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) El sulfuro de cadmio (II) reacciona con el ácido nítrico para dar nitrato de cadmio (II), proceso en el cual, además, se forma azufre elemental, óxido de nitrógeno y agua.
a) Ajuste la reacción e indique la semirreacción de oxidación y la de reducción.
b) Calcule los gramos de sulfuro de cadmio (II) necesarios para preparar 22 gramos de nitrato de cadmio.
2. (2,5 puntos) La constante de ionización del ácido fórmico (HCOOH) es 1,8·10–4.
a) Indique la estructura de Lewis de este ácido y el tipo de hibridación del átomo de carbono. b) Calcule el pH de la disolución formada al disolver 0,023 gramos de ácido fórmico en 100 mL
de agua.
c) Calcule el pH de la disolución resultante al añadir 50 mL de ácido clorhídrico 0,02M a 0,1 L de una disolución 0,1 M de hidróxido sódico.
3. (1,5 puntos) a) Escriba la configuración electrónica de los siguientes átomos e iones: Al, Na+ y O2–. ¿Cuáles son isoelectrónicos? ¿Cuál o cuáles tienen electrones desapareados? b) ¿Cuál es la geometría del BCl3? ¿Es una molécula polar? ¿Es soluble en agua? Justifique las respuestas.
4. (2 puntos) En un proceso se queman 5 litros de una disolución alcohólica de un 80% en peso de etanol y densidad 0,84 g/mL. Calcule la masa de anhídrido de carbono que se desprende de la combustión.
5. (2 puntos) Sabiendo que a una temperatura T la reacción: A B C D es espontánea y endotérmica, razone si son correctas o no las afirmaciones siguientes:
a) Es una reacción rápida.
b) La entalpía de la reacción es positiva.
c) La entalpía de los productos es mayor que la de los reactivos. d) Es una reacción espontánea a cualquier temperatura.
OPCIÓN B
1. (3 puntos) Se dispone en un laboratorio de disoluciones acuosas 0,1 M de las sustancias siguientes: NaNO3, H2SO4, KOH, CH3COOH y Na2CO3.
a) Nombre los compuestos anteriores.
b) Ordene, razonadamente, las disoluciones por orden crecientes de pH.
2. (1,5 puntos) En el análisis de una blenda, en la cual todo el azufre se encuentra combinado como ZnS, se tratan 0,9364 gramos de mineral con ácido nítrico concentrado. Todo el azufre pasa a estado de ácido sulfúrico, y este se precipita como sulfato de bario. El precipitado se filtra y se limpia, se seca y se pesa. Se han obtenido 1,878 gramos de sulfato de bario. Calcule el % de ZnS en la muestra de blenda analizada.
3. (1,5 puntos) Uno de los problemas más importantes que lleva asociado el desarrollo industrial es la emisión a la atmósfera de ciertos gases. Identifique un gas asociado a cada uno de los problemas ambientales que se indican a continuación e indique qué incidencia tiene sobre ese fenómeno.
a) Lluvia ácida.
b) Desaparición de la capa de ozono.
4. (2 puntos) El sulfato de sodio reacciona con el carbono y da dióxido de carbono y sulfuro de sodio.
a) Indique el número de oxidación de todos los átomos de todos los compuestos indicados. b) Escriba la reacción correspondiente al proceso redox.
c) Indique las semirreacciones de oxidación y de reducción. 5. (2 puntos)
a) Dados los elementos siguientes: flúor, helio, sodio y oxígeno, justifique si se forman las moléculas siguientes: F2, He2, Na2, O2.
b) Indique, razonándolo, el estado de agregación, en condiciones normales de presión y temperatura, del butano, el cloruro potásico y el nitrógeno.
c) ¿Es cierto que todos los isótopos del mismo elemento tienen el mismo número de electrones? d) El número atómico coincide con el número de protones del núcleo, pero no siempre coincide con el número de electrones de un átomo neutro. ¿Es correcta esta afirmación?
OPCIÓN A
Pregunta 1
La reacción propuesta es:
3 3 2 2
CdS HNO Cd(NO ) S NOH O
Apartado a)
Indicamos los estados de oxidación correspondientes a cada elemento en cada una de las sustancias que aparecen en la reacción. Para ello debemos tener en cuenta las valencias de los distintos elementos y también que la suma de las cargas totales aportadas por cada elemento en una sustancia debe ser igual a la carga total de dicha sustancia (en esta reacción, las cargas totales de todas las sustancias tienen un valor de 0).
c arg atotalaportada 2 2 1 5 6 2 10 12 0 2 2 2 2
Re acción : Cd S H N
estadosoxi
O Cd( N O ) S N O H
dación 2 2 1 5 2 2 5 2
O 2 3
0 2 2
2
2 1
3
Se observa que el azufre (S) se oxida al pasar de los reactivos a los productos, ya que aumenta su estado de oxidación de –2 a 0, y que el nitrógeno se reduce (en parte) al disminuir su estado de oxidación de +5 a +2.
Semirreacciones de reducción y oxidación y ajuste del átomo que se reduce u oxida:
REDUCCIÓN: NO3 NO OXIDACIÓN: S2 S
Ajuste de los oxígenos utilizando H2O:
REDUCCIÓN: NO3NO2H O2 OXIDACIÓN: S2 S
Ajuste de los hidrógenos utilizando H+:
REDUCCIÓN: NO34HNO2H O2 OXIDACIÓN: S2 S
Ajuste de la carga eléctrica en ambas semirreacciones utilizando electrones:
REDUCCIÓN: 3 2
Carg atotal : 3 Carg atotal : 0 NO 4H NO 2H O
Es necesario sumar 3e– 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.
3 2
NO4H3eNO2H O
OXIDACIÓN: 2
Carg atotal : 2 Carg atotal : 0
S S
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.
2
S S 2e
Ajuste de los electrones intercambiados en ambas semirreacciones (deben tener el mismo número):
Suma de las dos semirreacciones para obtener la reacción iónica global ajustada:
2
3 2
2NO8H3S2NO4H O 3S
(Los electrones desaparecen ya que se compensan en ambos miembros.)
Completamos las especies iónicas tomando como referencia las sustancias que propone el enunciado para la reacción:
1. Cada ionNO3 de la reacción iónica lo completamos con un ion H+. Como hay 8 iones H+ en la reacción iónica, utilizamos 2 de ellos para este fin.
2. Cada ion H+ de la reacción iónica lo completamos con un ion NO3. Como faltan 6 H+ en la reacción iónica por completar introduciremos 6 iones NO3 nuevos.
3. Cada ion S2– de la reacción iónica lo completamos con ion Cd2+, que introduciremos nuevo.
3 3 2
2HNO 6HNO 3CdS2NO4H O 3S
4. Por último, al comprobar el ajuste, observamos que el Cd, el N, y el O, no están ajustados, y por otra parte vemos que no aparece en los productos el nitrato de cadmio, Cd(NO3)2 tal y como
propone el enunciado. Esto nos indica que introduciendo esta sustancia en los productos terminaremos de ajustar la reacción molecular.
En principio, como en los reactivos hay 3 átomos de Cd, en los productos vamos a introducir 3 moléculas de Cd(NO3)2 y después comprobaremos si los átomos de N y de O quedan también
ajustados:
3 2 3 2
8HNO 3CdS2NO4H O 3S 3Cd(NO )
Como se puede observar, ahora todos los átomos están en el mismo número en los reactivos y en los productos, con lo cual, la reacción está ajustada.
Apartado b)
Calculamos los moles de nitrato de cadmio que se utilizan en la reacción:
3 2
gramos 22
n(Cd(NO ) ) 0,093
Mr 112, 411 2 14,0067 6 15,9994
Según la estequiometría de la reacción:
3 2 3 2
3molesCd(NO ) 0,093molesCd(NO )
3molesCdS xmolesCdS → x = 0,093 moles de CdS se necesitan
r
Pregunta 2
Apartado a)
La molécula de ácido fórmico es: H C O
O
H
Su estructura de Lewis:
H
C
O
: O :
H
El átomo de carbono en esta sustancia debe poseer una hibridación sp2 ya que tiene a su alrededor 3 sustituyentes.
Su capa de valencia se transforma para llevar a cabo el enlace con el resto de átomos:
1. Capa de valencia original: 2s 2px 2py 2pz
↑↓ ↑ ↑
2. Promoción de un orbital 2s a uno 2p: 2s 2px 2py 2pz
↑ ↑ ↑ ↑
3. Hibridación (mezcla) en este caso del orbital 2s con 2 orbitales 2p. Se forman 3 orbitales atómicos híbridos sp2 y un orbital atómico 2p se queda en estado puro. Por tanto la capa de valencia se presenta al enlace de esta forma:
sp2 2pz
↑ ↑ ↑ ↑
Los 3 orbitales sp2 se disponen alrededor del átomo de carbono con geometría triangular plana. El orbital 2pz, perpendicular al plano de dicho triángulo.
Los 3 orbitales sp2 se solapan de la siguiente manera para formar los enlacea: uno de ellos se solapa frontalmente con el orbital 1s del H al que está unido el carbono. Otro se solapa frontalmente con uno de los orbitales 2p con electrón solitario que posee el oxígeno* unido al carbono con enlace simple. El tercer orbital sp2, hace lo mismo con el oxígeno unido al carbono con enlace doble. Los tres solapamientos dan lugar, respectivamente, a tres enlaces de tipo σ.
*Capa electrónica de valencia del oxígeno:
2s 2px 2py 2pz
El orbital 2pz puro del carbono se solapa lateralmente con el otro orbital 2p con electrón solitario
que posee el oxígeno unido al carbono con enlace doble. Se forma un enlace de tipo π.
H
C
O
: O :
H
Apartado b)
Calculamos la concentración inicial, en moles/litro, de ácido fórmico:
r
M (HCOOH) 1 12 2 16 2 1 46g / mol;
i
m 0'023
n (HCOOH) 0'0005
Mr 46
moles
ii
n 0'0005
HCOOH 0'005
V 0'100
mol/L
Establecemos la ecuación del equilibrio de acidez del HCOOH , y la tabla que nos permite relacionar las concentraciones iniciales y las concentraciones una vez alcanzado el estado de equilibrio:
HCOOH(aq) + H2O (aq) HCOO (aq) + H3O(aq)
Conc. Iniciales (mol/L) 0,005 _______ 0 0
Conc. en el equilibrio
(mol/L) 0,005 – x _______ x x
(llamamos x a la concentración de ácido fórmico que se consume hasta que se alcanza el estado de equilibrio).
Aplicamos ahora la ecuación de la constante de acidez del HCOOH, que es la constante que corresponde al equilibrio planteado:
3 eq eq
a
eq
H O HCOO
K (HCOOH)
HCOOH
Sustituyendo en (1) el valor de Ka (enunciado) y el de las concentraciones en el equilibrio (tabla de
equilibrio), obtenemos una ecuación que nos permite calcular el valor de x:
2
4 x x x
1,8 10
0´005 x 0´005 x
4 2
1,8 10 0´005 x x ; 9 10 71,8 10 4xx2; x21,8 10 4x 9 1070 4
x8,63 10 mol / L
(La otra solución de la ecuación es negativa, y por tanto, no es válida en este caso.)
Conocido ya el valor de x, podemos calcular el valor del pH de la disolución:
log
pH
H3O
eq
4 3
eq
H O x 8,63 10 mol / L
log
pH
H3O
eq log8,63 10 4 3,06 Es un pH ácido (<7) como era de esperar.Apartado c)
En primer lugar recalculamos las concentraciones de HCl y NaOH en la nueva mezcla de 150 (50 mL de HCl y 100 mL de NaOH). Para ello podemos aplicar, ya que simplemente se trata de una dilución, la relación: M1V1=M2V2.
HCl: 0'02 50 10 3 M2150 10 3 M2 0'00667mol/L NaOH: 0'1 100 10 3M2150 10 3 M2 0'0667mol/L
Cuando estas dos sustancias se mezclan en una disolución, reaccionan entre sí neutralizándose, ya que son ácido y base no conjugados.
Establecemos la ecuación de la reacción de neutralización entre el HCl y el NaOH, y la tabla que nos permite relacionar las concentraciones iniciales y las concentraciones una vez finalizada la reacción, que no es un equilibrio:
HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O
Conc. Iniciales (mol/L) 0,00667 0,0667 0 0
Conc. finales (mol/L) 0 0,0667 – 0,00667 =
Todo el HCl se consume al estar en menor concentración. La única sustancia resultante que proporciona pH es el NaOH sobrante. (El NaCl se disocia totalmente en Na+ y Cl–, y ninguno de estos dos iones presenta carácter ácido-base).
NaOH (aq) Na+ (aq) + OH–(aq)
Conc. Iniciales (mol/L) 0,0603 0 0
Conc. finales (mol/L) 0 0,06003 0,06003
pOH log
f
OH log
0,06003 1, 22
pH = 14 – pOH = 14 – 1,22 = 12,78 (pH básico)
Pregunta 3
Apartado a)
Al (z = 13), posee 13 protones y 13 electrones: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Na+ (z = 11), posee 11 protones y 10 electrones: 1s2 2s2 2p6 O2– (z = 8), posee 8 protones y 10 electrones: 1s2 2s2 2p6
Na+ y O2– son isoelectrónicos (poseen el mismo número de electrones)
Al posee 1 electrón desapareado, el electrón 2p:
1s 2s 2px 2py 2pz
↑↓ ↑↓ ↑
Apartado b)
La estructura de Lewis del BCl3 es:
: Cl B Cl :
:Cl:
Para la teoría RPECV es una molécula de tipo AB3 (1 átomo central, 3 átomos enlazados al central,
ningún par de electrones solitario sobre el átomo central). Con lo cual, su geometría es triangular plana.
Debido a su geometría triangular plana (simétrica) y a que los 3 átomos enlazados al boro son iguales, la molécula es apolar. Los 3 dipolos de los enlaces polares B–Cl se anulan debido a la simetría de la molécula.
Pregunta 4
La reacción propuesta es (ajustada): CH CH OH 3O3 2 22CO23H O2
Calculamos la molaridad de la disolución de etanol:
disolución
r
d (g / L) %enpeso 840 80
M 14,609
M (soluto) 100 46 100
mol /L
Calculamos los moles de etanol que se han hecho reaccionar:
n
M n M V 14,609 5 73,045 V
moles
Calculamos los moles de anhídrido de carbono que se forman, utilizando la estequiometría de la reacción:
3 2 3 2
2
2
1molCH CH OH 73,045molCH CH OH ;
2molesCO x
x 73,045 2 146,09molesCO
masa CO2 = moles CO2· Mr(CO2) = 146,09·44 = 6427,96 gramos
Pregunta 5
Apartado a)
Falsa. La espontaneidad de la reacción y el signo de su entalpía no tiene que ver con su velocidad, por tanto, únicamente con esa información no podemos deducir si es una reacción rápida o lenta.
Apartado b)
Verdadera. Para una reacción endotérmica, H>0, y para una reacción exotérmica, H<0. Por tanto, como nuestra reacción es endotérmica, posee una variación de entalpía positiva.
Apartado c)
Verdadera, ya que la reacción es endotérmica, se consume energía, lo que quiere decir que para pasar de los reactivos a los productos se requiere energía, con lo cual se deduce que la entalpía de los productos es mayor que la entalpía de los reactivos.
Apartado d)
Analizaremos el signo de Gº para saber si la reacción será espontánea o no:
Gº = Hº–T·Sº
Sabemos que Hº es positivo, por lo tanto solo será espontánea cuando el término –T·Sº resulte ser siempre negativo (lo que depende del signo de Sº que debería ser siempre positivo) y su valor absoluto sea mayor que el de Hº (lo que depende del valor de Sº y del de su producto por T).
Por tanto no podemos afirmar que la reacción sea espontánea a cualquier temperatura.
