BLOQUE A
1. Responda a las siguientes cuestiones:
a) Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: CH4 , NH3 , SO2 , H2CO (Hasta 0,8 puntos)
b) ¿Qué geometría cabe esperar para cada una de ellas utilizando el modelo de repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia? (Hasta 0,8 puntos)
c) Nombre las moléculas del apartado a) (Hasta 0,4 puntos)
Para escribir las estructuras de Lewis es ecesario conocer el número de electrones de la última capa del átomo central.
La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos en una molécula.
Un modelo para explicar esta geometría es la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV)
La teoría RPECV se basa en la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central, suponiendo que la geometría que finalmente adopta la molécula es aquella en que la repulsión entre los pares es mínima.
Para su aplicación e interpretación en una agrupación de átomos determinada (molécula o ión):
1. Se disponen los electrones de la capa de valencia del átomo central de acuerdo con el modelo de Lewis (peden ser 8, menos o más).
2. Se compone la estructura de Lewis de la molécula o ión, observando si existen o no pares de electrones NO enlazantes en el átomo central.
3. Se disponen en el espacio dichos pares teniendo en cuenta la disposición de máximo alejamiento o mínima repulsión.
Conf electrónica Estructura Lewis Estructura Lewis RPECV Geometría pares electrones Geometría molécular CH4 Metano 6C → 1s2//2s22p2 Tetraédrica Tetraédrica NH3 Amoniaco 7N → 1s2//2s22p3 Tetraédrica Pirámide triangular SO2 Dióxido de azufre 16S → 1s2//2s22p6//3s23p4 Triangular plana Angular H2CO Metanal Foemaldehido Formol 6C → 1s2//2s22p2 Triangular plana Triangular plana
2. En la combustión de azufre se produce dióxido de azufre con un rendimiento del 80%. a) Escriba la reacción ajustada. (Hasta 0,5 puntos)
b) Si se desean quemar 300 g de azufre. ¿Qué volumen de dióxido de azufre se produce, medido en condiciones normales? (Hasta 0,8 puntos)
c) Calcule los gramos de azufre que se precisan para obtener 5 g de dióxido de azufre. (Hasta 0,7 puntos)
a) Escriba la reacción ajustada.
2 2 2 2 168 1 ) ( 4 , 22 5 , 7 5 , 7 100 80 1 1 375 , 9 SO L mol CN L SO mol SO mol teórico real S mol O mol S mol x = = =
c) Calcule los gramos de azufre que se precisan para obtener 5 g de dióxido de azufre.
S g mol S g S mol necesarios S mol real teórico SO mol S mol SO mol y 14 , 3 1 32 098 , 0 098 , 0 80 100 1 1 078 , 0 2 2 = = =
3. Calcule la concentración de iones OH- en las siguientes disoluciones acuosas: a) NaOH, 0,01 M. (Hasta 0,6 puntos)
b) HCl, 0,002 M. (Hasta 0,7 puntos)
c) HNO3, cuyo pH es igual a 4. (Hasta 0,7 puntos)
a) [OH-] en una disolución de NaOH 0,01M.
El NaOH es una base fuerte y según la teoría de Arrhenius se disocia por completo:
Suponiendo despreciables los OH- que provienen de la autoionización agua.
[OH-] = 0,01 mol/L
b) [OH-] en una disolución de HCl, 0,002 M.
El HCl es un ácido fuerte y según la teoría de Arrhenius se disocia por completo:
Suponiendo despreciables los H+ que provienen de la autoionización agua. Como Kw = [H+][OH-]
[ ] [ ]
mol L H Kw OH 5·10 / 002 , 0 10−14 −12 + − = = =c) [OH-] en una disolución de HNO3, cuyo pH es igual a 4.
El es HNO3 un ácido fuerte y según la teoría de Arrhenius se disocia por completo. Si su pH=4:
[ ]
[ ]
Kw 10 10 14 4 − − − − + = ⇒ = = = S + O2 → SO2 estequiometría 1 1 1 inicial 9,375 final x S + O2 → SO2 estequiometría 1 1 1 inicial y final 0,078 KOH → K+ OH inicial 0,01 - - final - 0,01 0,01 HCl → H+ Cl inicial 0,002 - - final - 0,002 0,002 Rend: 80% S mol g mol S g 9,375 32 1 300 = 2 2 0,078 64 1 5 molSO g mol SO g =4. Se pretende obtener etileno a partir de grafito e hidrógeno a 25 ºC y a una atmósfera de presión, según la reacción: 2 C (grafito) + 2H2 (g) → C2H4 (g)
Calcule:
a) La entalpía de reacción en las condiciones estándar. ¿La reacción es exotérmica o endotérmica? (Hasta 0,8 puntos)
b) La variación de energía libre de Gibbs en las condiciones estándar. ¿Es espontánea la reacción en las condiciones dadas? (Hasta 1,2 puntos)
Datos: ∆Hof C2H4 (g) = 52,5 kJ/mol S0C(grafito) = 5,7 J/mol; S 0 H2(g) = 130,6 J/mol; ; S 0 C2H4(g) = 219,2 J/mol;
a) La entalpía de reacción en las condiciones estándar. ¿La reacción es exotérmica o endotérmica? La entalpía está como dato ∆Hof C2H4 (g) = 52,5 kJ/mol
∆H consigo positivo, lo cual implica que es una reacción endotérmica.
b) La variación de energía libre de Gibbs en las condiciones estándar. ¿Es espontánea la reacción en las condiciones dadas?
La variación de energía libre de Gibbs se calcula:
∆G = ∆H - T· ∆S
∆Sreacción = 219,2 - (2·5,7 + 2·130,6) = -53,4 J/K ∆G = 52,5 kJ - 298·(-53,4/1000)kJ = 68,4 kJ
Como ∆G tiene signo positivo, la reacción es NO ESPONTÁNEA. Y no lo será a ninguna temperatura ya que ∆Sreacción tiene signo positivo.
5. El ácido hipocloroso (HClO) reacciona con fósforo blanco (P4) produciéndose ácido ortofosfórico
(H3PO4) y ácido clorhídrico (HCl).
a) Escriba las semirreaciones de oxidación y reducción. (Hasta 0,8 puntos)
b) Ajuste las reacciones iónica y molecular por el método del ión-electrón. (Hasta 1,2 puntos)
Oxidación: P4 + 16H2O → 4PO4 + 32H+ + 20e- Reducción: (ClO- + 2H+ + 2e-→ Cl- + H2O )x10 --- P4 + 16H2O +10ClO + 20H+ + → 4PO4 + 32H+ + 10Cl- + 10H2O P4 + 6H2O +10ClO → 4PO4
+ 12H+ + 10Cl- ecuación iónica ajustada. P4 + 6H2O +10ClOH → 4H3PO4 + 10HCl ecuación molecular ajustada.
2 C (grafito) + 2 H2 (g) → C2H4 (g)
estequiometría 2 2 1
1. Dados los elementos: N, F, Na, Si, cuyos números másicos son 14, 19, 23 y 28 respectivamente: a) Escriba su configuración electrónica ordenada. (Hasta 0,8 puntos)
b) Indique el número de protones, neutrones y electrones de cada uno. (Hasta 0,4 puntos) c) Ordénelos de menor a mayor electronegatividad, razonando la respuesta.
(Hasta 0,4 puntos)
d) Ordénelos de menor a mayor radio atómico, razonando la respuesta. (Hasta 0,4 puntos) a) Escriba su configuración electrónica ordenada.
b) Indique el número de protones, neutrones y electrones de cada uno.
c) Ordénelos de menor a mayor electronegatividad, razonando la respuesta.
Se define electronegatividad (EN) como la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia si los electrones de un enlace. Es un número sin unidades. La escala más utilizada es la de Pauling, asignándo valores comprendidos entre 0 y 4.
Los factores que influyen en la variación de la EN de los átomos dentro de la tabla periódica son: la carga del núcleo, el número de niveles de electrones en la corteza y la configuración electrónica de la última capa.
carga del núcleo número de niveles de electrones en la corteza configuración electrónica de la última capa Variación En un periodo Hacia la derecha aumenta carga del núcleo, mayor atracción sobre electrones
Nivel no cambia. Distancia similar y como aumenta carga núcleo, mayor atracción
Hacai la derecha se aproxima a la configuración de gas inerte. Mayor tendencia a ganar electrones Hacia la derecha, en general aumenta la EN En un grupo Hacia debajo aumenta la carga, mayor atracción sobre electrones
Hacia debajo aumenta el número de niveles, aumenta la distancia y el apantallamiento. Menor atracción sobre electrones Todos la misma. No influye
Predomina el efecto del número de niveles. Hacia
debajo menor atracción sobre electrones. Menor EN.
N y F están en el 2º periodo. Na y Si están en el 3er periodo. Por tanto: N, F > Na, Si
N y F en el mismo periodo, pero el F más a la derecha con configuración en la última capa s2p5. Esto hace que el F sea más EN que el N.
Na y Si en el mismo periodo. Como el Si está más a la derecha será más EN que el Na. Ordenando todos en orden de menor a mayor EN:
Na < S i< N < F Conf electrónica Número de p+ Número de nº Número de e- N 14 7 1s 2//2s22p3 7 7 7 F 19 9 1s 2//2s22p5 9 10 9 Na 23 11 1s 2//2s22p6//3s1 11 12 11 Si 28 14 1s 2 //2s22p6 // 3s22p2 14 14 14
2. Se quieren preparar 250 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0,2 M. Para ello se utiliza un reactivo de laboratorio donde en su etiqueta, entre otros datos, se encuentra lo siguiente: Ácido clorhídrico 35 % en masa; 1L ≈ 1,19 kg.
Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) ¿Qué volumen es necesario tomar del reactivo de laboratorio? (Hasta 1,5 puntos) b) Describa cómo procedería para preparar la disolución pedida. (Hasta 0,5 puntos) a) ¿Qué volumen es necesario tomar del reactivo de laboratorio?
Se trata de realizar una dilución. Se calcula la M del HCl concentrado:
L mol HCl g HCl mol disolución g puro HCl g disolución L disolución g M 11,41 / 5 , 36 1 100 35 1190 = =
Los moles de HCl puros en la disolución diluida vienen de la cncentrada: ndiluida = nconcentrada ….. → …. Md·Vd = Mc·Vc mL L Vc 4,4·10 4,4 41 , 11 25 , 0 · 2 , 0 = 3 = = −
b) Describa cómo procedería para preparar la disolución pedida.
Procedimiento: Se colocan en un vaso de precipitados una cantidad suficiente de HCl concentrado, y con una pipeta adecuada (en este caso de 10 mL) provista con pera de succión se introducen en un matraz aforado (en este caso de 250 mL) 4,4 mL. Se añade agua destilada hasta enrasar los 250 mL del matraz.
3. La constante de equilibrio, Kc, a 200 ºC para la reacción PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) es 0,015. En
un recipiente cerrado de 10 L se introducen, a dicha temperatura, 5 moles de PCl5 y 1 mol de PCl3. El
sistema evoluciona hasta alcanzar el equilibrio a la misma temperatura. Calcule: a) Las concentraciones de cada especie en el equilibrio. (Hasta 1,2 puntos) b) El valor de Kp. (Hasta 0,4 puntos)
c) La presión total en el equilibrio. (Hasta 0,4 puntos) a) Las concentraciones de cada especie en el equilibrio.
+
ntotal equilibrio = 4,535 + 1,465 + 0,465 = 6,465 mol
En el equilibrio se tiene que:
[
][ ]
[
]
x x mol x x x x x x PCl Cl PCl Kc 0,465 .... 1,615 ) 5 ( 10 ) 1 ( 10 5 10 10 1 5 2 3 ⇒ = =− − + = − + = = b) El valor de Kp.Aplicando la relación entre las constantes de equilibrio:
582 , 0 ) 473 · 082 , 0 ·( 015 , 0 ) · ( · ⇒ = ⇒ = = ∆ p p n c p K R T K K K
c) La presión total en el equilibrio.
Aplicando la ecuación de los gases perfectos a cada una de las sustancias:
pT · V = nt · R · T → p p atm V T R n p T T T T 25,08 10 473 · 082 , 0 · 465 , 6 · · = ⇒ = ⇒ = PCl5 (g) → PCl3 (g) + Cl2 (g) estequiometría 1 1 1 inicial 5 1 -- equilibrio 5-x 1+x x solución (mol) 5-0,465= 4,535 1+0,465=1,465 0,465 solución (mol/L) 0,454 0,147 0,047
La solución x= -1,615 no tiene sentido en este caso.
Comprobación de la solución x=0,465 mol
correcto Kc 0,015.... 10 535 , 4 10 465 , 0 10 465 , 1 = ==
4. La constante del producto de solubilidad del hidróxido de magnesio Mg(OH)2 es
Ks = 1,5 ·10-11. Calcule:
a) La solubilidad del hidróxido de magnesio. (Hasta 0,8 puntos) b) El pH de una disolución saturada de Mg(OH)2. (Hasta 0,6 puntos)
c) La concentración máxima de Mg2+ en una disolución de Mg(OH)2, si el pH es igual a 9. (Hasta 0,6 puntos)
a) La solubilidad del hidróxido de magnesio. Ks = [Mg 2+ ] · [OH-]2 = s · (2 · s)2 = 4 · s3→ s Ks s 1,55·10 mol/L 4 10 · 5 , 1 4 4 3 11 3 − − = ⇒ = =
b) El pH de una disolución saturada de Mg(OH)2.
[OH- ] = 2 · s = 2 · 1,55· 10-4 mol/L → [OH- ] = 3,11 · 10-4 mol/L pOH = - log [OH-] = - log 3,11 · 10-4 → pOH = 3,51
pH = 14 – pOH = 14 – 3,51 = 10,49
c) La concentración máxima de Mg2+ en una disolución de Mg(OH)2, si el pH es igual a 9. Si pH = 9 → pOH = 5 →[OH- ] = 10-5 mol/L
Como se dice [Mg2+] máxima, y se debe cumplir Ks: Ks = [Mg 2+ ] · [OH-]2→
[ ] [ ] [ ]
Mg[ ]
Mg mol L OH Ks Mg 0,15 / ) 10 ( 10 · 5 , 1 2 2 5 11 2 2 2 = ⇒ = ⇒ + = − − + − + Observación:Si la disolución saturada en H2O genera un pH = 10,49, al bajar el pH a 9 disminuirá la [OH
-] y el equilibrio se desplazará hacia la derecha, aumentando la solubilidad.
5. Una pila Daniell está formada por un electrodo de cinc sumergido en una solución de sulfato de cinc y un electrodo de cobre introducido en una solución de sulfato de cobre (II). Los dos electrodos están unidos por un conductor externo.
a) Dibuje el esquema de la pila, incorporando el elemento que falta para cerrar el circuito, explicando qué función realiza. Escriba las reacciones de oxidación y reducción y en qué electrodo se producen. (Hasta 1,5 puntos)
b) Calcule la fuerza electromotriz estándar de la pila. (Hasta 0,5 puntos)
Datos: E0Zn2+/Zn = -0,76 V E 0
Cu2+/Cu = 0,34 V a) b)
La reducción que se dará la del potencial de reducción más alto. Se reducirá el Cu2+ a Cu.
El elemento que falta entre los electrodos es un puente salino, constituido por una disolución de sal que no intervenga en las reacciones de los electrodos, por ejemplo KCl. Su función es doble: cierra el circuito interiormente y compensa la acumulación de cargas en los electrodos. En el caso del KCl,
los iones Cl- migrarían hacia el electrodo de Zn para compensar las cargas positivas de Zn+2 que aparecen y los iones K+ migrarían hacia el electrodo de Cu para compensar las cargas positivas que desaparecen.
Notación pila: Mg(OH)2 (s) Mg 2+ 2 OH -estequiometría 1 1 2 equilibrio s 2s Ks = 1,5·10-11 Ks = [Mg 2+ ] · [OH-]2
