PRUEBA DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD QUÍMICA (2010)

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PRUEBA DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD QUÍMICA (2010) CEUTA Y MELILLA

OPCIÓN A

1.- Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Nitrito de plata b) Hidróxido de magnesio c) 1,1-Dicloroetano d) MoO3 e) Ca3(PO4)2 f) CH2OHCH2OH

2.- Supongamos que los sólidos cristalinos NaF, KF y LiF cristalizan en el mismo tipo de red.

a) Escriba el ciclo de Born-Haber para el NaF.

b) Razone cómo varía la energía reticular de las sales mencionadas. c) Razone cómo varían las temperaturas de fusión de las citadas sales.

3.- Se dispone de una disolución acuosa saturada de Fe(OH)3, compuesto poco soluble.

a) Escriba la expresión del producto de solubilidad para este compuesto.

b) Deduzca la expresión que permite conocer la solubilidad del hidróxido a partir del producto de solubilidad.

Instrucciones:

a) Duración: 1 hora y 30 minutos

b) Elija y desarrolle una opción completa, sin mezclar cuestiones de ambas. Indique, claramente, la opción elegida.

c) No es necesario copiar la pregunta, basta con poner su número. d) Se podrá responder a las preguntas en el orden que desee.

e) Puntuación: cuestiones ( nº 1,2,3 y 4) hasta 1,5 puntos cada una. Problemas (nº 5 y 6 ) hasta 2 puntos cada uno.

f) Exprese sólo las ideas que se piden. Se valorará positivamente la concreción en las respuestas y la capacidad de síntesis.

c) Razone cómo varía la solubilidad del hidróxido al aumentar el pH de la disolución.

4.- Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) La entalpía de formación estándar del mercurio líquido, a 25 ºC, es cero. b) Todas las reacciones químicas en que ∆G<0 son muy rápidas.

c) A −273 ºC la entropía de una sustancia cristalina pura es cero.

5.- El gas cloro se puede obtener por reacción de ácido clorhídrico con ácido nítrico, produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua.

a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón.

b) Calcule el volumen de cloro obtenido, a 17 ºC y 720 mm de mercurio, cuando reaccionan 100 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0’5 M con ácido nítrico en exceso.

Dato: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1.

6.- Disponemos de dos matraces: uno contiene 50 mL de una disolución acuosa de HCl 0’10 M, y el otro, 50 mL de una disolución acuosa de HCOOH diez veces más concentrado que el primero. Calcule:

a) El pH de cada una de las disoluciones.

b) El volumen de agua que se debe añadir a la disolución más ácida para que el pH de las dos sea el mismo.

Dato: Ka (HCOOH) = 1’8·10-4.

OPCIÓN B

1.- Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Peróxido de rubidio b) Hidrogenocarbonato de calcio c) Butanona d) BeH2 e) HClO4 f) CH3CONH2

2.- Un tubo de ensayo contiene 25 mL de agua. Calcule: a) El número de moles de agua.

b) El número total de átomos de hidrógeno. c) La masa en gramos de una molécula de agua.

Datos: Densidad del agua = 1 g/mL. Masas atómicas: O = 16; H = 1. 3.- a) Escriba la configuración electrónica de los iones S2– y Fe2+. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con S2–.

c) Justifique por qué la segunda energía de ionización del magnesio es mayor que la primera.

4.- a) Ordene de menor a mayor acidez las disoluciones acuosas de igual concentración de HNO3, NaOH y KNO3. Razone su respuesta.

b) Se tiene un ácido fuerte HA en disolución acuosa. Justifique qué le sucederá al pH de la disolución al añadir agua.

5.- En un recipiente de 1 litro de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 0’1 mol de NO, 0’05 moles de H2 y 0’1 mol de agua. Se calienta el matraz y se establece el equilibrio:

2 NO (g) + 2 H2 (g) N2 (g) + 2 H2 O (g)

Sabiendo que cuando se establece el equilibrio la concentración de NO es 0’062 M, calcule:

a) La concentración de todas las especies en el equilibrio. b) El valor de la constante Kc a esa temperatura.

6.- Para la reacción: CH4 (g) + Cl2 (g)  CH3 Cl (l) + HCl (g)

a) Calcule la entalpía de reacción estándar a 25 ºC, a partir de las entalpías de enlace y de las entalpías de formación en las mismas condiciones de presión y temperatura.

b) Sabiendo que el valor de ∆Sº de la reacción es 11’1 J·K-1·mol-1 y utilizando el valor de ∆Hº de la reacción obtenido a partir de los valores de las entalpías de formación, calcule el valor de ∆Gº, a 25 ºC.

Datos:∆Hºf (CH4) (g) = −74’8 kJ/mol, ∆Hºf CH3Cl (l) = −82’0 kJ/mol, ∆Hºf HCl (g) = −92’3 kJ/mol.

Entalpías de enlace en kJ/mol: (C−H) = 414; (Cl −Cl) = 243; (C−Cl) = 339; (H−Cl) = 432

OPCIÓN A

1.- Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Nitrito de plata b) Hidróxido de magnesio c) 1,1-Dicloroetano d) MoO3 e) Ca 3(PO4)2 f) CH2OHCH2OH

a) Nitrito de plata: Ag NO2

b) Hidróxido de magnesio: Mg (OH)2 c) 1,1-Dicloroetano: CH(Cl2)CH3 d) MoO3: Trióxido de molibdeno. e) Ca 3(PO4)2: Fosfato de calcio f) CH2OHCH2OH : 1,2-etanodiol

2.- Supongamos que los sólidos cristalinos NaF, KF y LiF cristalizan en el mismo tipo de red.

a) Escriba el ciclo de Born-Haber para el NaF.

b) Razone cómo varía la energía reticular de las sales mencionadas.

SOLUCIÓN DE LA PRUEBA

1

c) Razone cómo varían las temperaturas de fusión de las citadas sales.

a) Na (s) + ½ F2  Na F (s)

Na (g) + F(g)

Na+ (g) + F- (g)

El proceso de formación de un mol de NF (s) consta de las siguientes etapas señaladas con los números en el esquema:

1 Se produce la sublimación de los átomos de Na absorbiendo energía de sublimación +ES

2 Ionización de los átomos de Na (g) absorbiendo energía de ionización + EI pasando a Na+ (g)

3 Disociación de medio mol de F2 (g) para lo que se absorbe media energía de de disociación + ½ ED

4 Ionización de un mol de F (g) , proceso en el que se desprende la energía que corresponde con su afinidad electrónica - AE

5 Formación de un mol de NaF (s) a partir de sus iones, se desprende energía reticular – U

6 Proceso directo de formación en el que se desprende energía o entalpía de formación del NaF (s) , -EF

El proceso global de formación del cristal sería:

EF= ES+EI+1/2 ED – AE – U

b) La Energía reticular va a variar en este caso en función del tamaño del catión ya que el anión (F-) es el mismo y cristalizan en el mismo tipo de red. El tamaño del catión varía de la forma siguiente Li< Na<K por lo que la energía reticular es menor cuanto mayor es el radio del catión porque habrá más distancia de

1 3

2 4

5 6

separación entre las cargas eléctricas, la interacción será menor y será menor la energía que se libera en la formación de un mol del compuesto cristalino por lo que el orden requerido será:

LiF > NaF < KF

c) La temperatura de fusión será mayor cuanto mayor sea la energía reticular porque se necesitará mayor energía para separar los iones entre sí y romper la estructura de la red cristalina por lo que el orden requerido será:

LiF > NaF>KF

Se dispone de una disolución acuosa saturada de Fe(OH)3, compuesto poco soluble.

a) Escriba la expresión del producto de solubilidad para este compuesto.

b) Deduzca la expresión que permite conocer la solubilidad del hidróxido a partir del producto de solubilidad.

c) Razone cómo varía la solubilidad del hidróxido al aumentar el pH de la disolución

a) La ecuación del equilibrio de solubilidad es la siguiente: Fe (OH)3 (s) Fe3+ (ac) + 3 OH- (ac) Por lo que el producto de solubilidad es

Ks =

 

_{3 }



3 OH Fe

b) Llamamos solubilidad a la concentración de compuesto disuelto en una disolución que está en equilibrio con el sólido por lo que:



Fe3(ac)



s ;



OH(ac)



3s Ks =

 

_Fe3 _OH



3 _{= s . ( 3s)} 3 _{= 27 s}4 s= 4 27 s K 3

c) al aumentar el pH de la disolución, disminuirá la concentración de iones H3O+ y aumentará la concentración de OH- por lo que el equilibrio de solubilidad se desplazará hacia la izquierda para compensar el aumento de OH- siguiendo la ley de Le Chatelier por lo que disminuirá la solubilidad del hidróxido de hierro.

Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) La entalpía de formación estándar del mercurio líquido, a 25 ºC, es cero. b) Todas las reacciones químicas en que ∆G<0 son muy rápidas.

c) A −273 ºC la entropía de una sustancia cristalina pura es cero.

a) Por convenio la entalpía de formación estándar de un elemento en estado natural es cero y el mercurio en estado natural es líquido.

b) Falso, ∆G o energía libre de Gibbs nos indica la espontaneidad de una reacción pero no tiene nada que ver con la rapidez de las reacciones solo nos indica si la reacción es espontánea o no.

c) Verdadera. La entropía es una medida del grado de desorden de un sistema. La entropía es menor cuando el sistema está ordenado y disminuye con la temperatura. Un sistema cristalino a − = 273º C 0º K es el caso límite que se podría alcanzar, ya que en este caso las partículas que constituyen la red cristalina estarían totalmente en reposo y, por lo tanto, la entropía valdría cero.

El gas cloro se puede obtener por reacción de ácido clorhídrico con ácido nítrico, produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua.

a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón.

b) Calcule el volumen de cloro obtenido, a 17 ºC y 720 mm de mercurio, cuando reaccionan 100 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0’5 M con ácido nítrico en exceso.

Dato: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1.

a) La reacción sin ajustar es:

HCl + HNO3 Cl2 + NO2 + H2 O 4

Las especies que experimentan variación en su estado de oxidación son el cloro que pasa a Cl2 y el HNO3 que pasa a NO2, luego las correspondientes semirreacciones son:

Semirreacción oxidación 2 Cl- Cl2 + 2 e- Semirreacción de reducción 2 H+ +

-3

NO + 1 e- NO2 +H2O

Multiplicando por 2 la segunda semirreacción para ajustar el número de electrones:

2x (2 H+ + -3

NO + 1 e- NO2 +H2O)

y sumando ambas, nos queda la reacción iónica ajustada: 2 Cl- + 4 H+ + 2

-3

NO Cl2 + 2 NO2 + 2 H2 O

Llevando los coeficientes de la reacción ajustada a la molecular nos queda: 2 HCl + 2 HNO3 Cl2 + 2 NO2 + 2 H2 O

b) Calculamos los moles de ácido clorhídrico N= M . V = 0,5 mol/l . 0,1 l = 0,05 moles de H Cl

En la reacción iónica ajustada podemos observar que 2 moles de ácico clorhídrico se oxidan a 1 mol de Cl2 luego:

x HCl mol 0,05 Cl de mol 1 HCl mol 2 2  ; x= 0,025 mol Cl2

Ahora calculamos el volumen que ocupa a 17ºC y 720 mmHg que son 0,95 atm: pV=nRT;    atm 0,95 K 290 . mol atm.l/K 0,082 . 025 , 0 p nRT V 0,625 l

Disponemos de dos matraces: uno contiene 50 mL de una disolución acuosa de HCl 0’10 M, y el otro, 50 mL de una disolución acuosa de HCOOH diez veces más concentrado que el primero. Calcule:

a) El pH de cada una de las disoluciones.

b) El volumen de agua que se debe añadir a la disolución más ácida para que el pH de las dos sea el mismo.

Dato: Ka (HCOOH) = 1’8·10-4.

a) El ácido clorhídrico es un ácido fuerte que se encuentra totalmente disociado en disolución acuosa por lo que la concentración del ión hidronio H3O+ será 0,1 mol/l que es la concentración inicial del ácido por lo que

pH =- log







O

H3 = - lg 0,1 = 1

El ácido metanoico o ácido fórmico es un ácido debil por lo que su equilibrio de disociación será

HCOOH + H3 O H COO- + H3O+

c-x x x

siendo c la concentración inicial del ácido y x la de cada especie iónica en equilibrio.

Ahora podemos despejar de la constante de equilibrio del ácido el valor de x

Ka =



_



_



-4 2 3 1,8.10 H . _     x c x HCOOH O HCOO

Resolviendo la ecuación y despreciando el valor negativo que no tiene sentido químico

x= 1,3. 10-2 =



H₃O



por lo que 6

pH= -log



H3O



= - log 1,3. 10

-2 _{= 1,9}

b) Nos piden el volumen de agua que tendremos que añadir a la disolución de ácido clorhídrico que es la más ácida (pH=1) para que tenga un pH de 1,9 , es decir,







O

H3 = 1,3.10

-2 _{M por lo que la disolución de HCl que debemos} buscar tiene que tener una concentración de 1,3.10-2 mol/l.

Calculamos el número de moles de HCl que hay en 50 ml de ácido clorhídrico 0,1 M

M= moles/V; moles= M.V ; moles= 0,1 mol/l . 0,05 l = 0,005 mol de HCl Como la nueva molaridad que queremos es 1,3.10-2 M calculamos el volumen V= 0,385l 10 . 3 , 1 005 , 0 2   mol_ M moles = 385 ml Luego el volumen que hay que añadir es

V= 385 ml – 50 ml= 335 ml

OPCIÓN B

1.- Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Peróxido de rubidio b) Hidrogenocarbonato de calcio c) Butanona d) BeH2 e) HClO4 f) CH3CONH2

a) Peróxido de rubidio: Rb2 O2

b) Hidrogenocarbonato de calcio : Ca (HCO3)2 c) Butanona : CH3COCH2CH3

d) BeH2 : Hidruro de berilio e) HClO4: Ácido perclórico f) CH3CONH2 : etanoamida 1

Un tubo de ensayo contiene 25 mL de agua. Calcule: a) El número de moles de agua.

b) El número total de átomos de hidrógeno. c) La masa en gramos de una molécula de agua.

Datos: Densidad del agua = 1 g/mL. Masas atómicas: O = 16; H = 1.

a) Utilizando la fórmula de la densidad calculamos la masa de agua contenida en los 25ml de agua:

d=

Vm ; m= d . V= 1 g/ml . 25 ml = 25 g

teniendo en cuenta la masa molar del agua M= 18 g/mol calculamos los moles de agua n= 1,4mol g/mol 18 g 25 _  M m

b) Primero determinamos el número de moléculas de agua:

N= n NA = 1,4 mol. 6,022.1023 _{moléculas/mol = 8,43.10}23 _moléculas Y como cada molécula de agua posee dos átomos de hidrógeno tendremos 8,43 . 1023 moléculas . 2 átomos/molécula = 1,68.1024 átomos de H

c) Como sabemos que la un mol de agua contiene 6,022.1023 _{moléculas de} agua que corresponde a una masa de 18 g podemos calcular la masa de una molécula de agua

23 23 3.10 10 . 022 , 6 18 _   molйculas g m g 2

a) Escriba la configuración electrónica de los iones S2– _{y Fe}2+. b) Indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con S2–.

c) Justifique por qué la segunda energía de ionización del magnesio es mayor que la primera.

a) El azufre se encuentra en el grupo 16 periodo 3 luego su configuración electrónica es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Por lo cual el S2- tendrá dos electrones más :

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Elazufre pertenece al grupo 8 y al periodo 4 por lo que su configuración electrónica es:

1s22s22p63s23p63d64s2

El ion Fe2+ tendrá la misma configuración pero con la perdida de 2 electrones

1s22s22p63s23p63d54s1

La razón de esta configuración se debe a que los electrones tienden a situarse en los orbitales, desapareándose lo más posible

b) El ión S2– _{tiene 18 electrones luego un catión con ese número de electrones} puede ser el K+ _{y un anión el Cl}

-c) Para justificar el hecho de que la segunda energía de ionización sea mayor que la primera podemos tener en cuenta que al arrancar un electrón a un átomo neutro la carga nuclear sigue siendo la misma y la atracción será mayor para el segundo electrón que queremos arrancar, además el apantallamiento de los electrones será menor por lo que la atracción será mayor y costará más.

a) Ordene de menor a mayor acidez las disoluciones acuosas de igual concentración de HNO3, NaOH y KNO3. Razone su respuesta.

b) Se tiene un ácido fuerte HA en disolución acuosa. Justifique qué le sucederá al pH de la disolución al añadir agua.

a) El ácido nítrico es un ácido fuerte que tiene un pH ácido menor que 7, el Na (OH) es una base fuerte con lo que su pH es mayor que 7 y el nitrato de potasio es una sal que proviene de un ácido fuerte y un hidróxido fuerte por lo que no sufre hidrólisis y su pH es 7 luego el orden de acidez seria:

NaOH< KNO3 < HNO3

b) Al añadir agua a una disolución de ácido fuerte estamos aumentando el volumen con lo que disminuirá la concentración de H3O+ por lo que el pH aumentará.

En un recipiente de 1 litro de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 0’1 mol de NO, 0’05 moles de H2 y 0’1 mol de agua. Se calienta el matraz y se establece el equilibrio:

2 NO (g) + 2 H2 (g) N2 (g) + 2 H2 O (g)

Sabiendo que cuando se establece el equilibrio la concentración de NO es 0’062 M, calcule:

a) La concentración de todas las especies en el equilibrio. b) El valor de la constante Kc a esa temperatura

Llamamos x al número de moles que reaccionan y previamente dividimos los coeficientes estequiométricos por dos para tener 1 mol de NO y un mol de H2 y así facilitar los cálculos

4

Sabemos que en el equilibrio la concentración de NO es 0,062 M luego 0,1-x = 0,062; x= 0,038 mol

Calculamos la concentración de cada especie en equilibrio:

 

NO 0,062M

 

H2 0,050,0380,012M

 

N 0,019M 2 038 , 0 2  



H₂O



0,10,0380,138 b) Calculamos el valor de Kc Kc=

 



   

2 653,7 2 2 2 2 2  H NO O H N 2 NO (g) + 2 H2 (g) N2 (g) + 2 H2 O (g) Concentraciones Iniciales 0,1 0,05 0 0,1 Concentraciones en equilibrio 0,1-x 0,05-x x/2 0,1+x

Para la reacción: CH4 (g) + Cl2 (g)  CH3 Cl (l) + HCl (g)

a) Calcule la entalpía de reacción estándar a 25 ºC, a partir de las entalpías de enlace y de las entalpías de formación en las mismas condiciones de presión y temperatura.

b) Sabiendo que el valor de ∆Sº de la reacción es 11’1 J·K-1·mol-1 y utilizando el valor de ∆Hº de la reacción obtenido a partir de los valores de las entalpías de formación, calcule el valor de ∆Gº, a 25 ºC.

Datos:∆Hºf (CH4) (g) = −74’8 kJ/mol, ∆Hºf CH3Cl (l) = −82’0 kJ/mol, ∆Hºf HCl (g) = −92’3 kJ/mol.

Entalpías de enlace en kJ/mol: (C−H) = 414; (Cl −Cl) = 243; (C−Cl) = 339; (H−Cl) = 432

a) Para ver los enlaces que se rompen y se forman pondremos los distintos compuestos con su fórmula desarrollada:

+ Cl-Cl  + H-Cl

Como se puede observar se produce la rotura de un enlace C-H y un enlace Cl-Cl, formándose un enlace C-Cl y un enlace H-Cl por lo que:

∆Ho= [1 mol C-H · 414 kJ/mol + 1 mol Cl-Cl · 243 kJ/mol] - [1mol C-Cl · 339 kJ/mol + 1 mol Cl-H · 432 kJ/mol]

∆Hºr =



H

0

enlaces

rotos





H

0

enlaces

formados

= [1 mol C-H · 414 kJ/mol + 1 mol Cl-Cl · 243 kJ/mol] - [1mol C-Cl · 339 kJ/mol + 1 mol Cl-H · 432 kJ/mol]

∆Ho= -114 kJ es la entalpía estándar de la reacción (calculada a partir de entalpías de enlace)

6

La variación de entalpía de una reacción se puede calcular a partir de las entalpías estándar de formación de los compuestos que intervienen según la ecuación:

∆Hºr = H0_f productosH_f0reactivos

∆Ho_{= [1 mol CH}

3Cl · ∆Hof (CH3Cl(l)) + 1 mol HCl · ∆Hof (HCl(g))] –

[1 mol .CH4 · ∆Hof(CH4(g)) + 1 mol Cl2(g) · ∆Hof(Cl2(g))]

∆Ho= [1 mol CH3Cl · (-82,0 kJ/mol) + 1 mol HCl · (-92,3 kJ/mol)] – [1 mol CH4 · (-74,8 kJ/mol) + 1 mol Cl2(g) · 0 kJ/mol]

∆Ho= - 99,5 kJ es la entalpía estándar de la reacción (calculada a partir de las entalpías de formación)

Se puede apreciar diferencia entre los dos resultados debido a que el cálculo a partir de las entalpías de enlace es menos exacto que a partir de las entalpías de formación porque son valores promedios.

b) Para calcular la energía libre de Gibbs utilizaremos la siguiente fórmula:  G =  H0 _{– T . S} 0

Sustituyendo los valores:

S