15.0 g de Na 2 CO 3 al agua suficiente para conseguir 0.250 dm 3 de disolución? (Ka = 5.6 x 10 -11).

7.7. Se preparó un tampón que es 0.200 M en HC 2 H 3 O 2 y 0.150 M en NaC 2 H 3 O 2. Si a 125 mL de este tapón se le añaden 0.005 moles de NaOH, ¿cuál será el pH final? (K a = 1.8 x 10-5 )

7.8. Un tampón se preparó añadiendo 0.200 moles de NH 4 Br y 0.075 moles de NH 3 al agua suficiente para conseguir 1 L de disolución. Si se añaden 0.015 moles de HCl a dicha disolución ¿cual será el pH? Ka = 5.6 x 10-.

7.9. Se preparó una disolución tampón disolviendo 0.050 moles de ácido fórmico (Ka=1.77x10 -4 ) y 0.060 moles de formiato sódico en suficiente agua para preparar 1 L de disolución. (a) Calcula el pH de la disolución. (b) Si esta disolución se diluyese a 10 veces su volumen ¿cuál sería el pH?. (c) Si la disolución resultante en (b) se diluyese de nuevo a 10 veces su volumen ¿Cuál sería el pH?.

7.10. ¿Cuántos gramos de NaOH deben agregarse a 1L de de H 3 BO 3 0.010M para preparar una disolución amortiguadora de pH=10.10? El H 3 BO 3 es un ácido monoprótico con Ka=5.8x10-.

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7.11. Se valoran 50 mL de CH 3 NH 2 (ac) 0.25M (K b =3.6x10-4 ) con HCl(ac) 0.35M. (a) ¿Cuál es el pH antes de comenzar la valoración? (b) ¿Cuál es el pH después de añadir 15 mL de HCl 0.35M? (c) ¿Qué volumen de HCl se necesita añadir para alcanzar el punto de semi-equivalencia? (d) ¿Cuál es el pH en el punto de semi- equivalencia? (e) ¿Qué volumen de HCl se necesita añadir para alcanzar el punto de equivalencia? (f) ¿Cuál es el pH en el punto de equivalencia?

8. Oxidación reducción

8.1. Calcula Eº(NiO 2 /Ni 2+) a partir del siguiente diagrama de Latimer: NiO 2 Ni2+ -0.26 Ni | 0.715 | ¿Será estable el NiO 2 en medio acuoso a pH ácido o se reducirá? Datos: H 3 O + + eF 0 A E - H 2 O + 1/2 H 2 EºA = 0.00 V H 2 OF 0 A E1/2 O 2 + 2 H + + 2 e - EºA = 1.23 V

8.2. Calcula el potencial del proceso: MnO 2 (s) + 4 H + + 2e-F 0 A EMn2+ + 2 H 2 O, para una concentración de Mn 2+ 0.1 M y un pH=5.0. Eo (MnO 2 /Mn2+)= +1.23 V.

8.3. Sea la pila galvánica Fe/Fe 2+(1 M)// Cr 3+(?M)/Cr 2+(?M)/Pt. Calcular la relación entre las concentraciones de Cr3+/Cr 2+, si el potencial es 0.1 V. Datos: E o (Cr 3+/Cr 2+)= - 0.41 V; Eo (Fe 2+/Fe)= -0.44 V.

8.4. La constante de equilibrio para la reacción Sn 2+ + 2 Hg 2+ ⇄ Hg 22+ + Sn 4+ es de

5x10 25. Calcular: a) la f.e.m. de la pila si las concentraciones de todas las especies son 1M y b) sabiendo que Eo (Sn 4+/Sn 2+)= +0.15 V, calcular el potencial normal de reducción para la reacción 2 Hg 2+ +2e - F 0A E Hg 22+.

8.5. Se construye una pila en la que una de las semipilas la forma un electrodo de plata sumergido en una disolución de Ag + 1 M y la otra un electrodo de plata en una disolución de Ag+ 10 -2 M. Calcular el potencial de la misma si el potencial normal E o(Ag + /Ag) es +0.80 V.

8.6. Calcular el potencial de los siguientes procesos, indicando la espontaneidad de los mismos: a) Co 2+ + Mg(s)F 0 A ECo(s) + Mg 2+ b) 2 MnO4- + 10 Cl - + 16 H+F 0 A E2 Mn 2+ + 5 Cl 2 + 4 H 2 O c) 4 Fe3+ + H 2 OF 0 A E 4 Fe 2+ + O 2 + 4 H+ d) 2 Fe2+ + I 2 F 0 A E2 Fe3+ + 2 I - sabiendo que, Eo (Co 2+/Co)= -0.28; (Mg2+ /Mg)= -2.37 ; (MnO4- /Mn 2+)= +1.52; (Cl 2 / Cl- )= +1.36; (Fe 3+/Fe2+)= +0.77; (I 2 /I - )= +0.53; (O 2 /H 2 O)= +1.23 V.

8.7. Calcular el potencial de los procesos dados en el ejercicio anterior a) y b) para: a)[Co2+ ]=0.1, [Mg2+ ]=10-3 ; b)[MnO 4- ]=0.2, [Cl - ]=1, [Mn 2+]=0.5, pH=2.

8.8. El potencial de la pila Pt/H 2 /H+(?M)//Cu2+(0.02 M)/Cu es 0.467 v. Calcular el pH de la disolución desconocida si Eo (Cu 2+/Cu) es +0.34 V.

9.2. Para un ión complejo, ¿Cuál de estas estructuras generales puede presentar isomería cis y trans? ¿por qué?: (a) tetraédrica; (b) plano-cuadrada; (c) lineal.

9.3. Deduce el número y el tipo de estereoisómeros existentes para: a) Complejos con índice de coordinación 2 y 3. b) Complejos MA 2 B 2 tetraédricos y plano-cuadrados. c) Complejos MA 4 B 2 , M(A-A) 2 B 2 y MA 3 B 3. Considerar que los ligandos A y B son monodentados y que A-A es bidentado ¿Cuáles de los isómeros serán ópticamente activos?

9.4. Considerando un compuesto de fórmula [M(NH 3 )(RNH 2 )(R)(CO) 2 ]+ X - que presenta geometría de pirámide cuadrada, con el grupo R en posición apical (M es cualquier metal y R es un grupo orgánico). Dibuja todos los isómeros geométricos señalando los pares de isómeros ópticos.

9.5. Para el complejo hexaacuocobalto(III), el desdoblamiento del campo de los ligandos F 0 4 4o y la energía de apareamiento P valen 166.4 y 280 kJ, respectivamente: ¿El complejo es de alto o bajo espín? ¿Cuál es la energía de estabilización del campo cristalino? (ZCo=27)

9.6. El ión Co 2+ (Z Co=27) forma con amoníaco un complejo con 3 e - desapareados. Discute cual(es) de las siguientes estructuras pueden descartarse: a) [Co(NH 3 )F 0 5 D 6 2+ (alto o bajo espín). b) [Co(NH 3 )F 0 5 D 4 2+ (tetraédrico). c) [Co(NH 3 )F 0 5 D 4 2+ (plano-cuadrado).

9.7. Una estructura que tuvo en cuenta Werner como posible alternativa al octadro fue el prisma trigonal. Si para el complejo [CoCl 2 (NH 3 ) 4 ] se encuentran 2 isómeros, ¿se pueden explicar con dicha estructura? ¿por qué?.

10. Cinética

10.1. Se mide la concentración de etileno con el tiempo en la reacción:

2 C 2 H 4 F 0A E C 4 H 8

t, s 0 10 20 40 60 100 [C 2 H 4 ] M 0.884 0.621 0.479 0.328 0.250 0.

Determina la velocidad de reacción con el tiempo. Determina la ley de velocidad de la reacción

10.2. Para la reacción:

datos:

2 NO ( g ) F 02 B Cl 2 ( g ) F 0A E 2 NOCl

( g )

se obtuvieron los