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INSTRUCCIONES PARA LA REALIZACIÓN DEL EXAMEN

Conteste una opción de las dos que se proponen. Utilice la tabla periódica que se adjunta. Puede usar calculadora.

La puntuación máxima de cada pregunta está indicada al inicio de la pregunta. La nota del examen es la suma de las puntuaciones.

Duración del examen: 1,5 horas.

OPCIÓN A

1. (2 puntos) En la etiqueta de un frasco comercial de ácido clorhídrico se especifican los siguientes datos: 35% en peso, densidad 1,18 g/mL. Calcule:

a) El volumen de la disolución necesario para preparar 300 mL de clorhídrico 0,3 M.

b) El volumen de hidróxido sódico 0,2 M necesario para neutralizar 100 mL de la disolución 0,3 M de clorhídrico.

2. (1,5 puntos)

a) Una sustancia desconocida tiene un punto de fusión superior a 25 ºC y es soluble en agua. A partir de esta información, justifique cuál de las siguientes sustancias puede ser: diamante, sulfuro de hidrógeno, una barra de cobre, cloruro de potasio o dióxido de carbono.

b) ¿Cuál de las sustancias siguientes: H2O; H2S; H2Se; H2Te; H2 tiene las fuerzas

intermoleculares de atracción más grandes? ¿Por qué?

3. (2,5 puntos)

a) Formule las siguientes sales: cianuro potásico, cloruro amónico y nitrato de sodio. Prediga, razonadamente, el carácter ácido, básico o neutro que tendrán las disoluciones acuosas de las sales anteriores.

b) El ácido acético es un ácido débil (Ka = 1,8·10–5). Su base conjugada, ¿será fuerte o débil?

Razone la respuesta.

c) ¿Cuántos gramos de ácido acético se necesitan para obtener 100 mL de una disolución de pH 4?

4. (2 puntos) El bromuro de potasio reacciona con el ácido sulfúrico y da bromo, óxido de azufre (IV), sulfato de potasio y agua. a) Ajuste la reacción. b) Indique las semirreacciones de oxidación y de reducción. c) Indique quién actúa como oxidante y quién como reductor.

5. (2 puntos)

a) ¿Por qué el número de orbitales “d” es igual a 5?

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OPCIÓN B

1. (2 puntos) El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: óxido de manganeso (IV) más ácido clorhídrico da cloruro de manganeso (II), agua y cloro molecular. Calcule:

a) La cantidad de óxido de manganeso (IV) necesaria para obtener 100 litros de cloro medidos a 15 ºC y 720 mmHg. (1 atm = 760 mm Hg).

b) El volumen de ácido clorhídrico 0,2 M que se deberá emplear.

2. (2 puntos) Razone la veracidad o falsedad de las siguiente afirmaciones: a) a igual molaridad, cuanto más débil es un ácido, menor es el pH de sus disoluciones; b) a un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil; c) no existen disoluciones diluidas de un ácido fuerte; d) el ácido sulfúrico es un ácido fuerte porque tiene dos hidrógenos en la estructura molecular.

3. (2 puntos) Sabiendo que las entalpías estándar de combustión del hexano líquido, el carbono sólido y el hidrógeno gas son de –4 192,0; –393,1 y –285,8 kJ/mol, respectivamente, calcule:

a) La entalpía de formación del hexano líquido a 25 ºC.

b) El número de moles de hidrógeno consumidos en la formación de hexano líquido cuando se han liberado 30 kJ.

4. (2 puntos) Dados los valores de potencial estándar de reducción de los sistemas siguientes: v

53 , 0 ) I / I ( 2

o

 

; (Br2/Br ) 1,07v

o

 

; (Cl2 /Cl ) 1,36v

o

 

Indique razonadamente:

a) ¿Cuál es la especie química más oxidante entre todas las indicadas anteriormente? b) ¿Cuál es la forma reducida con mayor tendencia a oxidarse?

c) ¿Es espontánea la reacción entre el cloro molecular y el ion yoduro? d) ¿Es espontánea la reacción entre el ion cloruro y el bromo molecular?

5. (2 puntos) Indique razonadamente qué tipo de interacción o enlace químico se ha de romper para:

a) Fundir cloruro potásico. b) Disolver yodo en benceno. c) Hervir agua.

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SOLUCIONES

OPCIÓN A

Pregunta 1

Apartado a)

Calculamos la molaridad de la disolución comercial mediante la expresión:

100 ) soluto ( M

* masasoluto %

) L / g ( densidad M

r 

 *(o riqueza)

Así pues:

L g L

mL mL

g

densidad 1180

1 1000 18

,

1  

 ; Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 g/mol

315

,

11

100

5

,

36

35

1180

M

mol / L

Para calcular el volumen de disolución necesario para preparar 300 mL de disolución 0,3 M (más diluida que la comercial), utilizaremos la relación aplicable a las diluciones:

En primer lugar calculamos la nueva concentración de HCl que tendremos. Será evidentemente menor, ya que estamos llevando a cabo una dilución con agua.

f f i

i V M V

M    ; 11,315Vi 0,3300103 ;

mL L

Vi 7,95103 7,95 es necesario tomar de la disolución comercial.

Apartado b)

Planteamos la reacción de neutralización entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio, ajustada:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

En esta reacción se cumple, entre las cantidades consumidas de HCl y de NaOH, la siguiente relación, según nos indica el ajuste estequiométrico de la reacción:

NaOH consumidas HCl

consumidas n

n 

(4)

NaOH disolución NaOH

HCl disolución

HCl V M V

M   

Sustituyendo datos:

NaOH disolución V

  

 

2 , 0 ) 10 100 ( 3 ,

0 3  VdisoluciónNaOH 15010 3L150mL

Pregunta 2

Apartado a)

Con el dato de que la sustancia posee un punto de fusión superior a 25 ºC deducimos que la sustancia, a temperatura ambiente es sólida. Con ello descartamos el sulfuro de hidrógeno y el dióxido de carbono, ya que ambos son sustancias covalentes moleculares gaseosas a T ambiente.

El dato de que la sustancia es soluble en agua nos permite hacer el siguiente razonamiento:

 El diamante es una sustancia covalente atómica (o sólido covalente). Estas sustancias no son solubles en agua, por lo tanto, queda descartada como solución.

 El cobre es un metal. Los metales tampoco son solubles en agua. Con lo cual descartamos el cobre como solución.

 El cloruro de potasio es un compuesto iónico. Los compuestos iónicos son solubles en agua, por tanto el cloruro de potasio es la sustancia buscada.

Apartado b)

La sustancia que tiene las fuerzas moleculares de atracción más grandes es el agua, H2O.

Razonamiento:

Las 5 sustancias son covalentes moleculares.

 El H2 es una molécula apolar. Las fuerzas intermoleculares que presenta son las de dipolo

inducido-dipolo inducido, que son muy débiles.

 El H2S, H2Se, H2Te son moléculas polares debido a sus enlaces polares y su geometría angular.

Presentan fuerzas intermoleculares dipolo permanente–dipolo permanente, que son más intensas que las que presenta el H2.

 El H2O es, al igual que las tres anteriores, una molécula polar debido a sus enlaces polares y su

geometría angular, pero en este caso, al existir en la molécula enlaces entre el H y el O, las fuerzas intermoleculares entre las moléculas de agua son enlaces por puente de hidrógeno, que son mucho más intensas que las dipolo permanente–dipolo permanente.

Pregunta 3

Apartado a)

Cianuro potásico: KCN Cloruro amónico: NH4Cl

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Para predecir el carácter ácido, básico o neutro que tendrán las disoluciones acuosas de estas sales, hay que analizar el comportamiento ácido-base de los iones que la forman, que son los que están presentes en dichas disoluciones, ya que estas sales, en agua, se disocian en sus iones.

Cianuro potásico: KCN

Disociación: KCN(s) H2O K(ac)CN(ac)

 El ión K+, ión de un metal alcalino, no puede actuar como ácido ni como base.

 El ión CN es una base débil, ya que es conjugada del HCN, ácido cianhídrico, que es un ácido  débil. Con lo cual reaccionará con el agua actuando como base:

OH HCN O

H

CN 2

Por tanto, el pH de esta disolución será BÁSICO, debido al ion cianuro.

Cloruro amónico: NH4Cl

Disociación: NH Cl(s) H2O NH4(ac) Cl (ac)

4

   

 El ión NH4 +

es un ácido débil, ya que es conjugado del amoniaco, NH3, que es base débil.

Reaccionará pues con el agua, actuando como ácido:

H NH O H

NH4 2 3

 El ión Cl no puede actuar como base, ya que no puede formar HCl, por ser el HCl un ácido  fuerte.

Por tanto, el pH de esta disolución será ÁCIDO, debido al ion amonio.

Nitrato de sodio: NaNO3

Disociación: NaNO (s) Na (ac) NO3(ac)

O 2 H 3

   

 El ión Na+, ión de un metal alcalino, no puede actuar como ácido ni como base.

 El ión NO no puede actuar como base, ya que no puede formar HNO3 3, por ser este un ácido

fuerte.

Por tanto, el pH de esta disolución será NEUTRO.

Apartado b)

La base conjugada (el ión acetato) será débil. Reaccionará con el agua para formar ácido acético estableciendo un equilibrio.

COO

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ya que si este ión fuese fuerte, reaccionaría con el agua de forma irreversible (la reacción estaría totalmente desplazada hacia los productos):

COO

CH3 (aq) + H2O (aq)  CH3COOH (aq) + OH (aq) 

con lo cual el ácido acético no tendría la posibilidad de actuar como ácido para formar ión acetato, y por tanto, no podría ser un ácido débil.

Apartado c)

Planteamos el equilibrio de acidez del ácido acético y la tabla que permite relacionar las concentraciones existentes inicialmente y las concentraciones existentes una vez se alcanza el estado de equilibrio:

COOH

CH3 (aq) + H2O (aq)  CH3COO (aq) +

O

H3 (aq)

Conc. Iniciales (mol/L) y _______ 0 0

Conc. en el equilibrio

(mol/L) y – x _______ x x

(llamamos y a la concentración inicial de ácido acético, que en este caso es desconocida, y llamamos x a la concentración de ácido acético que se consume hasta que se alcanza el estado de equilibrio).

El enunciado nos dice que se desea que el pH sea 4. Con este dato podemos calcular la concentración de protones que debe existir en el equilibrio:

 

H

eq

10

pH

10

4

0

,

0001

mol

/

L

Por otra parte, la tabla de concentraciones anterior, nos indica que

 

H eq x

De donde, igualando ambos resultados, se obtiene que x0,0001mol/L

Ahora, para calcular el valor de y (concentración inicial de ácido acético) utilizaremos la expresión de la constante de acidez del ácido acético, que es la que corresponde a este equilibrio:

 

eq 3

eq eq 3

3 a

COO CH O

H ) COOH CH

( K

COOH 3 CH

 

Sustituimos los datos de la tabla en la expresión de la constante de acidez:

0001

,

0

0001

,

0

10

8

,

1

2 5

y

de donde y = 6,56·10

–4

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V n COOH

CH3 i  i ; de donde ni = (6,56·10–4)·(100·10–3)= 6,56·10–5 moles

mi(CH3COOH) = 6,56·10–5 moles · 60 g/mol = 3,936·10–3 gramos

Pregunta 4

Apartados a), b), c) (se contestarán los 3 a la vez)

Se nos plantea la reacción:

O H SO K SO Br SO H

KBr 2 4 2 2 2 4 2

En esta reacción, los números de oxidación de cada elemento en cada una de las especies son:

2 2 1 4 2 6 2 1 2 2 4 2 0 4 2 6 2 1 1 1

O H O S K O S Br O S H Br K

       

   

 

  

Se observa que el Br se ha oxidado, ya que ha aumentado su número de oxidación al pasar de reactivos a productos, y el S se ha reducido ya que ha disminuido su número de oxidación al pasar de reactivos a productos.

La especie que se reduce es el ácido sulfúrico, H2SO4. Es por tanto la especie oxidante.

La especie que se oxida es el KBr. Es, por tanto, la especie reductora.

Ajuste de la reacción:

 Semirreacciones de reducción y oxidación y ajuste del elemento que se reduce u oxida:

REDUCCIÓN: H2SO4SO2

OXIDACIÓN: 2Br Br2

 Ajuste de los oxígenos utilizando H2O:

REDUCCIÓN: H2SO4SO22H2O

OXIDACIÓN: 2Br Br2

 Ajuste de los hidrógenos utilizando H+:

REDUCCIÓN: H2SO42H SO2 2H2O

OXIDACIÓN: 2Br Br2

(8)

REDUCCIÓN: 0 : atotal arg C 2 2 2 : atotal arg C 4

2SO 2H SO 2H O

H   

Es necesario sumar 2 e

en el miembro de los reactivos, que es el que tiene la carga más elevada, para conseguir así rebajarla e igualarla con la carga del miembro de los productos.

O H 2 SO e 2 H 2 SO

H2 4   2 2

  OXIDACIÓN: 0 : atotal arg C 2 2 : atotal arg C Br Br 2  

Es necesario sumar 2e

en el miembro de los productos, que es el que tiene la carga más elevada, para conseguir así rebajarla e igualarla con la carga del miembro de los reactivos.

  e 2 Br Br 2 2

 Ajuste de los electrones intercambiados en ambas semirreacciones (deben tener el mismo número):

REDUCCIÓN (tal cual): H2SO42H 2e SO22H2O

OXIDACIÓN (tal cual): 2Br Br2 2e

 Suma de las dos semirreacciones para obtener la reacción iónica global ajustada:

2 2 2 4

2SO 2H 2Br SO 2H O Br

H       

(Los electrones desaparecen ya que se compensan en ambos miembros.)

 Por último, escribimos la reacción molecular, que en este caso es posible, ya que inicialmente nos dan la reacción con las especies completas. Para ello, seguimos estos pasos:

1. Completamos las especies incompletas (en forma iónica), tomando de referencia la reacción original que se nos propone.

Con ello:

 Los H+ de los reactivos los completaremos como H2SO4. Como tenemos dos H +

, solo escribiremos una molécula de H2SO4.

 El ión Br– de los reactivos lo completaremos como KBr. Como tenemos dos Br–, escribiremos dos moléculas de KBr.

2 2 2 4 2 4

2SO H SO 2KBr SO 2H O Br

H     

que se puede escribir, juntando las dos moléculas de ácido sulfúrico:

2 2 2 4

2SO 2KBr SO 2H O Br

H

2    

(9)

ajustados. Por ejemplo, en nuestro caso, falta por escribir todavía el sulfato de potasio (K2SO4) en

los productos, tal y como se nos propone en la reacción inicial. Si escribimos una molécula, la reacción queda totalmente ajustada:

4 2 2 2 2 4

2SO 2KBr SO 2H O Br K SO

H

2      Reacción molecular ajustada

Pregunta 5

Apartado a)

El número de orbitales correspondiente a cada subnivel de energía en un átomo, está determinado por los valores del número cuántico magnético (m o ml) asociados al número cuántico secundario o azimutal (l)

que corresponde a dicho subnivel, y que son: m l= {–l,...0..., +l}

A un subnivel d le corresponde un valor de l = 2. Los valores de ml asociados son: –2, –1, 0, +1, +2. Es

decir, 5 valores, y, por tanto, 5 orbitales en un subnivel d.

Apartado b)

b.1) El proceso de formación de un mol de yoduro de hidrógeno es:

) g ( HI ) g ( I 2 1 ) g ( H 2 1

2

2  

que es igual al equilibrio de referencia, pero dividido por 2, o lo que es lo mismo, multiplicada por 2 1 .

Entonces la constante de este nuevo equilibrio es: ' ( ) (54,27)2 7,37 1

2 1

 

K

K

b.2) El proceso de descomposición de un mol de yoduro de hidrógeno es:

) g ( I 2 1 ) g ( H 2 1 ) g (

HI  2  2

que es igual al equilibrio de referencia dado la vuelta (multiplicado por –1) y multiplicado también por ½.

Entonces la constante de este nuevo equilibrio es: ' ( ) (54,27) 2 0,136 1

2 1

 

K  

K

(10)

Para el equilibrio propuesto inicialmente: H2(g)I2(g)2HI(g), calculamos Q:

 

K

g I g H

g HI

Q i   

  

 12,35 54,27

27 , 0 3 , 0

1 )

( ) (

)

( 2

2 2

2

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