UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID

(1)

UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID PRUEBA DE ACCESO A LAS ENSEÑANZAS UNIVERSITARIAS

OFICIALES DE GRADO Modelo Curso 2009-2010

MATERIA: QUÍMICA

INSTRUCCIONES GENERALES Y VALORACIÓN

La prueba consta de dos opciones, A y B, y el alumno deberá optar por una de las opciones y resolver las tres cuestiones y los dos problemas planteados en ella, sin que pueda elegir cuestiones o problemas de diferentes opciones. Cada cuestión o problema puntuará sobre un máximo de dos puntos. No se contestará ninguna pregunta en este impreso. TIEMPO: una hora y treinta minutos.

OPCIÓN A

Cuestión 1A.

Para el conjunto de números cuánticos que aparecen en los siguientes apartados, explique si pueden pertenecer a un orbital atómico y, en los casos afirmativos, indique de qué orbital se trata.

a) n = 5, l = 2, m_l = 2 b) n = 1, l = 0, m_l = −1/2 c) n = 2, l = −1, ml = 1 d) n = 3, l = 1, m_l = 0

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución.

- n ≡ Número cuántico principal. Cuantifica el radio del orbital. n = 1, 2, 3, …

- l ≡ Número cuántico secundario o azimutal. Cuantifica la forma del orbital. l = 0, 1, 2, … n−1 - m_l ≡ Número cuántico magnético. Cuantifica la orientación del orbital. ml ≡ 0, ±1, ±2, … ±l

a.

Posible, cumple las reglas de los números cuánticos. Corresponde a un orbital 5d

b.

No es posible. m_l solo puede tomar valores enteros, si l = 0, m_l solo puede tomar el valor 0.

c.

No es posible. l solo puede tomar valores positivos ó 0.

d.

Posible, cumple las reglas de los números cuánticos. Corresponde a un orbital 3p.

Cuestión 2A.-

Dadas las siguientes sustancias: CO₂, CF₄, H₂CO y HF:

a) Escriba las estructuras de Lewis de sus moléculas.

b) Explique sus geometrías por la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia o por la Teoría de Hibridación.

c) Justifique cuáles de estas moléculas tienen momento dipolar distinto de cero.

d) Justifique cuáles de estas sustancias presentan enlace de hidrógeno.

Datos. Números atómicos

(

Z

)

: H = 1; C = 6; O = 8; F = 9; S = 16 y Cl = 17 Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución.

a.

Para describir las estructuras de Lewis, es conveniente conocer el número de electrones de valencia de la molécula, denominados disponibles D

(

suma de los electrones de valencia de todos los átomos que participan en la molécula

)

, electrones necesarios N,

(

suma de los electrones que debería tener cada átomo de la molécula para completar su octeto

)

, electrones compartidos C

(

electrones que forman enlace; C = N −−−− D

)

, y electrones solitarios S

(

electrones no compartidos S = N −−−− C

)

.

(2)

b.

R.P.E.C.V. Este modelo es una extensión de la teoría de Lewis y sirve para predecir la geometría de una molécula poliatómica. Esta basado en la diferencia de estabilidad que tiene una determinada geometría en función de la disposición espacial de los pares de electrones

(

enlazantes o no enlazantes

)

que rodean al átomo central de la molécula, y que los pares de electrones

(

compartidos y no compartidos

)

tienden a situarse en aquellas posiciones que minimicen las repulsiones entre ellos.

La geometría molecular es la disposición de los núcleos que forman la molécula. Para determinar la geometría de una molécula se deben tener en cuenta el número de direcciones electrónicas

(

ICE: índice de coordinación electrónico

)

, que representa el número de direcciones en las que se acumula densidad electrónica y es igual al número de pares solitarios

(

no enlazantes

)

más el número de enlaces, sean simples ó múltiples, y el número de direcciones geométricas que es igual al número de núcleos a los que se une el átomo central.

- CO2:





=

= 2 s geométrica s

direccione nº

2 as electrónic s

direccione

nº . Para minimizar las interacciones, los pares de enlace

(

doble

)

se

disponen de forma lineal. Luego la estructura molecular es lineal.

- CF₄:





=

= 4 s geométrica s

direccione nº

4 as electrónic s

direccione

nº . Para minimizar las interacciones, los pares de enlace se disponen

de forma tetraédrica. Luego la estructura molecular es tetraédrica.

- H₂CO:





=

= 3 s geométrica s

direccione nº

3 as electrónic s

direccione

nº . Para minimizar las interacciones, los pares de enlace se

disponen de forma trigonal plana. Luego la estructura molecular es trigonal con ángulos de enlace diferentes debido a que no son iguales todos los enlaces, el ángulo entre los hidrógenos es menor que los ángulos de enlace entre los hidrógenos y el oxígeno debido al doble enlace carbono-oxígeno.

- HF: Molécula lineal, no tiene ninguna otra posibilidad, solo existen dos núcleos.

(3)

Teoría de hibridación. El átomo central de la molécula reorganiza sus orbitales atómicos para obtener más y mejores direcciones de enlace. El coste energético de la promoción electrónica y de la hibridación de los orbitales atómicos se ve compensado con la formación de enlaces que rebajan más el contenido energético de la molécula.

- CO₂: Lineal.

( ) ( )

1 ¹z

y 1 1 Hibr 2

1 z 1

y 1 x e 1

Promoción 2

2p 2s p p p 1s ; sp sp p p

s 2 :

C ⁻→  →

El carbono promociona sus electrones de valencia y forma dos orbitales híbridos del tipo sp que utiliza para formar enlaces σ con los orbitales atómicos de los átomos de oxígeno con un electrón desapareado

(

2p

)

, los otros dos orbitales atómicos del carbono que no forman orbitales híbridos, forman enlaces π con los orbitales atómicos del oxigeno que quedan con un electrón desapareado. Molécula lineal con ángulos de enlace de 180º.

- CF₄: Tetraédrica. ^C^:²^s²^p²^^^Prom.^^^e^⁻^→²^s¹^p¹^x^p¹^y^p¹^z ^^Hibr^{ →}^ ¹^s²^;

( ) ( ) ( ) ( )

^sp³¹^sp³¹^sp³¹^sp³¹

El carbono promociona sus electrones de valencia y forma cuatro orbitales híbridos del tipo sp³ que utiliza para formar enlaces σ con los orbitales atómicos de los átomos de flúor con un electrón desapareado

(

2p

)

. Molécula tetraédrica con ángulos de enlace de 108º. El carbono ocupa el centro del tetraedro y los átomos de flúor los vértices.

- H2CO: Triangular. ^C^:²^s²^p²^^^Prom.^^^e^⁻^→²^s¹^p¹^x^p¹^y^p¹^z^^Hibr^{ →}^ ¹^s²^;

( ) ( ) ( )

^sp²¹^sp²¹^sp²¹^p¹

El carbono promociona sus electrones de valencia y forma tres orbitales híbridos del tipo sp² que utiliza para formar tres enlaces σ, uno con un orbital atómico del oxígeno con un electrón desapareado y los otros dos con los orbitales atómicos de los hidrógenos. El orbital atómico del carbono que no forma orbital híbrido, forma un enlace π con un orbital atómico tipo p del oxigeno. Molécula trigonal plana con ángulos de enlace entorno a 120º, siendo algo menor el ángulo entre los hidrógenos que los ángulos entre el hidrógeno y el oxígeno.

- HF: Molécula lineal. Enlace σ entre el orbital atómico 2p del flúor con el 1s de hidrógeno.

c. La polaridad se mide por el momento dipolar, magnitud con carácter vectorial. Una molécula será polar si sus enlaces son polares

(

los átomos que lo forman tienen diferente electronegatividad

)

y la suma vectorial de los momentos dipolares no se anula por geometría.

-CO₂: El enlace C−O es polar

(

χ

(

O

)

> χ

(

C

))

, pero la molécula, por geometría es apolar debido a que la suma de los momentos dipolares de los enlaces se anula.

- CF₄: El enlace C−F es polar

(

χ

(

F

)

> χ

(

C

))

, pero la molécula, por geometría es apolar debido a que la suma de los momentos dipolares de los enlaces se anula.

- H2CO: El enlace C−H es muy poco polar debido a que χ

(

H

)

≈ χ

(

C

)

siendo ligeramente mayor la del carbono, mientras que el enlace C−O es polar, por lo tanto la suma vectorial de los momentos dipolares no se anula, la molécula es polar.

- HF: El enlace H−F esta polarizado debido a que χ

(

F

)

> χ

(

H

)

, la molécula es polar.

d. Para que una molécula forme enlaces de hidrógeno debe tener enlaces tipo H−X, donde X representa un átomo que cumpla las siguientes condiciones: elevada electronegatividad; tamaño pequeño

(4)

(

X ≡ F, N, O

)

. De las moléculas propuestas solo forman enlaces de hidrógeno el fluoruro de hidrógeno

(

HF

)

, las demás no tienen enlaces H−X.

Cuestión 3A.-

Dado el equilibrio C (s) + H₂O (g) ↔ CO (g) + H2 (g), justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) La expresión de la constante de equilibrio

K

p es:

K

p = p

(

CO

)

. p

(

H₂

)

/

{

p

(

C

)

. p

(

H₂0

) }

b) Al añadir más carbono, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

c) En esta reacción, el agua actúa como oxidante.

d) El equilibrio se desplaza hacia la izquierda cuando aumenta la presión total del sistema.

Solución.

a. FALSA. En los equilibrios heterogéneos, la constante solo depende las sustancias que se encuentren en el estado de agregación de mayor libertad, en el caso de equilibrio heterogéneos sólido-gas, las constantes de equilibrio solo depende de las sustancias que estén en estado gaseoso.

O H

H CO p

2 2

P P P

K ⋅

=

b. FALSA. En un equilibrio heterogéneo sólido-gas, el equilibrio solo depende de las sustancias que se encuentren en estado gaseoso.

c. VERDADERA. El hidrógeno el agua actúa con estado de oxidación +1, capta protones y se reduce a hidrógeno molecular con estado de oxidación 0, actuando el agua como oxidante, mientras que el carbono sólido pierde electrones oxidándose a monóxido de carbono y actuando como reductor.

d. VERDADERA. Según Le Chatelier, “Siempre que se modifiquen las condiciones de un sistema en equilibrio se produce un desplazamiento del mismo en el sentido que restablezca la condiciones iniciales”. Al aumentar la presión en un sistema gaseoso, el equilibrio se desplaza hacia donde menor volumen ocupe, oponiéndose de esta forma al aumento de presión e intentar reestablecer el equilibrio.

Problema 1A.-

En la reacción de combustión del metanol líquido se produce CO₂ (g) y H₂0 (1).

Sabiendo que el metanol tiene una densidad de 0,79 g·cm⁻³, calcule:

a) La entalpía estándar de combustión del metanol líquido.

b) La energía desprendida en la combustión de 1 L de metanol.

c) El volumen de oxígeno necesario para la combustión de 1 L de metanol, medido a 37 ºC y 5 atm.

Datos. R = 0,082 atm· L· mol⁻¹·K⁻¹. Masas atómicas: C = 12; 0= 16; H = 1.

Entalpías estándar de formación en kJ· mol⁻¹: metanol (1) = −239; CO2 (g) = −393; H20 (1) = −294.

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

Solución.

a. Reacción de combustión del etanol:

( ) ^O ( ) ^g ^CO ( ) ^g ² ^H ^O ( ) ^l

2 l 3 OH

CH

₃

+

₂

→

₂

+

₂

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

( ) ∑ ( )

∑

^⋅^∆ ⁻ ^⋅^∆

=

∆H p H Productos r H^o Reactivos

i f o

i f

R _i _i

Donde p_i y r_i representan los coeficientes estequiométricos de productos y reactivos respectivamente.

Aplicando a la reacción propuesta:

( )

( ) ( ( ) ) ( ( ) ) ( ( ) ) ( ( ) )



 





∆ + ∆

−

∆ +

∆

=

∆ H O g

2 l 3 CH H l O H H 2 g CO H l OH CH

H

ô_C ₃ ô_f ₂ ô_f ₂ ô_f ₃ ô_f ₂

Donde:

^H

o

( ^O

2

( ) ^g ) ⁰

f

=

∆

, por tratarse de un elemento en estado natural.

( )

( ) = ∆ ( ( ) ) + ∆ ( ( ) ) − ∆ ( ( ) ) =

∆ H

^o_C

CH

₃

OH l H

^o_f

CO

₂

g 2 H

^o_f

H

₂

O l H

^o_f

CH

₃

l

( ²⁹⁴ ) ( ²³⁹ ) ⁷⁴² ^kJ ^mol

¹

2 393 + ⋅ − − − = −

⁻

−

=

Reacción exotérmica.

(5)

b. En este apartado recomiendo hacerlo por factores de conversión mediante la ecuación termoquímica del proceso.

( ) ^O ( ) ^g ^CO ( ) ^g ² ^H ^O ( ) ^l ⁷⁴² ^kJ

2 l 3 OH

CH

₃

+

₂

→

₂

+

₂

+

Factor de conversión:

mol 1

kJ 742 OH CH

Q

3

=

^⇒

( ) (

ⁿ^CH ^OH

)

OH CH mol 742 kJ

Q ₃

3

⋅







= 

∆

( )

( ) ( ) ¹⁸³¹⁸ ^kJ

mol 32 gr

cm 1000 cm 79 gr , 0 mol 742 kJ OH CH M

V d

mol 742 kJ OH CH M

OH CH m mol 742 kJ Q

3 3

3 OH CH 3

3 3

⋅ =

⋅

⋅ =

⋅

=

⋅

=

∆

En la combustión de 1 L de metanol se desprenden 18318 kJ.

Nota: El término desprender se puede cambiar por el signo negativo que en este tipo de problema solo tiene carácter cualitativo (+ se absorbe,

−

se desprende).

c. Factor de conversión:

( ) ⁿ ( ^CH ^OH )

2 O 3 1 n

3 2 OH CH

O

3 2

3

2

=

⇒

=

( ) ( )

( ) ( ) ²⁴ ^, ⁶⁹ ^mol

mol 32 gr

cm 1000 cm 79 gr , 0 OH CH M

V d

OH CH M

OH CH OH m

CH n

3 3

3 OH CH 3

3 3 ³

⋅ =

=

( ) ( ) ²⁴ ^, ⁶⁹ ³⁷ ^, ⁰³ ^mol

2 OH 3 CH 2 n O 3

n

₂

=

₃

= ⋅ =

Mediante la ecuación de gases ideales se obtiene el volumen (PV = nRT).

L 27 , atm 188

5 K K 310 mol

L 0,082 atm mol 03 , 37 P

V

_O₂

nRT ⋅ =

⋅

⋅ ⋅

=

Problema 2A.-

Se disuelven 2,3 g de ácido metanoico en agua hasta un volumen de 250 cm³. Calcule:

a) El grado de disociación y el pH de la disolución.

b) El volumen de hidróxido de potasio 0,5 M necesario para neutralizar 50 cm³ de la disolución anterior.

Datos: K_a = 1,8×10⁻⁴; Masas atómicas: C = 12, O = 16, H = 1 Puntuación máxima por apartado: 1 punto.

Solución.

a. Ácido débil, su equilibrio de disociación está regido por su constante de acidez

(

K_a

)

. Si c_o es su concentración inicial y α su grado de disociación, el cuadro de reacción será el siguiente:

Aplicando la ley de Ostwald se obtiene la expresión de la constante.

HCOOH O H HCOO

K

_a ³

+

−

⋅

=

La concentración inicial

(

c_o

)

se obtiene mediante la definición de molaridad.

( )

( ) ²⁵⁰ ¹⁰ ^mol ( ) ^L ⁰ ^, ² ^mol ^L

46 gr gr 3 , 2

L V

HCOOH M

HCOOH m

L V

HCOOH

c n

₃

s d s

d

o

=

= ×

=

₋

+ +

Sustituyendo en la expresión de la constante las concentraciones por sus expresiones en función de c_o y α, se obtiene una ecuación en la que podemos despejar el valor de α.

(6)

( ) − α

= α α

− α

⋅

= α

= ⋅

+

−

1 c 1

c c c HCOOH

O H HCOO K

o 2 o

o 3 o

a

Teniendo en cuenta que se trata de un ácido débil (K_a = 1,8×10⁻⁴), y que su concentración no es muy diluida, se puede plantear una hipótesis que nos permitirá simplificar la ecuación, en el caso de no confirmare la hipótesis, se transformaría la ecuación en una ecuación de 2º grado en α.

o 2 a

a o

c

: K despejando

c K 1

K c

1 1 05 , 0 Sí :

Hipótesis

⇒

= α α =







α

−

= α

→ α

⇒

−

<

α

Sustituyendo por lo datos:

hipótesis.

la acepta Se 05 , 0 03 , 2 0 , 0

10 8 , 1 c

K ⁴

o

a = × = < ⇒

=

α ⁻

El grado de disociación es del 3% (α = 0,03).

El pH se obtiene de la definición conocidos c_o y α.

( ) ^c ^log ( ⁰ ^, ² ⁰ ^, ⁰³ ) ² ^, ²

log O

H log

pH = −

₃ ⁺

= −

_o

α = − ⋅ =

b. Reacción de neutralización entre un ácido y una base, se resuelve por factores de conversión.

( ) âq ^K ( ) âq ^H Ô

HCOO KOH

HCOOH + →

⁻

+

⁺

+

₂

( ^KOH ) ( ⁿ ^HCOOH )

1 n 1 HCOOH

KOH =

⇒

=

Por estar en disolución, el número de moles se obtiene de la definición de molaridad.

HCOOH HCOOH

KOH

V M V

M ⋅ = ⋅

^:

0 , 02 L

5 , 0

2 , 10 0 M 50

V M

V

³

KOH HCOOH HCOOH

KOH

= = ×

⁻

=

3 KOH

20 cm

V =

(7)

OPCIÓN B

Cuestión 1B.-

Considere la combustión de tres sustancias: carbón, hidrógeno molecular y etano1.

a) Ajuste las correspondientes reacciones de combustión.

b) Indique cuáles de los reactivos o productos de las mismas tienen entalpía de formación nula.

c) Escriba las expresiones para calcular las entalpías de combustión a partir de las entalpías de formación.

d) Escriba la expresión de la entalpía de formación del etanol en función únicamente de las entalpías de combustión de las reacciones del apartado a).

Solución.

a. -^C

( )

^s +^O2

( )

^g →^CO2

( )

^g

-

( ) ^O ( ) ^g ^H ^O ( ) ^l

2 g 1

H

₂

+

₂

→

₂

-

^C

2

^H

5

^OH ( ) ^l + ³ ^O

2

( ) ^g → ² ^CO

2

( ) ^g + ³ ^H

2

^O ( ) ^l

b. Por convenio, tienen entalpía de formación nula todos los elementos en estado natural.

( )

( ) ^C ^s ^H ( ^O ( ) ^g ) ^H ( ^H ( ) ^g ) ⁰

H

^o_f

= ∆

^o_f ₂

= ∆

^o_f ₂

=

∆

c. Por ser la entalpía una función de estado, sus variaciones solo dependen de las condiciones iniciales y finales, por tanto se pueden calcular mediante la expresión:

(

^Productos

)

^r ^H

(

^Reactivos

)

H p

H ^o

i f o

R ⁼

∑

^⋅^∆ i ⁻

∑

^⋅^∆ i

∆

Donde r_i y p_i son coeficientes estequiométricos de reactivos y productos respectivamente.

-

^H ( ) ^C ( ) ^s ^H ( ^CO ( ) ^g ) ^H ( ) ^C ( ) ^s ^H ( ^O ( ) ^g ) ^H

o

( ^CO

2

( ) ^g )

f 0

2 o f 0

o f 2

o f o

C

= ∆

















∆ +

∆

−

∆

=

∆

14243 14243

-

( ( ) ) ( ( ) ) ( ( ) ) ^H ( ^O ( ) ^g ) ^H ( ^H ^O ( ) ^l )

2 g 1 H H l O H H g H

H

^o_f ₂

0 o 2 f 0

o 2 f o 2

f o 2

C

= ∆

















∆ +

∆

−

∆

=

∆

14243 14243

-

( ( ) ) ( ( ) ) ( ( ) ) ( ( ) ) ( ( ) )

_^

⁼













∆ +

∆

−

∆ +

∆

=

∆

14243

0 2 o f 5

2 o f 2

o f 2

o f 5

2 o

C

C H OH l 2 H CO g 3 H H O l H C H OH l 3 H O g

H

( )

( ^CO ^g ) ³ ^H ( ^H ^O ( ) ^l ) ^H ( ^C ^H ^OH ( ) ^l )

H

2 ∆

^o_f ₂

+ ∆

^o_f ₂

− ∆

^o_f ₂ ₅

=

d. Partiendo de la entalpía de combustión del etanol, se despeja la de formación, y se sustituyen las de formación de H₂O y de CO₂ por las de combustión de H₂ y de C respectivamente.

( )

( ^C ^H ÔH ^l ) ² ^H ( ^CO ( ) ^g ) ³ ^H ( ^H Ô ( ) ^l ) ^H ( ^C ^H ÔH ( ) ^l )

H

^o_C ₂ ₅

= ∆

^o_f ₂

+ ∆

^o_f ₂

− ∆

^o_f ₂ ₅

∆

( )

( ^C ^H ÔH ^l ) ² ^H ( ^CO ( ) ^g ) ³ ^H ( ^H Ô ( ) ^l ) ^H ( ^C ^H ÔH ( ) ^l )

H

^o_f ₂ ₅

= ∆

^o_f ₂

+ ∆

^o_f ₂

− ∆

^o_C ₂ ₅

∆

( )

( ^C ^H ^OH ^l ) ² ^H ( ) ^C ( ) ^s ³ ^H ( ^H ( ) ^g ) ^H ( ^C ^H ^OH ( ) ^l )

H

^o_f ₂ ₅

= ∆

^o_C

+ ∆

^o_C ₂

− ∆

^o_C ₂ ₅

∆

Cuestión 2B.-

Dadas las constantes de acidez de las especies químicas CH₃COOH, HF, HS0₄⁻ y NH₄⁺ a) Ordene las cuatro especies de mayor a menor acidez.

b) Escriba sus correspondientes reacciones de disociación ácida en disolución acuosa.

c) Identifique sus bases conjugadas y ordénelas de mayor a menor basicidad.

d) Escriba la reacción de transferencia protónica entre la especie química más ácida y la base conjugada más básica.

Datos. K_a

(

CH₃COOH

)

= 1,8×10⁻⁵; K_a

(

HF

)

= 7,2×10⁻⁴; K_a

(

HS0₄⁻

)

= 1,2×10⁻²; K_a

(

NH₄⁺

)

= 5,5×10⁻¹⁰ Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución.

a. La acidez mide la concentración de protones, a mayor acidez mayor concentración de protones,

(8)

K_a

(

HS0₄⁻

)

= 1,2×10⁻² > K_a

(

HF

)

= 7,2×10⁻⁴ > K_a

(

CH₃COOH

)

= 1,8×10⁻⁵ > K_a

(

NH₄⁺

)

= 5,5×10⁻¹⁰ HS0₄⁻ > HF > CH₃COOH > NH₄⁺

b. - HSO⁻₄+H₂O↔SO²₄⁻+H₃O⁺ -HF+H₂O↔F⁻+H₃O⁺

-CH₃−COOH+H₂O↔CH₃−COO⁻+H₃O⁺ -NH⁺₄+H₂O↔NH₃+H₃O⁺

c.

Ácido Base conjugada

−4

HSO SO²₄⁻

(

Sulfato

)

HF F

⁻

(

Fluoruro

)

COOH

CH

₃−

CH

₃−

COO

⁻

(

Acetato

)

+4

NH NH

3

(

Amoniaco

)

La fortaleza de los pares conjugados es inversamente proporcional a la fortaleza de la sustancia de la que procede, a mayor fortaleza de un ácido, menor fortaleza de su base conjugada y viceversa.

El orden de mayor a menor basicidad de las bases conjugadas será inverso al orden de mayor a menor acidez de los ácidos de los que procede.

−

−> >

−

> ₃ ²₄

3

CH COO F SO

NH

d.

^HSO ( ) ^aq ^NH ( ) ^aq ^SO

2

( ) ^aq ^NH

4

( ) ^aq

4 3

4 − +

− + ↔ +

Cuestión 3B.-

Complete las siguientes reacciones, escribiendo las fórmulas semidesarrolladas de todos los compuestos orgánicos. Nombre todos los productos obtenidos e indique el tipo de reacción orgánica de que se trata en cada caso.

a) 2-buteno + HBr

b) 1-propanol + Q

 

^H²^SO

 

⁴

→

c) ácido butanoico + 1-propanol



^H

 → 

⁺ d) ⁿ

(

^H2^N

(

^CH2

)

5^COOH

)

^→

Solución.

a. 2-buteno + Bromuro de hidrógeno → 2-bromo butano. Reacción de adición electrófila

3 2

3 3

3 CH CH CH HBr CH CH CHBr CH

CH − = − + → − − −

b. 1-propanol + calor → propeno + agua. Reacción de eliminación.

O H CH CH CH Q

OH CH CH

CH₃− ₂− ₂ + ^H²^SO⁴→ ₃− = ₂+ ₂

c. ácido butanoico + 1-propanol → butanoato de propilo + agua. Reacción de esterificación, reacción de sustitución nucleófila.

3 2 2 2

2 3 H

3 2 2

2 2

3 CH CH COOH CH OH CH CH CH CH CH COO CH CH CH

CH − − − + − −  →⁺ − − − − − −

d. Ácido 6-aminohexanoico → Poliamida (nailon). Reacción de polimerización por condensación.

( )

( ^H ^N ^CH ^COOH ) ( ^CONH ( ^CH ) ) ⁿ ^H ^O

n

₂ ₂ ₅ → − ₂ ₅−_n+ ₂

(9)

Problema 1B.-

Una mezcla de 2 moles de N₂ y 6 moles de H2 se calienta hasta 700 ºC en un reactor de 100 L, estableciéndose el equilibrio N₂ (g) + 3 H₂ (g) ↔ 2NH3 (g). En estas condiciones se forman 48,28 g de amoniaco en el reactor. Calcule:

a) La cantidad en gramos de N₂ y de H2 en el equilibrio.

b) La constante de equilibrio Kc.

c) La presión total en el reactor cuando se ha alcanzado el equilibrio.

Datos. Masas atómicas: N = 14, H = 1; R = 0,082 atm· L· mol⁻¹·K⁻¹. Puntuación máxima por apartado: a) y b) 0,75 puntos; c) 0,5 puntos.

Solución.

a. Para resolver el problema es conveniente plantear el cuadro de reacción. Si definimos x como el número de moles de N₂ que reaccionan, el cuadro queda de la siguiente forma:

Conocida la masa de amoniaco en el equilibrio

(

48,28 gr

)

, se calcula x.

( ) ( )

( )

( ^NH ) ² ^x ^: ² ^x ² ^, ⁸⁴

n

mol 84 , 2 mol 17 gr

gr 28 , 48 NH M

NH NH m

n

3 eq 3 3 3 eq



=







=

:

1 , 42

2 84 , x = 2 =

Conocido el valor de x se calcula el número de moles en el equilibrio de N₂ y de H₂, y a continuación la masa en gramos de cada uno.

( )

^N ² ^x ² ¹^,⁴² ⁰^,⁵⁸

n ₂ = − = − = :

^m ( ) ^N

2

= ⁿ ⋅ ^M = ⁰ ^, ⁵⁸ ^mol ⋅ ²⁸ ^gr _mol = ¹⁶ ^, ²⁴ ^gr

( ) ^H ⁶ ³ ^x ⁶ ³ ¹ ^, ⁴² ¹ ^, ⁷⁴

n

₂

= − = − ⋅ =

^:

^m ( ) ^H

2

= ⁿ ⋅ ^M = ¹ ^, ⁷⁴ ^mol ⋅ ² ^gr _mol = ³ ^, ⁴⁸ ^gr

b. Conocidos los moles de todos los compuestos presentes en el equilibrio y el volumen del reactor, se calcula la constante K_c mediante su definición.

( )

( ) ( )

³ ⁴

2

3 2 2

2 3 3

2 2

2 3

c

2 , 64 10

100 74 , 1 100

58 , 0

100 84 , 2

V H n V N n

V NH n

H N

K NH = ×



 



⋅





 







 





=



 



⋅





 







 





⋅ =

=

c. Conocidos los moles en el equilibrio de todos los componentes de la mezcla gaseosa el volumen y la temperatura, con la ecuación de gases ideales se calcula la presión en el interior del reactor.

( ) ( ) ( ^N ⁿ ^H ⁿ ^NH ) ⁰ ^, ⁵⁸ ¹ ^, ⁷⁴ ² ^, ⁸⁴ ⁵ ^, ¹⁶ ^mol

n

_T

=

₂

+

₂

+

₃

= + + =

K 973 273 700

T = + =

T R n V

P ⋅ = ⋅ ⋅

^:

4 , 12 atm

L 100

K K 973 mol

L 0,082 atm mol 16 , 5 V

T R

P n ⋅ =

⋅

⋅ ⋅

⋅ =

= ⋅

(10)

Problema 2B.-

La electrólisis de una disolución acuosa de BiCl₃ en medio neutro origina Bi

(

s

)

y Cl₂

(

g

)

.

a) Escriba las semireacciones iónicas en el cátodo y en el ánodo y la reacción global del proceso, y calcule el potencial estándar correspondiente a la reacción global.

b) Calcule la masa de bismuto metálico y el volumen de cloro gaseoso, medido a 25 ºC y 1 atm, obtenidos al cabo de dos horas, cuando se aplica una corriente de 1,5 A.

Datos. Masas atómicas: Cl = 35,5; Bi = 209,0; F = 96485 C· mol⁻¹; R = 0,082 atm·L· mol⁻¹·K⁻¹ Eº

(

Bi³⁺/ Bi

)

= 0,29 V; Eº

(

Cl₂ / Cl⁻

)

= 1,36 V

Puntuación máxima por apartado: 1 punto.

Solución.

a.

b. Factor de conversión:

3 1 e

Bi₋ = ⇒

ⁿ ( ) ^Bi ⁼ ₃ ¹ ⁿ ( ) ^e

⁻

El número de moles de bismuto se calcula por la definición de mol, el número de moles de electrones se calcula a partir de la carga que atraviesa el electrolito, teniendo en cuenta que F representa la carga en coulomb de un mol de electrones.

( ) ( ) { } ( ) ( ) F

t I 3 1 Bi M

Bi : m t I Q F : Q 3 1 Bi M

Bi

m = ⋅ = ⋅ = ⋅ ⋅

Donde Q representa la carga que atraviesa el electrolito, I la intensidad de corriente y t el tiempo.

( ) ( ) ₇ _, ₈ _gr

C mol 96485

mol 209 gr s 7200 A 5 , 1 3 1 F

Bi M t I 3 Bi 1

m ⋅ ⋅ =

⋅

⋅ =

⋅ ⋅

=

Factor de conversión:

2 1 e

Cl

₋₂

=

^⇒

ⁿ ( ) ^Cl

²

⁼ ₂ ¹ ⁿ ( ) ^e

⁻

( )

⁰^,⁰⁵⁶^mol

Cmol 96485

s 7200 A 5 , 1 2 1 F

t I 2 1 F Q 2 Cl 1

n ₂ = = ⋅ = ⋅ =

Conocidos los moles de cloro, mediante la ecuación de gases ideales se calcula el volumen de cloro.

UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID