galicia resuelto junio 2006.pdf

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(1)

CALIFICACIÓN: cuestiones = 2 puntos cada una; problemas = 2 puntos cada uno; práctica = 2 puntos.

CUESTIONES (Responda ÚNICAMENTE a DOS de las siguientes cuestiones)

1. Ponga un ejemplo de una molécula que contenga: (a) Un carbono con hibridación sp. (b) Un nitrógeno con hibridación sp3. Razone todas las respuestas.

2. (a) Escriba y nombre dos isómeros estructurales del 1-buteno. (b) Para el sistema gaseoso en equilibrio

N

2

O

3

(

g

)

NO

(

g

)

NO

(

g

)

, ¿cómo afectaría la adición de NO(g) al sistema en equilibrio? Razone la respuesta.

3. Indique razonadamente si, a 25 ºC son verdaderas o falsas las afirmaciones siguientes: (a) El ácido sulfúrico diluido [tetraoxosulfato(VI) de dihidrógeno] reacciona con el cobre y

se desprende hidrógeno. Datos: 2

2

Eº (Cu / Cu) 0,34V; Eº (Cu / Cu)  0,52V; Eº (H / H ) 0V

(b) El sodio es muy reductor y el flúor es un poderoso oxidante. Datos: Eº (Na / Na)  2,71V; Eº (F / F )2   2,87V

PROBLEMAS (Responda ÚNICAMENTE a DOS de los siguientes problemas)

1. En un matraz de 10 litros se introducen 2,0 g de hidrógeno; 8,4 g de nitrógeno y 4,8 g de metano; a 25 ºC. Calcule: (a) La fracción molar de cada gas. (b) La presión parcial de cada uno.

Dato: R0,082 atm L/mol K  .

2. Se prepara una disolución de un ácido débil como el ácido acético (ácido etanoico) disolviendo 0,3 moles de este ácido en ag ua, siendo el volumen total de la disolución de 0,05 litros. (a) Si la disolución resultante tiene un pH = 2, ¿cuál es la concentración molar de los iones hidrógeno (ión hidronio)? (b) Calcule la constante de acidez, Ka, del ácido acético.

3. La combustión del acetileno (C H (g)2 2 ) produce dióxido de carbono y agua. (a) Escriba la ecuación química correspondiente al proceso. (b) Calcule el calor molar de combustión del acetileno y el calor producido al quemar 1,00 kg de acetileno.

Datos:

f 2 2 f 2

f 2

Hº (C H (g)) 223,75kJ / mol; Hº (CO (g)) 393,5kJ / mol; Hº (H O(g)) 241,8kJ / mol

     

  

PRÁCTICAS (Responda ÚNICAMENTE a UNA de las siguientes prácticas)

1. Se desea preparar en el laboratorio un litro de disolución de ácido clorhídrico 1 M a partir de un producto comercial que es del 36% en peso y que tiene una densidad de 1,18 g/mL. Calcule el volumen de ácido concentrado que debe medir, describa el procedimiento que se debe seguir y el material que tiene que utilizar.

(2)

SOLUCIONES

CUESTIÓN 2

Apartado a)

El 1-buteno es: CH2CH CH 2CH3 Su fórmula es C4H8

Isómero de posición: 2-buteno CH3CHCH CH 3

Isómero de cadena: Metilpropeno 2 3

C H3

CH  CCH

|

Apartado b)

Si se añade NO(g) al sistema en equilibrio, el sistema, según el principio de Le Chatelier, tenderá a contrarrestar esta variación externa, desplazándose en el sentido que haga disminuir la cantidad de NO(g). En este caso se desplazará hacia los reactivos.

(Hay que decir que si la sustancia añadida o eliminada fuese gaseosa o líquida, no se vería alterado el estado de equilibrio.)

CUESTIÓN 3

Apartado a)

2 4 2

H SO CuH ...

En esta reacción el H+ se reduce a H2: 2H+ + 2e– → H2

El Cu se oxidaría, y podría convertirse, según los pares redox que nos da el enunciado, a Cu2+ o a Cu+. Vemos qué ocurriría en cada caso:

 Si el Cu se oxida a Cu2+, el potencial estándar de la reacción global sería:

Eº (reacción) Eº (semirreacción reducción) - Eº (semirreacción oxidación)

0 0,34 0,34V

 

   

La reacción, al tener Eº negativo, no sería espontánea, con lo cual esta reacción no es posible que se produzca a 25 ºC.

 Si el Cu se oxida a Cu+, el potencial estándar de la reacción global sería:

Eº (reacción) Eº (semirreacción reducción) - Eº (semirreacción oxidación)

0 0,52 0,52V

 

   

(3)

Con lo cual, la afirmación es FALSA. A 25 ºC, el ácido sulfúrico NO reacciona con el cobre metálico.

Apartado b)

La afirmación es VERDADERA.

El par Na / Na posee un potencial estándar de reducción muy bajo, –2,71 V, con lo cual la forma reducida del par (el Na) tiene mucha tendencia a oxidarse. Así pues, el sodio, Na, es un fuerte reductor.

El par F / F2  posee un potencial estándar de reducción muy alto, +2,87 V, con lo cual la forma oxidada del par (el F2) tiene mucha tendencia a reducirse. Así pues, el flúor, F2, es un fuerte oxidante.

PROBLEMA 1

Apartado a)

Calculamos los moles de cada gas que se han introducido en el recipiente y los moles totales:

 

2 g

mol

2,0 g

moles(H ) 1

1 2

 

2 g

mol

8, 4 g

moles(N ) 0,3

14 2

 

4 g

mol

4,8 g

moles(CH ) 0,3

12 1 4

 

 

moles totales gases 1 0,3 0,3 1,6   

Con estos datos, calculamos ya la fracción molar de cada gas:

 

2

2

moles H 1

H 0,625

moles totales 1,6

   

 

2

2

moles N 0,3

N 0,1875

moles totales 1,6

   

4

4

moles CH 0,3

CH 0,1875

moles totales 1,6

   

Apartado b)

Aplicaremos la ecuación de estado de los gases ideales: P(atm)·V(L)n·R·T(K) a cada uno de los tres gases para calcular la presión parcial que ejerce.

H2:

0,082 298

P 10 1 0,082 25 273 P 2, 4436 atm

10

(4)

N2:

0,3 0,082 298

P 10 0,3 0,082 25 273 P 0,73308 atm

10

 

      

CH4:

0,3 0,082 298

P 10 0,3 0,082 25 273 P 0,73308 atm

10

 

      

Problema 3

Apartado a)

La ecuación química correspondiente al proceso de combustión del acetileno gaseoso es:

2 2 2 2 2

5

C H (g) O (g) 2CO (g) H O(g)

2

  

Apartado b)

– Viendo los datos que proporciona el enunciado, el calor molar de combustión del acetileno lo calcularemos con la relación:

0 0

reacción i f i f

Hº c productos  c reactivos 

 





 

0 0 0 0

reacción f 2 f 2 f 2 2 f 2

5

Hº 2 CO (g) H O(g) C H (g) O (g)

2

5

2 393, 5 241,8 223, 75 0 1252, 55 kJ / mol

2

 

 

         

 

 

          

 

0

f O (g)2 0 kJ ya que el O (g) es un ELEMENTO en su ESTADO NATURAL.2



– Para calcular el calor producido cuando se quema 1,00 kg de acetileno, calculamos los moles de acetileno que hay en esa masa:

2 2 g

mol

1000 g

moles(C H ) 38, 462

2 12 1 2

 

  

Utilizamos el dato del calor molar de la reacción para establecer una proporción:

2 2 2 2

1 mol C H (g) 38, 462 moles C H (g)

1252,55 kJ x kJ

x 48175,58 kJ

 

 

(5)

Calculamos los moles de HCl que contendrá la disolución de 1 L y 1 M que queremos preparar:

moles HClMolaridad V(L) 1 1 1    mol

(Estas moles son las que debemos obtener a partir de la disolución concentrada.)

Calculamos la molaridad del HCl concentrado del que disponemos en el laboratorio:

densidad disolución (g/L) riqueza(%)

M

Mr(soluto) 100

Cambiamos las unidades de la densidad (de g / mL a g / L):

g

1,18

mL

1000 mL

1180

g

1 L

L

Así pues:

1180 36

M

11, 638 mol/L

35,5 1 100

 

Calculamos por último el volumen necesario de esta disolución para obtener a partir de ella 1 mol de HCl:

moles soluto

moles soluto

1

M

V(L)

0, 0859L

85,9 mL

V(L)

M

11, 638

Procedimiento:

– Tomar 100 mL de HCl comercial utilizando un vaso de precipitados limpio y seco. – Rellenar con estos 100 mL una bureta.

– Transferir con la bureta 85,9 mL del ácido a un matraz aforado de 1 L.

– Añadir agua destilada en el matraz aforado hasta completar el litro de aforo. Se recomienda añadir el agua hasta 1 cm por debajo de la línea de enrase y después ir añadiéndola gota a gota hasta llegar al enrase.

Material que utilizar:

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