INSTRUCCIONES GENERALES Y VALORACIÓN
La prueba consta de dos partes. En la primera parte se propone un conjunto de cinco cuestiones de las que el alumno resolverá únicamente tres. La segunda parte consiste en dos opciones de problemas, A y B. Cada una de ellas consta de dos problemas; el alumno podrá optar por una de las opciones y resolver los dos problemas planteados en ella, sin que pueda elegir un problema de cada opción. Cada cuestión o problema puntuará sobre un máximo de dos puntos.
TIEMPO: una hora y treinta minutos. PRIMERA PARTE
Cuestión 1
Dados los siguientes elementos: F, P, Cl y Na:
a) Indique su posición (periodo y grupo) en el sistema periódico.
b) Determine sus números atómicos y escriba sus configuraciones electrónicas. c) Ordene razonadamente los elementos de menor a mayor radio atómico.
d) Ordene razonadamente los elementos en función de su primera energía de ionización. Puntuación máxima por apartado: (0,5 puntos).
Cuestión 2
En una reacción química del tipo 3A(g) → A3(g) disminuye el desorden del sistema. El diagrama
entálpico del proceso se representa en el siguiente esquema:
a) ¿Qué signo tiene la variación de entropía de la reacción?
b) Indique razonadamente si el proceso indicado puede ser espontáneo a temperaturas altas o bajas. c) ¿Qué signo debería tener ΔH de la reacción para que esta no fuera espontánea a ninguna temperatura?
Puntuación máxima por apartado: (0,5 apartado a); 0,75 apartados b) y c)). Cuestión 3
La velocidad de la reacción A + 2B → se gaseosa solo depende de la temperatura y de la concentración de A, de tal manera que si se duplica la concentración de A la velocidad de reacción también se duplica.
a) Justifique para qué reactivo cambia más deprisa la concentración.
b) Indique los órdenes parciales respecto de A y B y escriba la ecuación cinética. c) Indique las unidades de la velocidad de reacción y de la constante cinética.
d) Justifique cómo afecta a la velocidad de reacción una disminución de volumen a temperatura constante.
Cuestión 4
En una disolución en medio ácido, el ión MnO4– oxida al H2O2, obteniéndose Mn 2+
, O2 y H2O.
a) Nombre todos los reactivos y productos de la reacción, indicando los estados de oxidación del oxígeno y del manganeso en cada uno de ellos.
b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido. c) Ajuste la reacción global.
d) Justifique, en función de los potenciales dados, si la reacción es espontánea o no en condiciones estándar.
Datos: Eº (MnO4–/ Mn 2+
) = 1,51V; Eº (O2/H2O2) = 0,70V.
Puntuación máxima por apartado: (0,5 puntos). Cuestión 5
Dadas las fórmulas siguientes: CH3OH, CH3CH2COOH, CH3COOCH3 y CH3CONH2:
a) Diga cuál es el nombre del grupo funcional presente en cada una de las moléculas. b) Nombre todos los compuestos.
c) Escriba la reacción que tiene lugar entre CH3OH y CH3CH2COOH.
d) ¿Qué sustancias orgánicas (estén o no entre las cuatro anteriores) pueden reaccionar para producir CH3COOCH3? Indique el tipo de reacción que tiene lugar.
Puntuación máxima por apartado: (0,5 puntos). SEGUNDA PARTE
OPCIÓN A Problema 1
El pH de un zumo de limón es 3,4. Suponiendo que el ácido del limón se comporta como un ácido monoprótico (HA) con constante de acidez Ka = 7,4·10–4, calcule:
a) La concentración de HA en ese zumo de limón.
b) El volumen de una disolución de hidróxido sódico 0,005 M necesaria para neutralizar 100 mL del zumo de limón.
Puntuación máxima por apartado: (1 punto). Problema 2
La electrólisis de una disolución acuosa de sulfato de cobre (II) se efectúa según la reacción iónica neta siguiente:
2Cu2+ (ac) + 2H2O (l) → 2Cu (s) + O2 (g) + 4H +
(ac) Calcule:
OPCIÓN B Problema 1
A temperatura elevada, un mol de etano se mezcla con un mol de vapor de ácido nítrico que reacionan para formar nitroetano (CH3CH2NO2) gas y vapor de agua. A esa temperatura, la
constante de equilibrio de dicha reacción es Kc = 0,050.
a) Formule la reacción que tiene lugar.
b) Calcule la masa de nitroetano que se forma. c) Calcule la entalpía molar estándar de la reacción.
d) Determine el calor que se desprende o absorbe hasta alcanzar el equilibrio. Datos: masas atómicas: H = 1, C = 12, N = 14, O = 16.
ΔHºf (kJ·mol─1 –124,6 –164,5 –236,2 –285,8
Puntuación máxima por apartado: (0,5 puntos). Problema 2
Una muestra impura de óxido de hierro (III) (sólido) reacciona con un ácido clorhídrico comercial de densidad 1,19 g·cm–3, que contiene el 35% en peso del ácido puro.
a) Escriba y ajuste la reacción que se produce, si se obtiene cloruro de hierro (III) y agua.
b) Calcule la pureza del óxido de hierro (III) si 5 gramos de este compuesto reaccionan exactamente con 10 cm3 del ácido.
SOLUCIONES
PRIMERA PARTE
Cuestión 2
Apartado a)
Al decirnos que el desorden del sistema disminuye, el signo de la variación de entropía será negativo, es decir, ∆S<0.
Apartado b)
Para estudiar la espontaneidad del proceso, estudiamos el valor de ∆G = ∆H – T·∆S.
El proceso propuesto, según nos indica su diagrama entálpico, es exotérmico (∆H<0).
Por tanto los signos de los dos sumandos que aparecen en la ecuación que da el valor de ∆G son:
∆H<0
T·∆S<0 → – T·∆S >0
Por tanto, el signo final de ∆G dependerá de cuál de los dos sumandos posee mayor valor absoluto:
Si – T·∆S posee un valor absoluto más elevado que el valor absoluto de ∆H (lo que puede ocurrir a temperaturas altas), entonces ∆G será positivo y la reacción será no espontánea.
Si – T·∆S posee un valor absoluto menor que el valor absoluto de ∆H (lo que puede ocurrir a temperaturas bajas), entonces ∆G será negativo y la reacción será espontánea.
Por tanto, el proceso indicado puede ser espontáneo a temperaturas BAJAS.
Apartado c)
Para que la reacción no sea espontánea a ninguna temperatura, el signo que debería tener ∆H sería positivo, ya que de esta forma, al ser – T·∆S >0 a cualquier temperatura, ∆G sería también positivo para el proceso a cualquier temperatura.
Apartado b)
El enunciado nos dice que la velocidad de la reacción solo depende de la temperatura y de la concentración del reactivo A, por lo tanto nos está indicando que no depende de la concentración del reactivo B, de lo que se deduce que el orden parcial respecto de B es cero.
El orden parcial respecto de A es uno, y la ecuación cinética es: vk
A es la única forma de que al duplicarse la concentración de A, la velocidad también se duplique, tal y como indica el enunciado.Apartado c)
Las unidades de la velocidad de una reacción, sea cual sea esta, son: molL1s1.
Las unidades de la constante cinética, k, dependen de la expresión de la ecuación cinética. Si despejamos k de la ecuación cinética que nos ocupa:
A vk Unidades de k
111
L mol
s L mol
s-1
Apartado d)
Una disminución de volumen supondría un aumento de las concentraciones, incluida la concentración de A, con lo cual, la velocidad aumentará.
Cuestión 4
Apartado a)
Reactivos:
MnO4–: anión permanganato estado oxidación Mn: +7 estado oxidación O: –2 H2O2: peróxido de hidrógeno / agua oxigenada estado oxidación O: –1
Productos:
Mn2+: catión manganeso (II) estado oxidación Mn: +2
O2: oxígeno molecular / dioxígeno estado oxidación O: 0
Apartado b)
Semirreacciones de reducción y oxidación y ajuste del átomo que se reduce u oxida:
REDUCCIÓN: MnO4 Mn2 OXIDACIÓN: H2O2 O2
Ajuste de los oxígenos utilizando H2O:
REDUCCIÓN: MnO Mn 4H2O 2
4
OXIDACIÓN: H2O2 O2
Ajuste de los hidrógenos utilizando H+:
REDUCCIÓN: MnO 8H Mn 4H2O 2
4
OXIDACIÓN: H2O2 O2 2H
Ajuste de la carga eléctrica en ambas semirreacciones utilizando electrones:
REDUCCIÓN:
2 : atotal arg C
2 2
7 : atotal arg C
4 8H Mn 4H O MnO
Es necesario sumar 5 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.
MnO 8H 5e Mn 4H2O 2
4
OXIDACIÓN:
2 : atotal arg C
2 0 : atotal arg C
2
2O O 2H H
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.
H2O2 O2 2H 2e
Suma de las dos semirreacciones para obtener la reacción iónica global ajustada:
2 2
2 2
2
4 6H 5H O 2Mn 8H O 5O MnO
2
(Los electrones desaparecen ya que se compensan en ambos miembros, y 10 protones comunes en reactivos y en productos también.)
Apartado d)
0 81 , 0 70 , 0 51 , 1 ) (
º ) (
º ) (
º reacción E semirreacciónreducción E semirreacciónoxidación V
E
por lo tanto la reacción es espontánea en condiciones estándar.
SEGUNDA PARTE
OPCIÓN B
Problema 1
Apartado a)
La reacción que tiene lugar es:
) g ( O H ) g ( NO CH CH ) g ( HNO )
g ( CH
CH3 3 3 3 2 2 2
Apartado b)
Planteamos la tabla que relaciona las concentraciones presentes inicialmente y al alcanzar dicho equilibrio:
CH3CH3(g) + HNO3 (g) CH3CH2NO2 (g) + H2O (g)
Moles iniciales 1 1 0 0
Moles en el equilibrio 1 – x 1 – x x x
Aplicamos ahora la ecuación de la constante de equilibrio correspondiente:
3
eq 3 3
eqeq 2 2 3 eq 2 c
) g ( CH CH )
g ( HNO
) g ( NO CH CH )
g ( O H K
Sustituyendo en (1) el valor de las concentraciones en el equilibrio (tabla de equilibrio), y el valor de Kc: 2 2 2 1 ) 1 ( ) 1 ( 05 , 0 x x x V x V x V x V x
de donde se obtiene una ecuación de segundo grado cuyas soluciones son:
x1 = +0,1827 moles ; x2 = –0,288 (no válida por ser negativa).
Una vez conocemos el valor de x podemos calcular la masa de nitroetano que se forma al alcanzar el estado de equilibrio:
moles CH3CH2NO2 (g) eq = x = 0,1827
masa CH3CH2NO2 (g) eq = 0,1827·(2·12 + 5·1 + 1·14 + 2·16) = 13,7 gramos.
Apartado c)
kJ molg HNO H g CH CH H g O H H g NO CH CH H reactivos H c productos H c H o f o f o f o f o f i o f i reaccion / 9 , 232 ) 5 , 164 ( ) 6 , 124 ( ) 8 , 285 ( ) 2 , 236 ( )) ( ( )) ( ( )) ( ( )) ( ( ) ( ) ( º 3 3 3 2 2 2 3 Apartado d)
Establecemos una sencilla proporción para este cálculo:
y consumidos g CH molesCH s kJliberado consumido g CH
molCH 0,1827 ( )
9 , 232
) (
1 3 3 3 3
de donde se obtiene el valor de y = 42,55 kJ liberados hasta alcanzar el estado de equilibrio en este caso concreto.
Problema 2
Apartado b)
Calculamos la molaridad del ácido.
Aplicaremos la relación:
100 ) soluto ( M
* masasoluto %
) L / g ( densidad M
r
*(o riqueza)
Así pues:
L g kg
g L
kg
densidad 1190
1 1000 19
,
1
; Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 g/mol
41
,
11
100
5
,
36
35
1190
M
mol / Lmoles de HCl que reaccionan = M·V= 11,41·(10·10–3) = 0,1141 moles
Moles que realmente reaccionan de óxido de hierro (III):
moles
x
molesHCl
O
molFe
1141
,
0
6
1
2 3
de donde x = 0,01902 molesAsí pues, la masa que reacciona de HCl son: 0,01902·36,5 = 0,69423 g
Por tanto la pureza del óxido de hierro es:
% 88 , 13 100 5
69423 , 0
%pureza
Apartado c)