Reacciones Químicas Orgánicas e Inorgánicas: Ejercicios Resueltos y Explicaciones

Reacciones Químicas Orgánicas e Inorgánicas: Ejercicios Resueltos

A.2

a) CH3−CH2−CHOH−CH2−CH3 (pentan−3−ol) + H2SO4 / calor → CH3−CH=CH−CH2−CH3 (pent−2−eno) + H2O. Eliminación o deshidratación.

b) CH3−COOH (ácido etanoico) + CH3−CHOH−CH3 (propan−2−ol) + H+→ CH3−COO−CH(CH3)2 (etanoato de isopropilo) + H2O. Esterificación o condensación.

c) CH3–CHBr–CH3 (2–bromopropano) + NaOH / EtOH → CH3–CH=CH2 (propeno) + NaBr. Eliminación.

d) CH3–CH=CH2 (propeno) + H2O / H+ → CH2OH–CH2–CH3 (propan−1−ol) + CH3–CHOH–CH3 (propan−2−ol).

A.3

KClO3 (s) ⇄ KCl (s) + 3/2 O2 (g)

a) ∆H0 = -435’9 kJ·mol-1 – (-391’2 kJ· mol-1) = -44’70 kJ·mol-1

b) ∆S0 = (3/2 · 205’0 J·mol-1 ·K-1 + 82’7 J·mol-1 ·K-1 ) – 143’0 J·mol-1 ·K-1 = 247’2 J·mol-1 ·K-1

c) ∆G = -44’70 kJ·mol-1 – (298 K · 0’2472 kJ·mol-1 ·K-1 ) = - 118’36 ≈ - 118’ 4 kJ·mol-1 ; Como ∆G0 < 0 la reacción es espontánea

d) A 100 ºC: ∆G0 = ∆H0 – T ∆S0

-44’70 kJ·mol-1 – (373 K · 0’2472 kJ·mol-1 ·K-1 ) = - 136’90 kJ·mol 1 y por lo tanto, al ser ∆G0 < 0, la reacción es espontánea.

B.2

a) CH3−CH2−O−CH2−CH3 (dietil éter) es un éter y CH3−CHOH−CH2−CH3 (butan–2–ol) es un alcohol; C4H10O.

b) CH3−CH=CH−CH3 (but–2–eno). Presenta un isómero cis y otro trans.

b) CH3-CHOH-CH2-CH3 + H2SO4 /calor (Butan-2-ol) → CH3-CH=CH-CH3 (but-2-eno) + CH2=CH-CH2-CH3 + H2O (but-1-eno).

c) CH3−CH2−CH2−CHO (butanal). CH3−CH2−CH2−COOH (ácido butanoico)

B.3

a) AuCl3 (s) ⇄ Au3+ (ac) + 3 Cl- (ac) ; Ks = [Au3+] · [Cl-]3 = s · (3s)3 = 27· s4.

b) s = (0,010 / 0,100) x (1 / 1000) x (1 / 303,5) = 3,3107 mol·L

Ks = s·(3s)3 = 27·s4 = 27(3,3x10^7)4 = 3,2 x 10^25.

c) Ks = 3,21025 = 0,1·(3s’)3 = 2,7·s’3; s’ = 1,1109 mol·L. La adición de sulfuro de oro(III) con un ion común (Au3+), de acuerdo con el principio de Le Chatelier, desplaza el equilibrio a la izquierda, disminuyendo la solubilidad de la sal.

B.4

a) Ánodo (oxidación): Pb → Pb2+ + 2 e− ; Cátodo (reducción): MnO4+ 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O.

E0reacción = E0cátodo – E0ánodo = 1,52 – (0,13) = 1,65 V.

b) La especie con un mayor poder oxidante es aquella que tiene una mayor tendencia a reducirse, es decir, aquella con un potencial de reducción más alto. Por tanto el orden de menor a mayor es: Fe2+ < Pb2+ < Cu+ < MnO4- .

c) Como el Cu tiene mayor potencial de reducción que el Fe, podemos decir que el Cu se reduce y el Fe se oxida, luego:

E0 reacción = E0 cátodo – E0 ánodo = E0 (Cu+/Cu) – E0 (Fe2+/Fe) = 0’52 – (-0’44) = 0’96 V

Como el E0 reacción > 0 la reacción es espontánea. (También podemos decir que como el potencial es mayor de cero, la energía de Gibbs es negativa y por tanto es una reacción espontánea).