UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID

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UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID

PRUEBA DE ACCESO A LAS ENSEÑANZAS UNIVERSITARIAS OFICIALES DE GRADO Curso 2015-2016 JUNIO

MATERIA: QUÍMICA

INSTRUCCIONES GENERALES Y VALORACIÓN

Después de leer atentamente todas las preguntas, el alumno deberá escoger una de las dos opciones propuestas y responder a las cuestiones de la opción elegida.

CALIFICACIÓN: Cada pregunta se valorará sobre 2 puntos.

TIEMPO: 90 minutos.

OPCIÓN A

Pregunta A1.- Conteste a cada una de las siguientes preguntas, justificando su respuesta.

a) Determine para el átomo de hidrógeno según el modelo de Bohr qué transición electrónica requiere una mayor absorción de energía, la de n = 2 a n = 3, la de n = 5 a n = 6 o la de n = 9 a n = 2.

b) Indique el grupo al que pertenece el elemento X si la especie X²⁻ tiene 8 electrones externos.

c) En el átomo Z = 25 ¿es posible que exista un electrón definido como (3, 1, 0, −1/2)?

d) En el sistema periódico los elementos Z = 25 y Z = 30 se encuentran en el mismo periodo. Explique cuál de ellos tiene un proceso de ionización más endotérmico.

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos Solución.

a. Según el modelo atómico de Bohr, la energía del electrón en el átomo de hidrógeno en inversamente proporcional al cuadrado del número cuántico principal 



 



 =− ^H₂ n

E R donde RH es una constante positiva.

La variación de energía asociada a un salto entre niveles viene expresado por:













−

=













−

=

−

= ₂

2 f i 2 H

i 2 H

f i H

f n

1 n R 1 n R n

E R E E

∆

• n = 2 a n = 3: H 2 2 0,139RH

3 1 2 R 1 E

∆ =



 



 −

=

• n = 5 a n = 6: H 2 2 0,012RH

6 1 5 R 1 E

∆ =







 −

=

• n = 9 a n = 2: H 2 2 0,238RH

2 1 9 R 1 E

∆ =−



 



 −

=

En la tercera, se produce emisión, de las dos primeras, se requiere mayor absorción de energía cuando se pasa del primer nivela al segundo nivel que cuando se pasa de quinto al sexto.

b. Si el ión X^2‒ tiene 8 electrones externos, el elemento X tendrá dos menos, y por tanto su configuración electrónica en la capa de valencia será ns²np⁴, que corresponde a los elemento del grupo 16(grupo el oxígeno) o anfígenos

c. La configuración electrónica del elemento con Z = 25 (Mn) es:

5 2 6 2 6 2

2 ;2s 2p ;3s 3p ;4s ;3d s

1

La cuaterna (3, 1, 0, ‒1/2) corresponde a un electrón situado en el tercer nivel (n = 3), perteneciente al subnivel 3p (l = 1). Teniendo en cuenta que el subnivel 3p esta completo, se puede asegurar que existe un electrón con estos números cuánticos.

d. Por tratarse de átomos de un mismo periodo (4º), Mn(Z = 25) y Zn(Z =30), la energía de ionización aumenta al aumentar el número atómico, debido al aumento de la carga nuclear y a la disminución del radio atómico, aumentando por este motivo la fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones. Teniendo en cuenta lo anterior, tendrá mayor energía de ionización el Zn (Z=30) que el Mn (Z=25), y por tanto será más endotérmico el proceso con el Zn.

(2)

Pregunta A2.- Complete las siguientes reacciones orgánicas, formulando reactivos y productos mayoritarios y nombrando los productos orgánicos. Indique, además, el tipo de reacción en cada caso.

a) Ácido 2−metilbutanoico + 1−propanol (en medio ácido).

b) 2−pentanol en presencia de ácido sulfúrico en caliente.

c) 2−metil−2−buteno + bromuro de hidrógeno.

d) Etino + cloro en exceso.

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución.

a. Reacción de condensación (adición + eliminación), esterificación.

Ácido 2−metilbutanoico + 1−propanol 2-metilbutanoato de propilo + agua b. Reacción de eliminación o deshidratación de alcoholes





+

 +



 →

 1-penteno agua

agua penteno - pentanol 2

-

2 ^H²^SO⁴

Según la regla de Saytzeff, mayoritariamente se forma el 2-penteno c. Reacción de adición electrófila, hidrohalogenación.



→

+ 2-bromo-3-metilbutano

o metilbutan -

2 - bromo - hidrógeno 2 de

bromuro buteno

- 2 - metil - 2

Según la regla de Markovnikov, mayoritariamente se forma el 2-metil-2-metilbutano d. Reacción de adición electrofila. Halogenación.

(

exc

)

1,1,2,2 tetracloroetano Cloro

Etino+ → −

Pregunta A3.- Se dispone en el laboratorio de 250 mL de una disolución de Cd²⁺ de concentración 1 M y de dos barras metálicas, una de Ni y otra de Al.

a) Justifique cuál de las dos barras deberá introducirse en la disolución de Cd²⁺ para obtener Cd metálico y formule las semireacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. Ajuste la reacción redox global.

b) En la disolución del enunciado, ¿cuántos gramos del metal se consumirán en la reacción total del Cd²⁺? Datos. Eº (V): Cd²⁺/Cd = −0,40; Ni²⁺/Ni = −0,26; Al³⁺/Al = −1,68. Masas atómicas: Al = 27; Ni = 59.

Puntuación máxima por apartado: 1 punto.

Solución.

a. Se quiere reducir el Cd²⁺ mediante la oxidación de níquel o aluminio. Para que la reacción se produzca de forma espontánea, el potencial debe ser positivo, teniendo en cuenta que el potencial de reducción del Cd²⁺ es de ‒0,40 v, será necesaria una oxidación cuyo potencial sea superior a 0,40 v. De las dos posibles reacciones de oxidación, la de Ni tiene un potencial de 0,26 v, insuficiente, mientras que la del aluminio tiene un potencial de 1,68 v, suficiente para poder llevar a cabo la reducción de los cationes Cd²⁺.

(3)

( )

0 v 28 , 1 º E Cd 3 Al 2 Cd 3 Al 2 global iónica Reacción

v 40 , 0 º E Cd e 2 Cd 3 reducción de

ón Semireacci

v 68 , 1 º E e 3 Al Al 2 oxidación de

ón Semireacci

3 2

2 3

>

+

= +

→ +

−

=

→ +

×

+

= +

→

×

+ +

− +

b. Por factores de conversión y teniendo en cuenta la estequiometría del proceso redox, se calcula la masa de aluminio que se consume, teniendo en cuenta que el reactivo limitante es el catión Cd²⁺, ya que el aluminio, al estar en forma de barra metálica, se supone en exceso:

( ) ( )

( )

molAl ⁴^,⁵^g^Al

Al g 27 Cd mol 3

Al mol 2 s

d L

Cd mol s 1

d L 10 250 Al

m ₂

Cd 2 3 Cd

2

2 ⋅ ⋅ =

⋅ + +

⋅

= +

− +

+ +

Pregunta A4.- Para la descomposición térmica del carbonato de calcio, CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g), calcule:

a) La variación de entalpía de la reacción.

b) La variación de entropía de la reacción.

c) La temperatura a partir de la cual el carbonato de calcio se descompone espontáneamente.

d) El calor intercambiado en la descomposición total de una muestra de CaCO3 si se obtienen 10,1 g de CaO.

Datos. ∆Hºf (kJ·mol^–1): CaCO₃(s) = −1207; CO2(g) = −394; CaO(s) = −633.

Sº (J·mol^–1·K^–1): CaCO₃(s) = 93; CO₂(g) = 214; CaO(s) = 40. Masas atómicas: C = 12; O = 16; Ca = 40.

Solución

a. Teniendo en cuenta que la entalpía es una función de estado y que por tanto sus variaciones solo son función de las condiciones iniciales y finales:

( ) ∑ ( )

∑

^⋅ ⁻ ^⋅

= α ∆H Productos α ∆H Reactivos H

∆ ô_R _i ô_f _i ô_f

i i

( )

(

^CaO^s

)

^∆^H

(

^CO

( )

^g

) [

^∆^H

(

^CaCO

( )

^s

) ]

⁶³³

⁽

³⁹⁴

^{) (}

¹²⁰⁷

⁾

¹⁸⁰^kJ

H H ∆

∆ ô_R = ô_f + ô_f ₂ − ô_f ₃ =− + − − − =

Reacción ENDOTÉRMICA

b. Por ser la entropía una función de estado, sus variaciones solo dependen de las condiciones iniciales y finales.

∆SºR = ∑νi·Sº(Productos)i − ∑νi·Sº(Reactivos)i

( )

( ) (

₂

( ) ) [ (

₃

( ) ) ]

¹

oR Sº CaOs CO g Sº CaCO s 40 214 93 161J K S

∆ = + − = + − = ⋅ ⁻

Reacción con aumento de desorden

c. Para que una reacción sea espontánea, su variación de energía libre debe ser negativa

(

∆G<0

)

. Por definición S

T∆ H G ∆

∆ = − , por tratarse de una reacción endotérmica

(

∆H>0

)

, con aumento de desorden

(

∆ >S 0

)

, la energía libre será negativa, y por tanto la reacción espontánea, a temperatura mayores a la temperatura de equilibrio.

La temperatura de equilibrio es la temperatura a la que ∆G=0. S

T ∆ H 0 ∆ G

∆ = = − _eq 1118K

K J k 10 161

kJ 180 S

∆ H

T_eq ∆ ₃ ₁ =

⋅

=

= − −

La reacción es espontánea a T > 1118 K

d. La ecuación termoquímica es:

CaCO3(s) + 180 kJ → CaO(s) + CO2(g) Por factores de conversion:

kJ 46 , CaO 32 mol 1

kJ 180 CaO g 56

CaO mol CaO 1 g 1 , 10 Q

∆ = ⋅ ⋅ =

(4)

Pregunta A5.- Se tienen dos disoluciones acuosas (1) y (2) del mismo ácido monoprótico. La disolución (1) tiene un pH de 3,92 y un grado de disociación del 2%. La disolución (2) tiene una concentración 0,05 M. Calcule:

a) La constante de disociación del ácido.

b) El pH de la disolución (2).

c) El pH de la disolución resultante de mezclar 10 mL de (1) y 10 mL de (2).

Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos apartados a) y c); 0,5 puntos apartado b).

Solución.

a. Reacción de disociación de ácido débil. Si se denomina α al grado de disociación y co la concentración inicial, el cuadro de reacción queda de la siguiente forma:

( )

(

mol L

)

c c α Exc c α c α

Equilibrio .

C

Exc c

L mol Iniciales . C

O H A

O H HA

o o

o

3 2

−

− +

↔

+ ⁻ ⁺

Conocido el grado de disociación de la disolución 1 y su pH, se puede calcular su concentración inicial.

[ ]

[

^H ^O^log

]

^H^c^O^α ^:^c ^α ¹⁰ ^c ¹⁰^α ¹⁰⁰^,⁰² ⁶ ¹⁰ ^M

pH pH 3,92 3

pH o o

o 3

3 − − −

− +

+

⋅

=

⇒ =

 =





=

−

=

Conocida la concentración inicial y el grado de disociación, se calcula la constante de disociación del ácido.

[ ] [ ]

[ ]

2 6 3 o 2

o o

a 3 2,45 10

02 , 0 1

02 , 0 10 6 1 α c α c α c

c α c α HA

O H

K A ⁻

− +

−

⋅

− =

⋅

= ⋅

= −

−

= ⋅

b. Aplicando el mismo equilibrio y utilizando la constante del ácido calculada en el apartado a:

[ ] [ ]

[ ]

1 α

c α c α c

c α c α HA

O H K A

o 2

o o

o o a 3

= −

−

= ⋅

+

−

Hipótesis: Si α < 0,05, 1 ‒ α ≈ 1

05 , 0 007 , 05 0 , 0

10 45 , 2 c α K c α

K ⁶

o 2 a

o

a ⋅ = <

=

⇒ =

=

−

Se acepta la hipótesis

[

^H3^O+

]

⁰^,⁰⁵ ⁰^,⁰⁰⁷ ³^,⁵ ¹⁰−⁴^M

⋅

=

⋅

=

[

^H ^O

]

^log

(

³^,⁵ ¹⁰

)

³^,⁴⁶

log

pH=− ₃ ⁺ =− ⋅ ⁻⁴ =

c. Se calcula la concentración de la disolución resultante.

10 mL [H3O⁺] = 6·10^‒3 M + 10 mL [H3O⁺] = 0,05 M M 10 20 05 , 0 10 10 10 6 10

10⋅ ⁻³⋅ ⋅ ⁻³+ ⋅ ⁻³⋅ = ⋅ ⁻³⋅ M 028 , 10 0

20

05 , 0 10 10 10 6 10

M 10 ₃

3 3

3

=

⋅

⋅ +

⋅

= ⋅

−

Conocida la concentración resultante, se opera igual que en el apartado anterior

Aplicando el mismo equilibrio y utilizando la constante del ácido calculada en el apartado a:

[ ] [ ]

[ ]

1 α

c α HA

O H

K_a A ³ ^o ²

= −

= ⋅

+

−

Hipótesis: Si α < 0,05, 1 ‒ α ≈ 1

05 , 0 10 35 , 028 9 , 0

10 45 , 2 c α K c α

K ⁶ ³

o 2 a

o

a ⋅ = ⋅ <

=

⇒ =

= ⁻

−

Se acepta la hipótesis

[

^H3^O+

]

⁰^,⁰²⁸ ⁹^,³⁵ ¹⁰−³ ²^,⁶² ¹⁰−⁴^M

⋅

=

⋅

=

[

^H ^O

]

^log

(

²^,⁶² ¹⁰

)

³^,⁵⁸

log

pH=− ₃ ⁺ =− ⋅ ⁻⁴ =

(5)

OPCIÓN B

Pregunta B1.- Para los elementos A (Z = 6), B (Z = 10), C (Z = 16), D (Z = 20) y E (Z = 26), conteste razonadamente:

a) ¿Cuál de ellos presenta electrones desapareados?

b) De los elementos B, C y D, ¿cuál da lugar a un ión estable con menor radio?

c) ¿Es la energía de ionización de C mayor que la de D?

d) El elemento A, al unirse con hidrógeno ¿forma un compuesto binario que presenta enlace de hidrógeno?

Solución.

a. Siguiendo el principio de aufbau para las configuraciones electrónicas y teniendo en cuenta la regla de Hund en el llenado de los subniveles:

A(Z = 6, C). 1s²;2s²2p²: 2 electrones desapareados en el subnivel 2p B(Z = 10, Ne). 1s²;2s²2p⁶: Todos los electrones apareados

C(Z = 16, S). 1s²;2s²2p⁶;3s²3p⁴: 2 electrones desapareados en el subnivel 3p D(Z = 20, Ca). 1s²;2s²2p⁶;3s²3p⁶;4s²: Todos los electrones apareados

E(Z = 26, Fe). 1s²;2s²2p⁶;3s²3p⁶;4s²;3d⁶: 4 electrones desapareados en el subnivel 3d b. Ión más estable:

• B, no forma iones es un gas noble

• C, forma un anión C^2‒ (S^2‒)

• D, forma un catión D²⁺ (Ca²⁺)

Los iones de C y D son isoelectrónicos, tienen el mismo número de electrones y diferente número de neutrones, su radio disminuye al aumentar la carga del ión, debido a que tendrá mayor número de neutrones generando mayor campo eléctrico y aumentando la fuerza de atracción sobre sus electrones, por lo tanto el Ca²⁺ será menor que el del S^2‒. c. La energía de ionización aumenta hacia la derecha y hacia arriba, C esta en el 3º nivel grupo 16 y el D esta en el 4º nivel grupo 2, por lo tanto, la energía de ionización de C es mayor que la de D.

d. Falso, el carbono en el metano no forma enlace de hidrógeno ya que no tiene suficiente electronegatividad.

Pregunta B2.- Se tienen disoluciones de las siguientes sustancias HNO3, HNO2, CH3NH2 y NaNO3, en distintas concentraciones. Conteste razonadamente:

a) ¿Cuál o cuáles pueden tener pOH = 5?

b) ¿Cuál o cuáles pueden presentar una concentración de H3O⁺ 10⁻⁴ M?

c) ¿Con cuál de ellas se puede mezclar la disolución de CH3NH2 para que la disolución resultante sea siempre básica, independientemente de la proporción en la que se mezclen?

d) ¿Pueden prepararse disoluciones independientes de HNO3 y HNO2 que tengan el mismo pH?

Datos. K_a (HNO₂) = 4,5 ×10⁻⁴; K_b (CH₃NH₂) = 3,7×10⁻⁴. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución.

a. Si pOH = 5, pH = 14 ‒ pOH = 14 ‒ 5 = 9 disolución básica.

• HNO3. Ácido fuerte, HNO₃+H₂O→NO₃⁻+H₃O⁺. pH < 7

• HNO2. Ácido débil, HNO₂+H₂O↔NO⁻₂+H₃O⁺. pH < 7

• CH3NH2. Base débil, CH₃NH₂+H₂O↔CH₃NH₃⁺+OH⁻. pH > 7

• NaNO3. Sal neutra, formada por catión de base fuerte (NaOH) y anión de ácido fuerte (HNO3). pH = 7

La única disolución que puede dar pH básico es la de metilamina.

b. Una concentración 10^‒4 M de H3O⁺, produce un ^pH=−^log

[

^H3^O⁺

]

=−^log

(

¹⁰⁻⁴

)

=⁴, ácido, por lo tanto las únicas disoluciones que podrían producir un pH ácido serian las de ácido nítrico (HNO3) o la de ácido nitroso (HNO2).

c. La única disolución que no neutralizaría la disolución básica seria la disolución de sal neutra (NaNO3) las otras

(6)

d. Si, preparando una disolución de de ácido nítrico cuya concentración fuese 10⁻pH(HNO₂).

[

HNO₃

]

=10⁻^pH⁽^HNO²⁾

Pregunta B3.- Considere la reacción A + B → C e indique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones, justificando su respuesta:

a) Un aumento de la temperatura siempre aumenta la velocidad de la reacción porque se reduce la energía de activación.

b) Un aumento de la concentración de A siempre aumenta la velocidad de la reacción.

c) Las unidades de la velocidad de la reacción dependen del orden total de la misma.

d) El orden total de reacción puede ser distinto de dos.

Solución.

a. Falso. Un aumento de temperatura aumenta la velocidad de reacción, según la ecuación de Arrhenius, la constante cinética es directamente exponencial a la temperatura

















⋅

=

−RT E_a

e A

k , y la velocidad de reacción es

directamente proporcional a constante cinética

(

^v⁼^k^⋅

[ ] [ ]

^A^α ^B^β

)

, por lo que un aumento de temperatura supondra un aumento de la velocidad de reacción, pero no será debido a una disminución de la energía de activación, la cual no depende de la temperatura.

b. Falso. La velocidad de reacción depende de las concentraciones de los reactivos que aparecen en la ecuación de velocidad, y esta, no tiene porque depender de todos los reactivos, si el orden parcial respecto de A fuera cero, la velocidad de reacción no dependería de este reactivo.

c. Falso. Las unidades de la velocidad son por definición unidades de concentración por unidad de tiempo

(

mol⋅L⁻¹⋅s⁻¹

)

y no dependen de la cinética de la reacción como le pasa a la constante de velocidad.

d. Si la reacción fuera elemental, el orden de reacción seria la suma de los coeficientes estequiométricos de los reactivos, en este caso seria 2, pero en el enunciado no se informa que la reacción sea elemental y por tanto se deberá determinar experimentalmente y podría ser cualquier número positivo o cero.

Pregunta B4.- Se hacen reaccionar KClO3, CrCl3 y KOH, produciéndose K2CrO4, KCl y H2O.

a) Formule las semirreacciones que tienen lugar, especificando cuál es el agente oxidante y cuál el reductor y ajuste la reacción iónica.

b) Ajuste la reacción molecular.

c) Ajuste la semirreacción Cr2O72−/Cr³⁺ en medio ácido y justifique si una disolución de K2Cr2O7 en medio ácido es capaz de oxidar un anillo de oro.

Datos. Eº (V): Au³⁺/Au = 1,50; Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺ = 1,33.

Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos apartados a) y c); 0,5 puntos apartado b).

Solución.

a. Reacción redox en medio básico.

Reacción sin ajustar:

O H KCl CrO K KOH CrCl

KClO₃+ ₃+ → ₂ ₄+ + ₂

Elementos que cambian de valencia:

( )

³^e

( )

₃

e 3 6

CrCl ductor Re oxidación de

Proceso VI

Cr III

Cr

KClO Oxidante

reducción de

Proceso Cl

V Cl

≡



 →



≡



 →



−

− + −

Semireacciones iónicas sin ajustar

− +

−

→

24 33

CrO Cr

oxidación de

ón Semireacci

Cl ClO

reducción de

ón Semireacci

(7)

Se ajusta el oxígeno y el hidrógeno teniendo en cuenta que el medio es básico, y por lo tanto, en el termino donde haya exceso de oxígeno se suman tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno haya en exceso con la intención de igualar el exceso de oxigeno e hidrogeno y de esa forma poder ajustar sumando OH^‒ en el otro miembro.

O H 4 CrO Cr

oxidación de

ón Semireacci

Cl O

H 3 ClO reducción de

ón Semireacci

2 2 3 2 4

3

+

→

→ +

− +

−

O H 4 CrO OH

8 Cr oxidación de

ón Semireacci

OH 6 Cl O

H 3 ClO reducción de

ón Semireacci

2 2 33 2 4

+

→ +

+

→ +

−

− +

−

Se ajustan las cargas, sumando electrones en el término donde halla exceso de carga positiva o defecto de carga negativa

4 4 3 4 4 2 4 1

4 3 4 4 2 1

4 48 4 47 6 4

4 8 4 4 7 6

2 2 2 4 5

3

7 1

2 3

O H 4 CrO OH

8 Cr

OH 6 Cl O

H 3 ClO

−

− +

−

+

→ +

+

→ +

−

− +

−

+ +

→ +

+

→ +

+

e 3 O H 4 CrO OH

8 Cr oxidación de

ón Semireacci

OH 6 Cl e

6 O H 3 ClO reducción de

ón Semireacci

2 2 3 2 4

3

Se combinan las ecuaciones para eliminar los electrones

( )

−

− +

−

− +

−

+ +

+

→ +

+ +

→ +

×

+

→ + +

OH 6 O H 8 CrO 2 Cl O H 3 OH 16 Cr 2 ClO global iónica Reacción

e 3 O H 4 CrO OH

8 Cr 2 oxidación de

ón Semireacci

OH 6 Cl e 6 O H 3 ClO reducción

de ón Semireacci

2 2 4 3 2

3

2 2 33 2 4

Se simplifican los compuestos que estén repetidos en los dos miembro

O H 5 CrO 2 Cl OH 10 Cr 2 ClO global iónica

Reacción ₃⁻+ ³⁺+ ⁻→ ⁻+ ²₄⁻+ ₂

b. Por tanteo se llega a la ecuación molecular

O H 5 CrO K 2 KCl 7 KOH 10 CrCl 2 KClO molecular

Reacción ₃+ ₃+ → + ₂ ₄+ ₂

c. Ajuste en medio ácido:

+

−→ ³

27

2O 2Cr Cr

Se ajusta el oxígeno sumando en el término donde falte oxígeno tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno falten.

O H 7 Cr 2 O

Cr₂ ²₇⁻→ ³⁺+ ₂

Se ajusta el hidrógeno sumando en el término donde falte hidrógeno tantos protones como átomos de hidrógeno falten.

O H 7 Cr 2 H 14 O

Cr₂ ²₇⁻+ ⁺ → ³⁺+ ₂

Se ajustan las cargas sumando las cargas de cada miembro por separado y sumando electrones en el término donde haya defecto de carga negativa o exceso de carga positiva.

4 4 8 4 4 7 6 4

4 8 4

4 7

6 ⁶

3 2 12

27

2O 14H 2Cr 7H O

Cr

+ + +

+

−+ → +

O H 7 Cr 2 e 6 H 14 O

Cr₂ ²₇⁻+ ⁺+ ⁻→ ³⁺+ ₂ Para que un proceso redox sea espontáneo, su potencial tiene que ser positivo.

La oxidación del oro con una disolución de dicromato, requiera la reducción del dicromato a cromo (III) (proceso catódico) y la oxidación del oro a oro (III)(proceso anódico)

(

^cátodo

)

^E^º

(

^ánodo

)

^E^º

(

^Cr ^O ^,^H ^Cr

)

^E^º

(

^Au ^Au

)

¹^,³³ ¹^,⁵⁰ ⁰^,¹⁷ ⁰

º E º

E = − = ₂ ²₄⁻ ⁺ ³⁺ − ³⁺ = − =− <

La oxidación del oro con dicromato potásico no es espontánea, la disolución de dicromato no es capaz de oxidar

(8)

Pregunta B5.- En un reactor de 5 L se introducen 0,2 mol de HI y se calientan hasta 720 K, estableciéndose el equilibrio: 2 HI(g) ↔ H2(g) + I2(g), con Kc = 0,02. La reacción directa es exotérmica.

a) Calcule las concentraciones de todos los gases en el equilibrio.

b) Calcule las presiones parciales de todos los gases en el equilibrio y el valor de Kp a 720 K.

c) ¿Cómo se modificaría el equilibrio al disminuir la temperatura? ¿Y si se duplicara el volumen del reactor?

Dato. R = 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹.

Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos apartados a) y b); 0,5 puntos apartado c).

Solución.

a. Si al número de moles de yoduro de hidrogeno que se descompone lo denominamos 2x, el cuadro de reacción que da de la siguiente forma.

( ) ( ) ( )

( )

(

mol

)

0,2 2x x x

. Eq . C

2 , 0 mol . I . C

g H g

I g

HI

2 ₂ ₂

−

⇔

Si se aplica la ley de acción de masa al equilibrio:

[ ] [ ] [ ]

( ) ( )

( )

( ) ( )

²

2 2 2

2 2 22 c 2

HI n

H n I n

V HI n

V H n V

I n HI

H

K I ⋅

=



 





⋅

⋅ =

=

Sustituyendo por lo datos del cuadro de reacción y el valor de la constante, se obtiene una ecuación de 2º grado en x, que puede resolverse de forma sencilla teniendo en cuenta que x solo admite solución positiva

(

0,2 2x

)

²

x 02 x

, 0

−

= ⋅

(

0,2 2x

)

⁰^,⁰²

x

2 2

=

− 0,02

x 2 2 , 0

x =+

− 0,022mol

02 , 0 2 1

02 , 0 2 ,

x 0 =

+

=

[ ]

0,0312^mol_L

5 022 , 0 2 2 ,

HI_eq 0 − ⋅ =

=

[ ] [ ]

0,0044^mol_L

5 022 , H 0

I₂ = ₂ = =

b. Conocidos lo moles en el equilibrio, mediante la ecuación de gases ideales aplicada a un componente de la mezcla gaseosa, se obtienen las presiones parciales.

( )

HI 0,2 2 0,022 0,156mol

n = − ⋅ = n

( )

I₂ =n

(

H₂

)

=0,022mol















⋅ =

= ⋅

⋅ =

= ⋅

⋅ =

= ⋅

⋅

=

⋅

atm 26 , 5 0

720 082 , 0 022 , 0 V

RT P n

atm 26 , 5 0

720 082 , 0 022 , 0 V

RT P n

atm 84 , 5 1

720 082 , 0 156 , 0 V

RT P n

: RT n V P

2 2

H H

I I HI HI

i i

02 , 0 K

K_p= _c = porque ∆n

( )

g =0

(

n

( )

g_Reactivos=n

( )

g_Productos

)

c. Según Le Châtelier, cuando en un sistema en equilibrio se produce una perturbación el sistema reacciona en contra de la perturbación y de esa forma reestablecerá el equilibrio.

Si en el sistema se aumenta la temperatura, el sistema se desplazara en el sentido endotérmico, absorbiendo calor y de esa forma contrarrestará el aumento de temperatura y reestablecerá el equilibrio. Teniendo en cuenta que la reacción directa es exotérmica, el sentido endotérmico se producirá cuando el sistema se desplace hacia los reactivos. Por lo tanto, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda

En el equilibrio no hay variación del número de moles gaseosos entre reactivos y productos, por tanto ni variaciones de volumen ni variaciones de presión modifican el equilibrio. Si se duplica el volumen el sistema disminuye la presión, por lo que según Le Châtelier el equilibrio se desplazaría oponiéndose a esa disminución hacia donde haya mayor número de moles gaseosos, pero como hay el mismo número de moles gaseosos en reactivos y productos, el sistema no se alterará, permaneciendo en equilibrio.