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PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD CURSO 2014 - 2015

MATERIA: QUÍMICA

PROPUESTA - A

1.- Para la siguiente reacción de oxidación catalítica del amoniaco para fabricar ácido nítrico a 100ºC 4 NH3 (g) + 5 O2 (g)  6 H2O (g) + 4 NO (g) ΔH = -904,4 kJ

Justifica razonadamente como afectarán al equilibrio los siguientes cambios: a) Un aumento en la concentración de oxígeno.

b) Una disminución de la presión en el recipiente. c) Un aumento de la temperatura

d) La eliminación del vapor de agua formada. e) Añadir un catalizador.

Solución.

a) Si aumentamos la concentración molar del O2, el equilibrio tenderá a desplazarse en el sentido de compensar ese aumento, formando más H2O y NO, es decir, el equilibrio se desplazará hacia la derecha, aumentando la cantidad de productos. Si planteamos el equilibrio de la reacción, un aumento en la concentración molar de oxígeno supone que aumente el denominador en la expresión de la constante y por tanto, tendrá que aumentar el numerador para que no varíe el valor de la Kc. b) Una disminución de la presión desplaza el equilibrio hacia donde hay mayor número de moles

gaseosos, como hay mayor número de moles gaseosos en los productos, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (productos) consumiendo NH3 y O2.

c) Como la reacción es exotérmica (en sentido directo), si aumentamos la temperatura el equilibrio se desplazará en el sentido de compensar dicho aumento, es decir, desplazándose en sentido endotérmico, que es en nuestro caso hacia la izquierda (reactivos).

d) La eliminación de vapor de agua formado supone que disminuye la concentración molar de uno de los productos, por tanto para compensar esa variación el equilibrio se desplazará hacia la derecha (productos). En la expresión de la constante de equilibrio, una disminución del numerador es compensada con una disminución del denominador (los reactivos).

e) La adición de un catalizador no afecta al equilibrio, sólo modificaría la velocidad con que se alcanza éste, pero sin variar las concentraciones de las sustancias presentes en el equilibrio.

Puntuación máxima por apartado: 0,4 puntos.

2.- Dados los elementos A (Z= 8) y B (Z=19)

a) Escribe las configuraciones electrónicas de A y B

b) Indica el número de electrones que poseen cada uno en la capa de valencia

c) Justifica el periodo y grupo de la tabla periódica al que pertenecen ambos elementos. d) Razona cuál tiene menor energía de ionización (Ei).

e) Justifica qué tipo de enlace uniría ambos átomos. ¿Qué fórmula le correspondería? Solución:

a) Las configuraciones electrónicas de estos elementos que por ser neutros tendrán tantos electrones como indica su número atómico serán:

A: 1s2 2s2 2p4 B: 1s2 2s2

2p6 3s2 3p6 4s1

b) El elemento A tiene 6 electrones en la capa de valencia (2º nivel) y el elemento B tiene 1 electrón en su capa de valencia (4º nivel)

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d) La menor energía de ionización (energía que hay que suministrar a un átomo de un elemento en estado gaseoso para quitarle el electrón más externo) corresponderá al elemento B. Los motivos: el electrón más externo está en el nivel 4º , más alejado del núcleo, y sólo tiene 1 electrón en ese nivel. El elemento A, por el contrario, tiene 6 electrones en su último nivel, que es el segundo y por tanto un núcleo que los atrae con más fuerza.

e) La posición que ocupan en los extremos de la tabla periódica (electronegatividades muy diferentes), y que A sea un no metal y B un metal hacen que el enlace que una esos átomos sea iónico, pues el elemento A tiende a adquirir dos electrones para conseguir la configuración de gas noble formando el anión A2-, mientras que el elemento B al tener un electrón en el nivel 4 alejado del núcleo puede tiende a cederlo para adquirir la configuración de gas noble formando el ión B+. La fórmula del compuesto sería entonces B2A (ó AB2).

3.- Las entalpías de formación del CO2 (gas) , del H2O (líq), del benceno (C6H6) (líq) y del etino (C2H2) (gas) son por este orden: -376,2 kJ/mol ; -273,3 kJ/mol; +46,9 kJ/mol y - 226,7 kJ/mol. Calcula:

a) La entalpía de combustión del benceno líquido empleando la ley de Hess. b) La entalpía de la reacción: 3 C2H2 (g) → C6H6 (l)

Solución:

a) Para el cálculo de la entalpía de combustión del benceno líquido haciendo uso de la Ley de Hess, el primer paso es escribir la ecuación de combustión del benceno y ajustarla:

C6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2O

Para aplicar la ley de Hess, si obtenemos esta reacción como suma algebraica de otras reacciones podremos hacer lo mismo con las entalpías:

Formación del CO2: C(s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔHf o

= - 376,2 kJ/mol Formación del H2O: H2 (g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔHfo = - 273,3 kJ/mol Formación C6H6: 6 C(s) + 3 H2 (g) → C6H6 (l) ΔHf

o

= + 46,9 kJ/mol

De acuerdo con la Ley de Hess para calcular la cantidad de calor deseada, hemos de invertir el sentido de la reacción de formación del benceno, para que aparezca en el primer miembro de la reacción

buscada, y además debemos multiplicar la reacción de formación del agua por 3 y la formación de dióxido de carbono por 6:

6 C(s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) 3 H2 (g) + 3/2 O2 (g) → 3 H2O (l) 6 C(s) + 3 H2 (g) → C6H6 (l)

Sumando las tres ecuaciones tendremos que la entalpía de combustión del benceno es de: ΔHcombustión (C6H6) = - 3124 kJ/mol

b) La entalpía de la reacción de formación de benceno a partir de etino, podemos calcularla: 3 C2H2 (g) → C6H6 (l) ΔHr = ΣΔHp – ΣΔHr

Por tanto la entalpía de la reacción será: ΔHr = +46,9 - 3.(-226,7) = 727 kJ. Puntuación máxima por apartado: a) 1,2 puntos; b) 0,8 puntos.

4.- Se construye una pila con electrodos de Au y Cd, unidos por un puente salino que contiene KCl. Indica:

a) Las reacciones parciales que tienen lugar en los electrodos b) Cuál será el ánodo y cuál el cátodo.

c) La dirección en que se moverán los iones K+ y Cl- del puente salino. d) La reacción global de la pila.

e) La fuerza electromotriz de esta pila.

Datos: Potenciales normales de reducción: Eo (Au3+/Au) = 1,50 V; Eo (Cd2+/Cd) = - 0,40 V. Solución:

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por tanto podemos decir que el electrodo de oro será el cátodo, lugar donde se produce la semirreacción de reducción y el electrodo de cadmio será el ánodo donde se producirá la semirreacción de oxidación. Las reacciones en cada electrodo serán:

electrodo (+) Au3+ (ac) + 3 e-  Au(s) electrodo (-) Cd (s)  Cd2+ (ac) + 2 e-

b) El ánodo - electrodo negativo (reacción de oxidación) será el de cadmio El cátodo - electrodo positivo (reacción de reducción) será el de oro.

c) Los iones presentes en el puente salino se moverán en la dirección en la que compensen la acumulación de carga (+) o (-) en cada una de la celdas. Así el K+ irá hacia la celda donde se acumula carga (-), que es el que hace de cátodo y el Cl- lo hará hacia el ánodo para compensar el exceso de carga (+)

d) La reacción global de la pila será:

Reacción global ajustada: 2 Au3+ (ac) + 3 Cd (s) → 2 Au (s) + 3 Cd2+ (ac)

e) La fuerza electromotriz será: Eopila = Eocatodo – Eoanodo = 1,50 – (- 0,40) = 1,90 V. Puntuación máxima por apartado: 0,4 puntos.

5.- Se tienen 2 disoluciones: (A) que contiene 14,00 g de KOH por litro, y (B) que contiene 3,66 g de HCl por litro. Calcula:

a) El pH de la disolución (A) y de la disolución (B)

b) El pH de la disolución obtenida al mezclar 100 mL de (A) y 100 mL de (B). Considera que los volúmenes son aditivos.

Datos: Masas atómicas: Cl = 35,5 u; O = 16 u; K = 39 u; H = 1 u. Solución:

a) Para la disolución A como se trata de una base fuerte, el KOH estará totalmente disociado y por lo tanto la concentración de iones hidronio OH- será prácticamente igual a la concentración de la base. Expresándolo como molaridad 14,00 g/l / 56g/mol = 0,25 M

KOH + H2O  K+ + OH- 0,25 0,25 M 0,25 M

pOH = - log [OH-] = - log 0,25 = 0,6

Como pH + pOH = 14; despejando el pH tenemos: pH = 14 – pOH = 14 – 0,6 = 13,4

Procediendo de igual forma para la disolución B, como se trata de un ácido fuerte, el HCl estará totalmente disociado y por lo tanto la concentración de iones hidronio H3O + será prácticamente igual a la concentración del ácido. Dando la concentración de HCl como molaridad: 3,66g/l/36,5g/mol = 0,1 M.

HCl + H2O  Cl- + H3O+ 0,1 M 0,1 M 0,1 M

pH = - log [H3O+] = - log 0,1 = 1 b) En este caso tenemos una reacción de neutralización:

HCl + KOH  KCl + H2O

Por lo tanto, para calcular el pH de la disolución resultante habrá que calcular los moles de H3O+ que se neutralizan con moles OH- y ver cuál de ellos queda en exceso, ya que será el que determine el pH. Como el HCl es un ácido fuerte y el KOH es una base fuerte la concentración de los iones H3O+ y la concentración de iones OH- será prácticamente igual a la concentración de dichas especies químicas. Por lo tanto:

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moles en exceso de base = 0,025 – 0,01 = 0,015 moles de OH-

Para calcular la concentración molar de los iones OH- suponemos que los volúmenes son aditivos.

[OH-] = 0,015/(0,1+ 0,1) = 0,015/0,2 = 0,075 M

pOH = - log [OH-] = - log 0,075 = 1,12 pH = 14 -pOH = 12,87

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CRITERIOS ESPECÍFICOS DE CORRECCIÓN Se tendrá en cuenta en la calificación de la prueba:

a. Claridad de comprensión y exposición de conceptos.

b. Uso correcto de formulación, nomenclatura y lenguaje químico. c. Capacidad de análisis y relación.

d. Desarrollo de la resolución de forma coherente y uso correcto de unidades. e. Aplicación y exposición correcta de conceptos en el planteamiento de los

problemas.

Distribución de puntuaciones máximas para este ejercicio:

PROPUESTA A CUESTIONES

Cuestión 1:

Cada apartado correcto pero mal razonado 0,1 puntos Cada apartado bien razonado pero no acertado 0,2 puntos Cada apartado correcto y bien razonado 0,4 puntos

Cuestión 2:

a) Cada configuración electrónica correcta 0,2 puntos(c/u) b) Cada número de electrones de valencia correcto 0,2 puntos(c/u)

c) Cada elemento bien situado 0,2 puntos(c/u)

d) Respuesta correcta pero mal razonada 0,1 puntos Respuesta correcta bien razonada 0,4 puntos e) Justificación correcta del tipo de enlace 0,2 puntos Fórmula correcta del compuesto 0,2 puntos

PROBLEMAS

Problema 1:

a) Ley de Hess bien aplicada y con resultado correcto 1,2 puntos Ley de Hess bien aplicada sin resultado correcto 1,0 puntos

- Cada reacción de formación correcta (3) 0,2 puntos(c/u) - La reacción de combustión correcta 0,2 puntos - La reacciones bien combinadas 0,2 puntos b) Bien planteada la entalpía de reacción y resultado correcto 0,8 puntos Bien planteada pero con resultado incorrecto 0,6 puntos

Problema 2:

Por cada apartado correcto (5) 0,4 puntos (c/u)

Problema 3:

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PROPUESTA - B

1.- a) Justifica según la teoría de Brönsted–Lowry, qué sustancias pueden actuar como ácidos, como bases o como ácidos y bases:

a) HNO3 b) HS -c) NH3

b) Justifica, si las siguientes sales disueltas en agua dan lugar a disoluciones neutras: (indica los equilibrios que estén implicados)

a) Fluoruro de amonio b) Bromuro de potasio Solución:

a) Según la teoría de Brönsted-Lowry un ácido es toda sustancia capaz de ceder un protón (a una base) y base es toda aquella sustancia capaz de coger un protón (de un ácido). Para que una sustancia se comporte como ácido o base lo debe hacer frente a otra sustancia. En nuestro caso, al no indicarse otra cosa, se supone que se trata del agua.

a) El ácido nítrico (HNO3) se comportará solamente como un ácido capaz de ceder un protón al agua, que se comportará como base aceptando el protón. La reacción correspondiente es:

HNO3 (ácido) + H2O (base)  NO3- (base conjugada) + H3O+ (ácido conjugado).

b) El ión hidrogeno sulfuro como dispone de un protón podrá comportarse como un ácido cediéndolo al agua que se comporta como base:

HS- (ácido) + H2O (base)  S2- (base conjugada) + H3O+ (ácido conjugado)

Pero como el ión tiene también una carga negativa puede aceptar un protón, comportándose como una base y entonces tendremos que:

HS- (base) + H2O (ácido)  H2S (ácido conjugado) + OH- (base conjugada)

Como el ión hidrógeno sulfuro puede actuar tanto como ácido que como base decimos que se trata de una sustancia anfótera.

c) El amoniaco (NH3) es una base ya que es capaz de aceptar un protón del agua, que se comportaría como ácido, según la siguiente reacción:

NH3 (base) + H2O (ácido)  NH4+ (ácido conjugado) + OH+ (base conjugada) b) El fluoruro de amonio en disolución acuosa se disocia dando lugar a los siguientes iones:

NH4F (ac)  NH4+ (ac) + F- (ac)

El ión cloruro F- proviene de un ácido débil como es el ácido fluorhídrico (HF) por lo tanto se comportará como una la base conjugada de dicho ácido que como es débil, su base conjugada se comportara como una base fuerte que sufre hidrólisis y reacciona con el agua:

F- (ac) + H2O  HF `+ OH-

Por su parte el ion amonio (NH4+) proviene de una base como es el amoniaco (NH3) que es una base débil y por ello el ión amonio se comportará como un ácido fuerte capaz de reaccionar con el agua cediéndole un protón:

NH4+ (ac) + H2O  NH3 (ac) + H3O+ (ac)

En consecuencia podemos concluir que una disolución de fluoruro de amonio tendrá carácter ácido o básico dependiendo del valor de la Ka del HF y de la Kb del NH3.

c) Una disolución acuosa de bromuro de potasio se disocia dando lugar a los siguientes iones: KBr (ac)  K+ (ac) + Br- (ac)

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como una base muy débil que no podrá reaccionar con el agua: Br- (ac) + H2O  No reacciona

Por su parte el ion potasio (K+) proviene de una base como es el KOH que es una base fuerte y por ello el ión potasio se comportará como una base conjugada débil que no reacciona con el agua:

K+ (ac) + H2O  No reacciona

En consecuencia podemos concluir que una disolución de Bromuro de potasio tendrá un carácter neutro (pH = 7).

Puntuación máxima por apartado: a) 1,2 puntos; b) 0,8 puntos.

2.- Completa las siguientes reacciones químicas orgánicas e indica al tipo al que pertenecen: a) CH3-CH2-CH2-CH2OH + HBr → _______________ + H2O

b) CH2=CH2 + H2O → ____________ c) CH3-CH2-CH2-CH3 + O2 → _____ + H2O

d) CH3-OH + CH3-CH2-CH2-COOH → _____________ + H2O

e) Escribe un isómero de función y otro de posición del compuesto CH3-CH2-CH2-CH2OH Solución:

a) H3C – CH2 – CH2 – CH2OH + HBr  H3C – CH2 – CH2 – CH2Br + H2O Se trata de una reacción de sustitución del grupo OH para dar un haluro de alquilo. b) H2C = CH2 + H2O  H3C – CH2OH

Se trata de una reacción de adición de agua al doble enlace formándose un alcohol. c) H3C – CH2 – CH2 – CH3 + 13/2 O2  4 CO2 + 5 H2O

Se trata de una reacción de oxidación completa o combustión, y dará como productos dióxido de carbono (CO2) y agua

d) CH3 – OH + H3C – CH2 – CH2 – COOH  H3C – CH2 – CH2 – COO – CH3 + H2O

Se trata de una reacción de condensación (en este caso esterificación) en la que un ácido se combina con un alcohol para dar un éster y agua.

e) Un isómero de función sería

H3C – CH2 – O – CH2 –CH3 (dimetil éter o etoxi etilo) o H3C – O – CH2 – CH2 – CH3 (metil propil éter o bien metoxi propilo); un isómero de posición sería H3C – CH2 – CHOH – CH3 (2-butanol).

3.- En un recipiente de 2 litros se introduce 1 mol de SO2 y 2 moles de O2 y se calienta a 750ºC estableciéndose el siguiente equilibrio:

2 SO2 (g) + O2 (g) ⇆ 2 SO3 (g)

Una vez que se ha alcanzado el equilibrio se encuentran 0,18 moles de SO2. Calcula: a) Los moles de O2 y SO3 presentes en el equilibrio.

b) La presión total generada en esas condiciones por los gases en el equilibrio c) El valor de Kc y Kp.

Datos: R = 0,082 atm.l.K-1.mol-1 Solución:

a) Para proceder al cálculo de la composición de la mezcla en el equilibrio, hacemos el balance: 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇆ 2 SO3 (g)

Moles iniciales: 1 2 0 Moles reaccionan: - 2x - x 2x

Moles equilibrio: 1 – 2x 2 – x 2x

Como sabemos que cuando se alcance el equilibrio el número de moles de SO2 es 0,18 podremos calcular el valor de x: 1 – 2x = 0,18, de donde 2x = 1 – 0,18 = 0,82 y por lo tanto: x = 0,41.

En consecuencia la composición de la mezcla en el equilibrio sería: Moles (SO2) = 1 – 2x = 1 – 0,82 = 0,18 moles.

Moles (O2) = 2 – x = 2 – 0,41 = 1,59 moles. Moles (SO3) = 2x = 0,82 moles.

b) Una vez conocidos los moles de las sustancia presentes en el equilibrio, para calcular la presión total en esas condiciones hacemos uso de la ecuación de los gases ideales, teniendo en cuenta que:

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Sustituyendo estos valores en la expresión: P.V = n. R. T nos queda que: P = 2,59 x 0,082 x 1023/2 = 108,63 atm

d) Una vez que conocemos los moles del equilibrio podemos calcular el valor de Kc.

Para calcular el valor de Kp tenemos en cuenta la expresión de la relación entre las dos constantes: Kp = Kc (RT)n donde n = 2 – 3 = -1

Sustituyendo valores, tendremos:

Kp = 26,1 (0,082 x 1023)-1 = 26,1 / (0,082 x 1023) de donde: Kp = 0,311

Puntuación máxima por apartado: a) 0,8 puntos; b) 0,6 puntos; c) 0,6 puntos. 4.- Ajusta por el método del ión-electrón, la siguiente reacción:

H2S + NaMnO4 + HBr  S + NaBr + MnBr3 + H2O

a)¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la reductora? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? b) Ajusta la reacción iónica y la reacción global.

c) Nombra los siguientes compuestos de la reacción anterior. H2S; NaMnO4 ; NaBr ; MnBr3 Solución.

a) Para poder determinar la especie oxidante y reductora, y cual se oxida y cual se reduce, procedemos a determinar los número de oxidación de cada elemento en las distintas especies químicas:

1+ 2- 1+ 7+ 2- 1+ 1 - 0 1+ 1- 3+ 1- 1+ 2- H2S + NaMnO4 + HBr  S + NaBr+ MnBr3 + H2O

Podemos observar que el azufre se oxida ya que su número de oxidación aumenta al pasar de 2- a 0, mientras que el elemento que se reduce es el manganeso porque su número de oxidación pasa de 7+ a 3+. Por tanto, teniendo en cuenta lo dicho, podemos afirmar que la especie oxidante es el NaMnO4, y por tanto se reduce, mientras que la especie reductora sería el H2S, que a su vez se oxida. (o bien indicar los iones correspondientes, MnO4

y S2-)

b) La semirreacciones serían:

Semirreacción de oxidación: S2-  S Semirreacción de reducción: MnO4  Mn

3+

Procedemos a ajustar estas reacciones, primero en masa y después en carga: S2-  S + 2 e

MnO4 + 8 H + 4 e  Mn3+ + 4 H2O

Habrá que multiplicar la primera semirreacción por 2 para equilibrar los electrones Sumando ambas semireacciones:

2 S2 + MnO4 + 8 H  2 S + Mn3+ + 4 H2O

Si completamos las especies iónicas con aquellas que los acompañan sin intervenir en el proceso redox: 2 H2S + NaMnO4 + 4 HBr  2 S + NaBr + MnBr3 +4 H2O

c) Sulfuro de hidrógeno (ácido sulfhídrico)

Permanganato sodio (Tetraoxomanganato (VII) de sodio) Bromuro de sodio (bromuro sódico)

Bromuro de manganeso (III) (Tribromuro de manganeso)

Puntuación máxima por apartado: a) 0,4 puntos; b) 1,2 puntos; c) 0,4 puntos.

K

c

=

[SO

2

]

2

[O

2

]

[SO

3

]

2

=

(0,82/2)

2

(0,18/2)

2

(1,59/2)

=

0,1681

(9)

5.- Un compuesto orgánico está formado por C, H y O. Cuando se realiza una combustión completa de 0,219 g de ese compuesto se obtienen 0,535 g de CO2 y 0,219 g de H2O. Si tomamos 0,25 g de ese compuesto en estado gaseoso a una temperatura de 120,4ºC y la presión de 1 atm, ocupa un volumen de 0,112 litros.

a) Calcula su fórmula empírica b) Calcula su fórmula molecular

c) Formula y nombra dos compuestos que se ajusten a esa fórmula molecular. Datos: R = 0,082 atm.l.K-1.mol-1 ; Masas atómicas: C = 12 u; O = 16 u; H = 1 u.

Solución:

a) Para proceder al cálculo de la fórmula empírica necesitamos conocer las cantidades de cada unos de los elementos que se encuentran presentes en la muestra de 0,219 gramos. Para ello procedemos a calcular la cantidad de carbono (C) a partir del CO2 que se ha formado en la combustión de la muestra. La

cantidad de hidrógeno la calcularemos a partir de la cantidad de agua formada y finalmente la cantidad de oxígeno presente la calcularemos por diferencia de las cantidades de carbono e hidrógeno con respecto a la cantidad de muestra que se quemado.

La cantidad de carbono es:

0,535 g de CO2 x 12 g de C / 44 g de CO2 = 0,146 g de C

La cantidad de hidrógeno es:

0,219 g de H2O x 2 g de H / 18 g de H2O = 0,0243 g de H

En consecuencia la cantidad de oxígeno presente en la muestra será: g de muestra = gr de carbono + g de hidrógeno + g de oxígeno

Luego: gramos de oxígeno = g muestra – (g de carbono + g de hidrógeno) Gramos de oxígeno = 0,219 – (0,146 + 0,0243) = 0,0486 g

Conocidas las masa de los distintos elementos presentes en el compuesto procedemos al cálculo de los moles de átomos de cada uno de los elementos dividiendo por su masa atómica:

C = 0,146 g/12 g/mol = 0,0123 H = 0,0243 g/ 1 g/mol = 0,0243 O = 0,0486 g/ 16 g/mol = 0,0030

Una vez obtenida la relación de mol de átomos de cada elemento dividimos por la cantidad menor (0,0030) para determinar la relación de átomo de cada elemento y por lo tanto su fórmula empírica:

átomos de C = 0,0123 / 0,0030 = 4 átomos de H = 0,0243 / 0,0030 = 8 átomos de O = 0,0030 / 0,0030 = 1

Por lo tanto su fórmula empírica será: C4 H8 O.

La masa molecular de la fórmula empírica es: M (CH2O) = 72 g/mol.

b) Para poder obtener la fórmula molecular debemos conocer cuál sería la masa molecular de dicho compuesto. Como conocemos el volumen que dicho compuesto ocupa en unas determinadas condiciones de presión y temperatura, haciendo uso de la ecuación de los gases ideales podremos calcular dicha masa molecular

Sustituyendo valores tendremos que:

MM = g . R . T / P . V = 72 g/ mol

Como podemos deducir, la masa molecular correspondiente a la fórmula molecular coincide con la obtenida para su fórmula empírica, esto nos indica que la fórmula molecular es:

P. V =

n

. R. T =

g

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C4H8O

c) Al disponer de un sólo oxígeno y un número de hidrógenos que indica la presencia de algún doble enlace, un compuesto que se ajuste a la fórmula molecular podría ser:

Otros compuestos menos comunes:

Puntuación máxima por apartado: a) 1,0 puntos; b) 0,5 puntos; c) 0,5 puntos.

H

₃

C

CH

₂

C

O

CH

₃

H

₃

C

CH

₂

CH

₂

C

O

H

Butanona

Butanal

2-Buten-1-ol

H

3

C CH

CH

2

OH

H

2

C

CH

2

CH

2

OH

3-Buten-1-ol

H

2

C

H

2

C

CH

2

CH

OH

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a. Claridad de comprensión y exposición de conceptos.

b. Uso correcto de formulación, nomenclatura y lenguaje químico. c. Capacidad de análisis y relación.

d. Desarrollo de la resolución de forma coherente y uso correcto de unidades. e. Aplicación y exposición correcta de conceptos en el planteamiento de los

problemas.

PROPUESTA B

CUESTIONES

Cuestión 1:

Cada subapart. de los apart. a-b) correcto y bien razonado 0,4 puntos (c/u) Cada subapart. de los apart. a-b) correcto pero mal razonado 0,1 puntos (c/u) Cada subapart. de los apart. a-b) incorrecto pero bien razon. 0,2 puntos (c/u)

Cuestión 2:

Cada apartado de a)-d) con los productos correctos 0,3 puntos Cada apartado de a)-d) con el tipo de reacción 0,1 puntos Cada apartado de a)-d) correcto y completo 0,4 puntos Apartado e), por cada isómero correcto (2) 0,2 puntos (c/u)

PROBLEMAS

Problema 1:

a) Cálculo correcto del número moles en el equilibrio 0,8 puntos b) Cálculo correcto de los moles totales en el equilibrio 0,3 puntos Por el cálculo de la presión total a partir de los moles 0,3 puntos

c) Por el cálculo correcto de la Kc 0,3 puntos

Por el cálculo correcto de la Kp 0,3 puntos

Problema 2:

a) Especie oxidante, reductora, que se oxida o se reduce (4) 0,1 puntos (c/u)

b) Cada semirreacción (2) 0,3 puntos (c/u)

Reacción iónica ajustada correcta 0,3 puntos Reacción molecular ajustada correcta 0,3 puntos

c) Cada compuesto bien nombrado (4) 0,1 puntos (c/u)

Problema 3:

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INSTRUCCIONES GENERALES Y VALORACIÓN

Se ha de elegir UNA de las dos PROPUESTAS presentadas. Cada propuesta consta de cinco preguntas. Cada cuestión o problema será calificada sobre un máximo de dos puntos. El tiempo disponible para la realización de la prueba es de 1.5 horas.

PROPUESTA I

1.- El número de protones presente en el núcleo de los siguientes elementos es:

A (9); B (16), C (17), D (18) y E (19). Indicar, razonando la respuesta, cuál de ellos es: a) Un metal alcalino.

b) El más electronegativo.

c) El de menor potencial de ionización. d) Un gas noble.

Solución:

Para responder a las cuestiones hemos de tener en cuenta que en un átomo neutro el número de protones debe ser igual al de electrones y en consecuencia las configuraciones electrónica de dichos elementos son: A(9):1s22s22p5;B(16):1s22s22p63s23p4;C(17):1s22s22p63s23p5;D(18):1s22s22p63s23p6;E(19): 1s22s22p63s23p64s1

a) El elemento alcalino será aquel que tenga en la última capa una configuración electrónica tipo ns1, en nuestro caso el elemento alcalino será el E.

b) El más electronegativo será aquel elemento que tenga más tendencia a capturar un electrón para adquirir la configuración de gas noble. En nuestro caso los elementos electronegativos serían el A, B y C, pero de ellos el más electronegativo sería el A, porque según su configuración electrónica, al estar en el 2º nivel frente al 3º de los elementos B y C, el electrón será atraído con más fuerza por los protones del núcleo. c) Los elemento A, B y C son electronegativos por lo tanto tienen tendencia a capturar electrones, por ello el

único elemento que puede ceder electrones es el E, por lo tanto es el que tienen menor potencial de ionización.

d) El gas noble será el elemento D ya que es el que tiene la última capa (capa de valencia) completa con una configuración 3s23p6.

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos c/u.

2.- Responder razonando la respuesta a las siguientes cuestiones:

a) ¿Cómo será el pH (ácido, básico o neutro) de una disolución acuosa de NaCN?. Dato: Ka (HCN) = 6,2.10-10

b) Completa la siguientes reacciones y nombra el compuesto que se obtiene: H3C – CH = CH2 + HCl  ………

H3C – CH2 – COOH + CH3OH  ………. + H2O

c) Según la teoría de Brönsted-Lowry el amoniaco (trihidruro de nitrógeno) y el ácido etanoico ¿serán ácidos o bases?. Escribir las reacciones ácido-base correspondiente.

Solución:

a) En disolución acuosa la sal de NaCN se disocia dando lugar a los iones: NaCN (ac)  Na+ (ac) + CN- (ac)

El ión sodio (Na+) proviene de una base muy fuerte como es el NaOH y por ello según la teoría de Brönsted-Lowry se comportará como un ácido muy débil y por lo tanto no sufre hidrólisis:

Na+(ac) + H2O  No reacciona

Por su parte el ión cianuro (CN-) proviene de un ácido muy débil, el HCN, como se deduce de su constante Ka, es decir, de acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry se comporta como una base fuerte y por lo tanto sufre hidrólisis;

CN- (ac) + H2O  HCN (ac) + OH

(13)

b) La primera reacción se trata de una reacción de adición al doble enlace y se formara:

La segunda reacción es una reacción de condensación (esterificación) entre un ácido carboxílico y un Alcohol para dar lugar a la formación de un éster:

c) El amoniaco es una base capaz de aceptar protones: NH3 + H2O  NH4+ + OH

-Mientras que el ácido etanoico es un ácido orgánico capaz de ceder un protón : H3C – COOH + H2O  H3C – COO- + H3O+

Puntuación máxima por apartado: a) 0,5 puntos, b) 1,0 puntos; c) 0,5 puntos)

3.- El metanol constituye un compuesto como materia prima de importancia industrial. También se puede utilizar como combustible. Sabiendo que las entalpías de formación estándar del CO2 (g); H2O (l); CH3OH (l) son respectivamente, -393,5 kJ/mol; - 285,8 kJ/mol y – 238,7 kJ/mol, calcular:

a) Escribir la reacción de combustión del metanol y calcular su calor de combustión. b) Calcular la energía que se libera cuando se queman 10 kg de metanol.

c) Indicar si la reacción puede ser espontánea justificando la respuesta. Datos: Masas atómicas: C = 12 u, H = 1 u; O = 16 u.

Solución.

a) La reacción de combustión del metanol es:

CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l)

Para calcular la entalpía de combustión hacemos uso de la ecuación de la Ley de Hess: Hcomb =  niHf

o

(Productos) -  niHf o

(Reactivos) Aplicándolo a la reacción de combustión tenemos:

Hcomb = [2 x Hfo(H2O) + Hfo(CO2)] – [Hfo(CH3OH) + 3/2 Hfo(O2)] Sustituyendo valores:

Hcomb = [2 x (-285,8) + (-393,5)] – [(-238,7) + 3/2 (0)] = - 726,4 kJ/mol

b) De acuerdo con el apartado anterior por cada mol de alcohol que se quema se desprende 726,4 kcal de energía. Los moles de alcohol que representan los 10 kg de metanol son:

La cantidad total de energía liberada sería entonces: 726,4 kJ/mol x 312,5 mol = 227.000 kJ

c) Para razonar si la reacción es espontáneo o no, hemos cuantificarla variación de energía libre (G) y para ello sabemos a partir del dato del apartado a) que la reacción es exotérmica (H < 0) y teniendo en cuenta que la variación del número de moles gaseosos de la reacción es n = 1 – 1,5 = - 0,5 < 0, la variación de entropía es negativa (S < 0). Aplicando la ecuación G = H - T.S, tendremos que el término entálpico es negativo y al ser el término entrópico positivo, el producto T.S será positivo y por lo tanto el que la reacción será espontánea o no dependerá de la temperatura.

Puntuación máxima por apartado: a) 1,2 puntos; b) 0,4 puntos; c) 0,4 puntos.

4.- El N2O4 (g) se descompone según el siguiente equilibrio; N2O4 (g)  2 NO2 (g)

Si a 25 ºC se introducen 0,635 g de N2O4 en un recipiente de 200 ml, se observa que una vez alcanzado el equilibrio el grado de disociación es 0,185. Calcular:

a) Las concentraciones de cada una de las especies en el equilibrio. b) Las constantes Kc y Kp.

c) Las presiones parciales de cada una de las especies en el equilibrio. Datos: Masas atómicas N = 14 u; O = 16 u.

H

3

C

CH = CH

2

+ HCl

H

3

C

CH

Cl

CH

2

H

+

_H

₃

_C

_CH

H

CH

2

Cl

2-cloropropano 1-cloropropano

(mayoritario) (minoritario)

H

₃

C

CH

₂

COOH + CH

₃

OH

H

₃

C

CH

₂

COO

CH

₃

+ H

₂

O

propanoato de metilo

Moles de metanol = 10.000 g CH

3

OH x

1 mol CH

3

OH

32 g CH

3

OH

(14)

Solución:

a) Calculamos la concentración del N2O4 y con los datos planteamos el balance del equilibrio de disociación.

Moles N2O4 = 0,635 g /92 g/mol = 6,9.10 -3

, [N2O4] = 6,9.10 -3

mol/0,200 L = 3,45.10-2 M N2O4 (g)  2 NO2 (g)

Concentración inicial: 0,0345 0 Conc. Disociación: - 0,0345.α + 0,0345.α Conc. Equilibrio: 0,0345(1 – α) 2x0,0345.α Como α = 0,185, tendremos entonces que:

[N2O4] = 0,0345(1 – 0,185] = 2,8.10 -2

M [NO2] = 2 x 0,0345 x 0,185 = 1,3.10

-2 M.

b) Conocidas las concentraciones en el equilibrio, calculamos Kc:

Para calcular Kp hacemos uso de la expresión que relaciona ambas constantes: Kp = Kc (RT) n Sustituyendo valores nos queda:

Kp = 6,0.10 -3

(0,082x298)1 = 0,15

c) Para calcular las presiones parciales de cada uno de las especies presentes en el equilibrio, hacemos uso de la ecuación de los gases ideales:

PNO2 . V = n(NO2) . R . T; de donde: P(NO2) = [NO2].R.T =0,,013x0,082x298 = 0,32 atm P(N2O4) = [N2O4].R.T = 0,028x0,082x298 = 0,68 atm.

Puntuación máxima por apartado: a) 1.0 puntos; b) 0.5 puntos .c)0.5 puntos

5.- Dada la pila cuya notación es: Ni(s)/Ni2+ (ac) // Ag+(ac)/Ag (s):

a) Dibujar un esquema de la pila, indicando todos los componentes y una posible composición de la disolución contenida en el puente salino.

b) Escribir las reacciones que tienen lugar en cada electrodo y la reacción global. c) Calcular la fem estándar (Eopila) de la pila

Datos: Eo(Ni2+/Ni) = + 0,25 V ; Eo(Ag+/Ag) = + 0,80 V. Solución:

a) De acuerdo con la notación de la pila tenemos que el cátodo es el electrodo de Plata y el ánodo es el electrodo de Niquel., por lo tanto el esquema de la pila es:

b) Las reacciones que tienen lugar en los electrodos son: Cátodo: Ag+ + 1 e-  Ag

Ánodo: Ni  Ni2+ + 2 e-

Ajustamos multiplicando la primera ecuación por dos y nos queda que la e ecuación global es: 2 Ag+ + 2 e-  2 Ag EO = + 0.80 V

Ni  Ni2+ + 2 e- Eo = - 0,25 V

2 Ag+ + Ni  2 Ag + Ni2+ Eopila = 0,80 – 0,25 = 0,55 V c) La fem estándar de la pila o potencial estándar es:

Eopila = E o

catodo - E o

anodo = 0,80 – 0,25 = 0,55 Voltios.

Puntuación máxima por apartado: a) 0.6 puntos; b) 0.9 puntos; c) 0.5 puntos Kc =

[NO2]2 [N2O4]

= (1,3.10 2

)2

2,8.102 = 6.0.10 -3

V

Ánodo _Cátodo

Ni Ag

Ni2+ _Ag+

Puente salino

Flujo de electrones Flujo de electrones

Ni _Ag

KNO3

(15)

 Claridad de comprensión y exposición de conceptos.

 Uso correcto de formulación, nomenclatura y lenguaje químico.

 Capacidad de análisis y relación.

 Desarrollo de la resolución de forma coherente y uso correcto de unidades.

 Aplicación y exposición correcta de conceptos en el planteamiento de los problemas.

.

PROPUESTA I

CUESTIONES Cuestión 1:

Cada apartado correcto pero mal razonado ……….... 0,1 puntos Cada apartado bien razonado pero no acertado ……… 0,2 puntos Cada respuesta bien razonada a partir de la configuración electrónica….. 0,5 puntos. Cuestión 2:

a) Planteamiento proceso hidrólisis correcto ……….. ………....…… 0,5 puntos. b) Compuesto correcto y nombre correcto ….………..……....….. .. 0,5 puntos c/u. c) Concepto ácido-base y reacción correcto,………... ………... 0,25puntos c/u.

PROBLEMAS Problema 1:

a) Reacción de combustión correcta y ajustada…………..….... …….….…...….. 0.2 puntos Cálculo correcto entalpía de la entalpía de combustión ……… 0.9 puntos b) Cálculo correcto energía requerida …… … …….……….. ……….. 0,4 puntos. c) Razonamiento correcto variación entropía ……… 0,3 puntos

Razonamiento criterio espontaneidad correcto ………. 0,2 puntos. Problema 2:

a) Planteamiento equilibrio y cálculo correcto concentraciones ……… ….. 1,0 puntos. b) Cálculo correcto de las constantes de equilibrio ………. 0,5 puntos. c) Cálculo correcto de las presiones parcial.………. 0,5 puntos. Problema 3:

(16)

PROPUESTA II

1.- Responder, razonando las respuestas, a las siguientes cuestiones: a) Escribir las estructuras de Lewis de las moléculas BCl3 y NCl3. b) Indicar cuál será la geometría de cada una de ellas.

c) Indicar si estas moléculas son polares o no.

d) Teniendo en cuenta las fuerzas intermoleculares, determinar cual tendrá mayor punto de ebullición. Datos: B(Z=5), N (Z=7), Cl (Z=17).

Solución:

a) Para el BCl3 teniendo en cuenta que el B tiene tres electrones de valencia y el Cl tiene siete electrones de valencia nos queda que:

B = 3 e- Cl = 7 e-

Tenemos entonces: 3 + 3 x 7 = 3 + 21 = 24 electrones de valencia. Como el elemento menos electronegativo es el B una posible disposición de los átomos sería:

Como hemos colocado tres enlaces (6 e-) nos quedan entonces 24 – 6 = 18 e los cuales colocamos como pares no enlazantes sobre los demás átomos, es decir, tres pares sobre cada átomo de carbono y nos queda la siguientes estructura de Lewis:

Esta sería la estructura de Lewis para el BCl3.

Si procedemos de igual manera para el NCl3, tendríamos que: N = 5 e

Cl = 7e

-Con lo cual el número total de electrones de valencia es: 5 + 3 x7 = 5 +21 = 26. Procediendo de igual forma que en el caso anterior la posible disposición de los átomos sería

Como se han unido los elementos con tres enlaces hemos empleado seis electrones nos quedan 26 – 6 = 20 electrones de valencia que distribuimos entre los átomos de de cloro (6x3 = 18 e-) y nos queda un par situamos sobre el átomo de nitrógeno como par solitario (par no enlazante) y nos queda la siguiente estructura:

Esta sería entonces la estructura de Lewis para el NCl3

b) En el BCl3 vemos que hay tres pares de electrones alrededor del átomo de B, concretamente tres enlaces sencillos (enlaces tipo ) por lo tanto según la teoría de la RPECV corresponde a una estructura tipo AX3 al que corresponde una geometría triangular plana. Desde el punto de vista de la teoría de la hibridación, al haber tres pares de electrones enlazantes alrededor del átomo central presenta una hibridación sp2, en consecuencia tiene una geometría triangular plana.

Para la molécula del NCl3 tenemos cuatro pares de electrones alrededor del átomo de nitrógeno, uno de los cuales es un par solitario o par no enlazante, por lo tanto según la teoría de la RPECV le corresponde una estructura del tipo AX3E y por lo tanto presenta una geometría pirámide triangular o pirámide trigonal. Según la teoría de la hibridación al tener cuatro pares de electrones presenta una hibridación sp3 al que corresponde una geometría tetraédrica, pero como uno de los pares es no enlazante (par solitario) la geometría es entonces de pirámide triangular.

c) Al tener una geometría triangular plana con los dipolos correspondientes a los enlaces B – Cl iguales, estos se anular entre sí y tendremos que la molécula de BCl3 es apolar.

En la molécula de NCl3 como uno de los dipolos corresponde a un par solitario, los dipolos no se anular y en consecuencia la molécula es polar.

B

Cl

B

Cl

N

Cl

N

Cl

(17)

d) Se trata de dos moléculas covalentes, por lo tanto en ambas intervienen las fuerzas de London, como además la molécula de NCl3 es polar presentará mayor punto de ebullición.

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos

2.- Responder justificando las respuestas a las siguientes cuestiones:

a) Para el siguiente equilibrio: NO (g) + CO (g)  ½ N2 (g) + CO2 (g) H = - 374 kJ, indicar que condiciones de temperatura y presión favorecerán la conversión máxima de reactivos en productos. b) Si en la reacción del apartado a) la cinética es de orden 1 respecto al NO y de orden 1 respecto al CO,

¿Cuál sería la expresión de la ecuación de la velocidad?.

c) Escribir el equilibrio de solubilidad del hidróxido de hierro (III) (Trihidróxido de hierro ) y deducir la expresión del Kps en función de la solubilidad.

d) ¿Quién oxidará los iones de Hierro (II) a Hierro (III), el yodo o el cloro?¿Por qué? (0,5 ptos) Datos: Eo(I2/I-) = +0,54 V; Eo(Fe3+/Fe2+) = +0,77 V; Eo(Cl2/Cl-) = +1,36 V.

Solución.

a) Como la reacción es exotérmica para que la reacción se desplace hacia los reactivos habría que disminuir la temperatura. El número de moles gaseosos de reactivos es 2 mientras que el número de moles de productos es 1,5, tendremos que para que la reacción se desplace hacia los productos habría que aumentar la presión.

b) La ecuación de velocidad sería entonces. V = k [NO] [CO]. c) La expresión del equilibrio de solubilidad para el Fe(OH)3 sería:

Fe(OH)3(s)  Fe 3+

(ac) + 3 OH- (ac) Inicial: n 0 0 Final n – S S 3 S Luego: Kps = [Fe

3+

] [OH-]3 = (S)(3S)2 = S. 27S3 = 27S4

d) Teniendo en cuenta que el potencial del cloro es mayor que el potencial del par hierro serán quién oxide el hierro (II) a hierro(III).

Puntuación máxima por apartado: 0.5 puntos

3.- Una disolución de ácido hipocloroso (HClO) contiene 5,25 g de ácido por cada litro de disolución. La reacción de disociación del ácido es: HClO + H2O  ClO- + H3O+

a) Calcular el grado de disociación.

b) Calcular el pH de la disolución de dicho ácido.

Datos: Masas atómicas Cl = 35.5 u; H = 1 u; O = 16 u. Ka(HClO) = 2,95.10-8 Solución.

a) Para calcular el grado de disociación del ácido calculamos la concentración inicial del mismo: Co = 5,25/52,5= 0.1 M

Planteamos el equilibrio de disociación del ácido y nos queda: HClO + H2O ⇆ ClO- + H3O+

Conc.inicial: Co --- 0 0 Disociación: Co.α --- Co.α Co.α Conc. Equilibrio: Co – Co.α --- Co.α Co.α Co(1 – α) Co.α Co.α Aplicando la constante de disociación del ácido tenemos que:

K

a

=

[ClO

-

][H

3

O

+

]

[HClO]

=

(C

_o



C

_o



C

_o

( 1 -



=

C

_o





( 1 -



= 2,95.10

-8

B Cl

Cl Cl



apolar

N

Cl

Cl Cl



(18)

Teniendo en cuenta la concentración del ácido y el valor de la constante de equilibrio podemos hacer la aproximación: 1 – α = 1, con lo cual nos queda que:

α =  2,95.10-8/0,1 = 2,95.10-9 = 5,43.10-4 de donde resulta que α = 5,43.10-4

es decir un 0,0543 % de disociación.

b) Para el cálculo del pH hacemos uso de la expresión: pH = - log [H3O+]. Conocido el valor de α tenemos que la concentración de iones hidronio es: [H3O

+

] = 0,1 x 5.43.10-4 = 5,43.10-5 Sustituyendo valores:

pH = - log 5,43.10-5 = 5 – log 5,43 = 5 – 0,74 = 4,26

Puntuación máxima por apartado: a) 1.5 puntos; b) 0,5 puntos.

1. 4.- El eucaliptol es un componente primario activo contra las afecciones catarrales que se encuentra en las hojas de de eucalipto. El análisis de una muestra de 3,16 g de eucaliptol nos indica que contiene 2,46 g de carbono, 0,372 g de hidrógeno y el resto de oxígeno. Se pide:

a) Determinar la fórmula empírica del eucaliptol.

b) Si el espectrómetro de masa nos indica una masa molecular de 154 g/mol .¿Cual es la fórmula molecular?.

c) Sabiendo que se trata de un alcohol primario, proponer una estructura que contenga un carbono asimétrico (quiral).

Solución.

a) Conocida la composición elemental del compuesto procedemos a calcular la fórmula empírica. En primer lugar calculamos por diferencia la cantidad de oxígeno presente en la muestra:

Gramos oxígeno = 3,16 – 2,46 – 0,372 = 0,328 g Procedemos a calcular la fórmula empírica:

Luego la fórmula empírica es: C10H18O

b) La masa molecular correspondiente a la fórmula empírica obtenida es: M = 10 x 12 + 18 x 1 + 1 x 16 = 154

Como coindice con la masa molecular obtenida experimentalmente, la fórmula molecular y la fórmula empírica coinciden.

c) Una estructura que presente un carbono asimétrico sería

Puntuación máxima por apartado: a) 1.2 puntos; b) 0,3 puntos y c) 0,5 puntos.. 5.- Ajusta por el método del ión-electrón, la siguiente reacción: K2Cr2O7 + HCl  CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O

a) ¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la reductora? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? b) Ajusta la reacción iónica y la reacción global.

c) Nombra los compuestos K2Cr2O7, HCl, CrCl3, y KCl. Solución.

a) Primero procedemos a determinar los números de oxidación de los elementos en cada una de las especies químicas para determinar que especie se oxida y cual se reduce:

2,46

12 = 0,205 mol de C

C =

0,372

1 = 0,372 mol de H

H =

0,328

16 = 0,0205 mol de O

O =

atomos C =

0,205

0,0205

= 10

atomos H =

0,372

0,0205

= 18

atomos O =

0,0205

= 1

C

CH

2

CH

2

CH

2

CH

3

CH

3

CH

2

CH

2

(19)

Vemos que el Cromo pasa del estado de oxidación +6 al estado de oxidación +3, es decir, se ha reducido y por lo ello se trata del agente oxidante. En la otra especie vemos que el Cloro pasa del estado de oxidación -1 al estado de oxidación 0, es decir, se ha oxidado y se trata entonces del agente reductor. b) Las semirreacciones de oxidación y reducción son:

Cr2O7

 Cr3+

Cl-  Cl2

Ajustamos primero en masa teniendo en cuenta que el medio es ácido: Cr2O7

2-

+ 14 H+  2 Cr3+ + 7 H2O

2 Cl-  Cl2 Ajustamos seguidamente en carga mediante electrones:

Cr2O72- + 14 H+ + 6 e-  2 Cr3+ + 7 H2O

2 Cl-  Cl2 + 2 e -

Para equilibrar los electrones multiplicamos la segunda semirreacción por 3 y nos queda: Cr2O72- + 14 H+ + 6 e-  2 Cr3+ + 7 H2O

6 Cl-  3 Cl2 + 6 e -Sumamos las dos ecuaciones y nos queda:

Cr2O7

+ 14 H+ + 6 Cl-  2 Cr3+ + 3 Cl2 + 7 H2O La reacción global sería entonces

K2Cr2O7 + 14 HCl  2 CrCl3 + 3 Cl2 + KCl + 7 H2O

Nos queda ajustar la ecuación puesto que hay una especie (KCl) que no interviene en el proceso, multiplicamos dicha especie por 2 y nos queda:

K2Cr2O7 + 14 HCl  2 CrCl3 + 3 Cl2 + 2 KCl + 7 H2O c) K2Cr2O7: Dicromato potásico (Heptaoxo dicromato (VI) de potasio).

HCl: Ácido clorhídrico (Cloruro de hidrógeno). CrCl3: Tricloruro de cromo (cloruro de cromo (III) KCl: Cloruro potásico (Cloruro de potasio).

Puntuación máxima por apartado: a) 0.4 puntos; b) 1.2 puntos; c) 0,4 puntos.

K

2

Cr

2

O

7

+ HCl

CrCl

3

+ Cl

2

+ KCl + H

2

O

-2

+1

+2 -14

(20)

 Claridad de comprensión y exposición de conceptos.

 Uso correcto de formulación, nomenclatura y lenguaje químico.

 Capacidad de análisis y relación.

 Desarrollo de la resolución de forma coherente y uso correcto de unidades.

 Aplicación y exposición correcta de conceptos en el planteamiento de los problemas.

PROPUESTA II

CUESTIONES Cuestión 1:

Cada estructura de Lewis razonada……… ……… ……… . ….. 0,25 puntos c/u Cada geometría bien razonada ………..……… …… …….. 0,25 puntos c/u. Polaridad de cada molécula razonada…. ……… ………… …… …….. 0,25 puntos c/u Punto de ebullición razonado según fuerzas intermoleculares ………..…… 0,5 puntos. Estructura correcta pero no razonada ……… 0.1 puntos

Cuestión 2:

Cada apartado correcto pero mal razonado ……… ……… …… 0,1 puntos. Cada apartado bien razonado pero no acertado …….……… …… …….. 0,2 puntos. Cada apartado correcto y bien razonado ………. ………… …… …….. 0,5 puntos.

PROBLEMAS Problema 1:

a) Planteamiento correcto equilibrio de disociación ……... ……….. 0,5 puntos. Aplicación constante de equilibrio y calculo correcto grado disociación … 1.0 puntos. b) Cálculo correcto del pH ……….. 0,5 puntos. Problema 2:

a) Determinación fórmula empírica ………... ………..……….... 1,2 puntos. b) Determinación fórmula molecular………... …….………...….. 0,3 puntos. c) Estructura con carbono asimétrico correcta ………. 0.5 puntos. Problema 3:

(21)

PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD

FASE:

CURSO 2010 - 2011 CONVOCATORIA: SEPTIEMBRE

PROPUESTA I

1.- Responda razonando la respuesta a las siguientes cuestiones:

a) Indicar la geometría de las siguientes moléculas: tricloruro de boro, fosfina (trihidruro de fósforo) y ácido sulfhídrico (dihidruro de azufre). (1,0 ptos c/u).

Datos: Cl(Z=17); B(Z=5); P(Z=15); H(Z=1); S(Z=16) b) ¿Cuáles de ellas son polares?. (0,5 ptos)

c) ¿Quién oxidará los iones de Hierro (II) a Hierro (III) el yodo o cloro?¿Por que?. Datos: Eo_(I

2/I-) = +0,54 V; Eo(Fe3+/Fe2+) = +0,77 V; Eo(Cl2/Cl-) = +1,36 V.

Solución:

a) El cloro tiene un electrón desapareado en la capa de valencia, mientras que el boro tiene tres electrones en su capa de valencia. Por lo tanto, el boro compartirá sus tres electrones con tres átomos de cloro y de esta manera se forman tres enlaces covalente.

Cl (Z=17): 1s2_2s2_2p6_3s2_3p5 _{B (Z= 5): 1s}2_2s2_3p1

Se forman tres enlaces covalentes

De acuerdo con la teoría de RPECV tenemos tres pares de enlace alrededor de átomo central corresponde a una estructura tipo AX3, en la cual los enlaces se disponen según un triángulo equilátero

presentando ángulos de 120º, es decir, geometría triangular plana.

Según la teoría de la hibridación el átomo de boro presentaría una hibridación sp2_{, por lo tanto} la geometría es triangular plana.

Empleando el mismo razonamiento la molécula de fosfina (PH3) presentará cuatro pares de

electrones alrededor del átomo de fósforo, uno de los cuales es un par de electrones no enlazante (par solitario), estructura AX3E, por lo tanto presenta una geometría de pirámide trigonal (pirámide

triangular). Según la teoría de la hibridación el átomo de fósforo presenta una hibridación sp3_{, pero al} tener un par de electrones no enlazantes (par solitario) no puede ser tetraédrica, sino pirámide trigonal (pirámide triangular).

En el caso del ácido sulfhídrico (H2S), también tiene cuatro pares de elecrones alrededor del

átomo de azufre, pero en este caso hay dos pares de electrones no enlazantes (par solitario) por lo tanto corresponde a una estructura tipo AX2E2, presentando un geometría angular. La teoría de la hibridación

el átomo de azufre presentaría una hibridación sp3 _{pero al tener solamente dos pares de electrones de} enlace y dos pares de electrones no enlazantes la geometría molecular es angular.

Se ha de elegir UNA de las dos PROPUESTAS presentadas.

Cada propuesta consta de cinco preguntas.

Cada pregunta será calificada con un máximo de dos puntos.

El tiempo disponible para la realización de la prueba es de 1,5 horas.

B

..

.

Cl

* ***

*

Cl Cl

**

*

**

*

**

B Cl

Cl

P *

*

_H

H

_{P H}

H

Se forman tres enlaces covalentes

y queda un par no enlazante (par

solitario)

S

*

H

_S

H

Se forman dos enlaces covalentes

(22)

b) La molécula de BCl3 al ser triangular plana los tres dipolos B – Cl se anulan entre sí y por lo tanto la

molécula es apolar. En el caso de la fosfina, al ser la geometría pirámide triangular los tres dipolos H – P se combina con el dipolo debido al par solitario y tendremos una molécula polar. El sulfuro de hidrógeno presenta una molécula angular debido a los dos pares solitarios del azufre y los dos dipolos H – S no se anulan y por lo tanto la molécula es polar.

c) El yodo de acuerdo con su valor del potencial es un oxidante demasiado débil como para oxidar el Fe2+_a

Fe3+_{. Como E}o_(Cl

2/Cl-) > Eo(Fe3+/Fe2+) el cloro si será capaz de oxidar el Fe2+ a Fe3+.

ooo0ooo

---2.- El acetato de etilo (etanoato de etilo) es un compuesto que se emplea como disolvente en la industria de pinturas y barnices. Se obtiene por reacción entre el ácido acético (ácido etanoíco) y el etanol para dar etanoato de etilo y agua. Sabiendo que una vez transcurrido cierto tiempo se alcanza el equilibrio, responde a las siguientes cuestiones:

(0,5 ptos c/u) a) Escribe la reacción química del equilibrio.

H3C – COOH (l) + H3C – CH2OH (l) ⇄ H3C – COO – CH2 – CH3 (l) + H2O (l).

b) Si tenemos en cuenta que todos los compuestos presentes en el equilibrio se encuentran en estado líquido,

¿en qué sentido desplazaría el equilibrio un aumento de presión?.

Al estar todas las especies químicas en estado líquido un aumento de la presión no afecta al equilibrio.

b) Si la reacción es de orden 1 con respecto al ácido acético (ácido etanoico) y de orden 1 con respecto al etanol, escribe la ecuación de velocidad de la reacción.

La ecuación de velocidad es: v = k [H3C – COOH][CH3CH2OH}

c) Indica a qué tipo de reacción orgánica pertenece esta reacción.

Se trata de una reacción de condensación (reacción de esterificación).

ooo0ooo

---3.- Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal: C: 68,18%; H: 13,64% y O: 18,18%. Si sabemos que 2 gramos de ese compuesto ocupan un volumen de 1,44 litros a 500 ºC y 1 atm de presión.

Se pide:

a)Determinar su fórmula molecular. (1,25 ptos)

b)Si dicho compuesto presenta un carbono quiral indica su fórmula estructural y nómbralo. (0,75 ptos).

Datos: masas atómicas C = 12 u; O = 16 u; H = 1 u. R = 0,082 atm.l/mol.K

Solución.

a) En primer lugar procedemos a determina la fórmula empírica del productos a partir de los porcentajes.

B Cl

Cl Cl

µ = 0

P

H

H H

S

H H

µ = 0

Apolar

Polar

(23)

Luego la fórmula empírica es: C5H12O

Para calcular la fórmula molecular procedemos a determinar la masa molecular del compuestos a partir del volumen que ocupan los 2 g del compuesto en las condiciones indicadas haciendo uso de la ecuación de los gases ideales:

P.V = n.R.T donde :

Sustituyendo valores tendremos que:

Como la masa molecular de la fórmula empírica es: 5x12 + 12x1 + 1x16 = 88, y por lo tanto coincide con la masa molecular obtenida 88 en consecuencia la fórmula molecular coincide con la fórmula empírica.

b) Si el compuesto presenta un carbono quiral, su fórmula estructural tendrá un carbono rodeado de 4 grupos diferentes, como además la molécula es saturada y contiene un átomo de oxígeno será un alcohol o un éter. Luego entre las posibles estructuras tenemos:

ooo0ooo

---4.- Dada una disolución acuosa de ácido acético (

H

3

C – COOH)

2 M a 25 ºC. Se pide:

a) Escribir la reacción y calcular el grado de ionización. (

1,25 ptos)

b) Calcular el pH. (

0,75 ptos

?

Dato: K

a

= 1,85.10

-5

a 25 ºC.

a)

La reacción correspondiente a la disolución acuosa es:

H

3

C – COOH + H

2

O

⇄

H

3

C – COO

-

+ H

3

O

+

Como nos indican que la concentración es 2 M procedemos a realizar el balance de equilibrio:

H

3

C – COOH + H

2

O

⇄

H

3

C – COO

-

+ H

3

O

+

Conc. Inicial

2 0 0

Disociación - 2

α

+ 2

α

+ 2

α

Conc. Equilibrio 2 – 2

α

2 α

La expresión de la constante ácida sería:

Ka = [H3_[HC - COO-][H3O+]

3C - COOH] =

4 α2

2(1 - α) = (1 - α) 2 α 2

= 1,85.10-5

Teniendo en cuenta que se trata de un ácido débil podemos hacer la aproximación: 1 –

α

≅

1 y

nos quedaría que:

α

= 3,04.10

-3

b)

Conocido el grado de ionización tenemos que la concentración de iones hidronio es:

C =

68,18

12 = 5,682

5,682

1,136

=

5 H =

13,64

1 = 13,64

13,64

1,136

=

12 O =

18,18

16 = 1,136

1,136

=

1 P.V =

_{M R.T}

g

M =

g

.R.T

P.V

=

2 g . 0,082 . 773

1 . 1,44

= 88 g/mol

H₃C CH₂ C H

CH₃

CH₂OH H₃C CH₂ C

H

CH₃ OCH₃

2-Metilbutanol

H₃C CH₂ C H

CH

OH

CH₂

Metoxi 1-metilpropilo (metil 1-metilpropil éter)