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(1)

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. No se contestará ninguna pregunta en este impreso.

TIEMPO: una hora y treinta minutos.

PRIMERA PARTE

Cuestión 1

Sabiendo que el boro es el primer elemento del grupo trece del Sistema Periódico, conteste razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) La energía de ionización es la energía que desprende un átomo, en estado gaseoso, cuando se convierte en ión positivo.

b) La energía de ionización del boro es superior a la del litio (Z=3).

c) La configuración electrónica del boro le permite establecer tres enlaces covalentes. d) El átomo de boro en el BH3 tiene un par de electrones de valencia.

Puntuación máxima por apartado: (0,5 puntos).

Cuestión 2

La reacción en fase gaseosa 2A + B→3C es una reacción elemental y por tanto de orden 2 respecto de A y de orden 1 respecto de B.

a) Formule la expresión para la ecuación de velocidad.

b) Indique las unidades de la velocidad de reacción y de la constante cinética.

c) Justifique cómo afecta a la velocidad de reacción un aumento de la temperatura a volumen constante.

d) Justifique cómo afecta a la velocidad de reacción un aumento del volumen a temperatura constante.

Puntuación máxima por apartado: (0,5 puntos).

Cuestión 3

Considere la combustión de carbón, hidrógeno y metanol. a) Ajuste las reacciones de combustión de cada sustancia.

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

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

d) Indique cómo calcular la entalpía de formación del metanol a partir únicamente de las entalpías de combustión.

Puntuación máxima por apartado: (0,5 puntos).

Cuestión 4

Considere disoluciones acuosas, de idéntica concentración, de los compuestos: HN03, NH4Cl, NaCl y

KF.

a) Deduzca si las disoluciones serán ácidas, básicas o neutras. b) Ordénelas razonadamente en orden creciente de pH. Datos: Ka(HF) = 1,4 10–4; Kb(NH3) = 1,8 10–5.

(2)

Cuestión 5

Escriba las fórmulas desarrolladas e indique el tipo de isomería que presentan entre sí las siguientes parejas de compuestos:

a) Propanal y propanona. b) l-buteno y 2-buteno.

c) 2,3-dimetilbutano y 3-metilpentano. d) Etilmetiléter y l-propanol.

Puntuación máxima por apartado: (0,5 puntos).

SEGUNDA PARTE

OPCIÓN A

Problema 1

Se preparan dos disoluciones, una con 1,61 g de ácido metanoico (HCOOH) en agua hasta un volumen de 100 cm3 y otra de HC1, de igual volumen y concentración. Calcule:

a) El grado de disociación del ácido metanoico. b) El pH de las dos disoluciones.

c) El volumen de hidróxido potásico 0,15 M necesario para alcanzar el punto de equivalencia, en una neutralización ácido-base, de la disolución del ácido metanoico.

d) Los gramos de NaOH que añadida sobre la disolución de HCl proporcionen un pH de 1. Considerar que no existe variación de volumen.

Datos: Ka=1,8·10–4; Masas atómicas: C=12, O=16 y H=l. Puntuación máxima por apartado: (0,5 puntos).

Problema 2

Sabiendo que la combustión de 1 g de TNT libera 4 600 kJ y considerando los valores de entalpías de formación que se proporcionan, calcule:

a) La entalpía estándar de combustión del CH4.

b) El volumen de CH4, medido a 25 °C y 1 atm de presión, que es necesario quemar para producir la

misma energía que 1 g de TNT.

Datos: ΔHfº(CH4) = –75 kJ.·mol–1; ΔHfº(CO2) = –394 kJ·mo1–1; ΔHfº(H2O(g)) = –242 kJ·mol–1.

Puntuación máxima por apartado: (1 punto).

OPCIÓN B

Problema 1

En un recipiente de 0,4 L se introduce 1 mol de N2 y 3 mol de H2 a la temperatura de 780 K.

Cuando se establece el equilibrio para la reacción N2 + 3 H2 ← 2 NH3, se tiene una mezcla

con un 28% en mol de NH3. Determine:

a) El número de moles de cada componente en el equilibrio. b) La presión final del sistema.

c) El valor de la constante de equilibrio, Kp. Datos: R = 0,082 atm·L·K–1·mol–1.

(3)

Problema 2

En la oxidación de agua oxigenada con 0,2 moles de permanganato, realizada en medio ácido a 25 °C y 1 atm de presión, se producen 2 L de O2 y cierta cantidad de Mn

2+

y agua. a) Escriba la reacción iónica ajustada que tiene lugar.

b) Justifique, empleando los potenciales de reducción, si es una reacción espontánea en condiciones estándar y 25 °C.

c) Determine los gramos de agua oxigenada necesarios para que tenga lugar la reacción. d) Calcule cuántos moles de permanganato se han añadido en exceso.

Datos:R=0,082 atm·L·mol–1·K–1; Eº(MnO4–/Mn 2+

) = 1,51 v; Eº(O2/H2O2) = 0,68 v; masas

atómicas: O = 16 y H = 1.

Puntuación máxima por apartado: (0,5 puntos).

SOLUCIONES

PRIMERA PARTE

Cuestión 1

El primer elemento del grupo 13 (configuración electrónica externa s2p1) se encuentra en el segundo periodo. Por tanto la configuración electrónica del boro es: 1s22s22p1 (5 electrones y por tanto, al ser un átomo neutro, 5 protones: z = 5).

a) Falsa. La energía de ionización no es una energía desprendida sino consumida. Se define como la energía que es necesario comunicar para ionizar (extraer un electrón) un mol de un elemento en estado gaseoso y en su estado fundamental.

b) Verdadera. El Litio (z = 3, configuración electrónica 1s22s1) se encuentra también en el periodo 2 pero en el grupo 1 del sistema periódico. Se encuentra por tanto en el mismo periodo que el boro, pero el litio se encuentra situado más a la izquierda en dicho sistema.

La energía de ionización de los átomos neutros varía, dentro del sistema periódico de la siguiente manera (en líneas generales, salvo excepciones concretas): en un mismo periodo aumenta hacia la derecha, en un mismo grupo aumenta hacia arriba).

Por tanto, por ese motivo, el boro posee mayor energía de ionización que el litio, ya que se encuentra situado en el mismo periodo que el litio pero más a la derecha.

c) Verdadera. El boro (1s22s22p1) posee 3 electrones de valencia, con lo cual puede formar 3 enlaces covalentes, compartiendo cada uno de esos 3 electrones de valencia con otros 3 electrones de valencia de otros átomos no metálicos, como el caso, por ejemplo, del BH3:

H · · B · · H ·

· H

(4)

Cuestión 3

Apartado a)

Combustión del carbón (carbono): C (s) + O2 (g)  CO2 (g)

Combustión del hidrógeno: H2 (g) + 2 1

O2 (g)  H2O (l)

Combustión del etanol: CH3OH (l) + 2 3

O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l)

Apartado b)

La entalpía de formación de una sustancia se define como la energía intercambiada en la formación de un mol de dicha sustancia a partir de los elementos que la forman encontrándose estos en su estado natural. Puede ser una energía desprendida o consumida.

El carbono sólido: C(s), el hidrógeno gaseoso: H2 (g) y el oxígeno gaseoso: O2 (g), son ya elementos en su estado natural, por lo que su entalpía de formación es nula.

Apartado c)

Aplicamos para obtener las entalpías de las reacciones que nos piden, la relación:

Hreacción = Hf[productos] – Hf[reactivos]

Entalpía de combustión del carbón: Hc [C(s)] = Hf [CO2 (g)]- (Hf [C(s] + Hf [O2 (g)]) = = Hf [CO2 (g)] – (0+0) = Hf [CO2 (g)]

Hc [C(s)] = Hf [CO2 (g)]

Siguiendo el mismo procedimiento obtenemos:

Entalpía de combustión del hidrógeno: Hc [H2 (g)] = Hf [H2O (l)]

Entalpía de combustión del metanol: Hc [CH3OH (l)] = Hf [CO2 (g)] + 2·Hf [H2O (l)]

Apartado d)

La reacción de formación* del metanol es la siguiente:

C (s) + 2 1

O2 (g) + 2H2 (g)  CH3OH (l)

(5)

Vamos a intentar obtener la reacción R como combinación lineal de las reacciones que nos dan como datos:

Reacción A: combustión del carbón (carbono): C (s) + O2 (g)  CO2 (g)

Reacción B: combustión del hidrógeno: H2 (g) + 2 1

O2 (g)  H2O (l)

Reacción C: combustión del etanol: CH3OH (l) + 2 3

O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l)

Los compuestos marcados con color rojo aparecen en la reacción R y exclusivamente en cada una de las reacciones A, B y C. Modificaremos estas reacciones A, B, C de tal forma que dichas sustancias coincidan en posición y coeficiente con la reacción R. El O2 no lo tomamos como referencia a pesar de que también aparece en R ya que no es exclusivo de A, B o C. Se supone que al final de los cálculos se ajustará automáticamente.

A: C (s) + O2 (g) CO2 (g)

2B: 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)

-C: CO2 (g) + 2 H2O (l) CH3OH (l) +

2 3

O2 (g)

C (s) + 2O2 (g) + 2H2 (g)  CH3OH (l) + 2 3

O2 (g)

C (s) + 2 1

O2 (g) + 2H2 (g)  CH3OH (l) REACCIÓN R

Con lo cual la combinación lineal de A, B, C que permite obtener R es:

C B 2 A R  

Por lo tanto, según la ley de Hess, la misma combinación lineal se puede establecer entre las entalpías de reacción.

C B A

R 2 H

H     

Conociendo los valores de las entalpías de reacción de A, B y C podríamos sustituirlas en esta expresión y obtener la entalpía de reacción de formación del metanol.

Cuestión 5

Apartado a)

(6)

Propanal: H - C - C – C = O   

H H H Isomería de función: el primero es un aldehído, el segundo, una cetona.

H O H   

Propanal: H - C - C – C - H  

H H

Apartado b)

1-buteno: CH2=CH-CH2-CH3

2-buteno: CH3-CH=CH-CH3

Isomería de posición: el doble enlace tiene posición diferente.

Apartado c)

2,3-dimetilbutano: CH3 - CH – CH - CH3  

CH3 CH3

3-metilpentano: CH3 – CH2 – CH – CH2 – CH3 

CH3

Isomería de cadena

Apartado d)

Etilmetiléter: CH3 – CH2 – O – CH3

1-propanol: CH2OH – CH2 – CH3

(7)

SEGUNDA PARTE

OPCIÓN B

Problema 1

Apartado a)

Calculamos en primer lugar las concentraciones iniciales de los reactivos:

 

 

2,5

4 ' 0

1 2

2   

V N n

N i

i mol/L

 

 

7

,

5

4

,

0

3

2

2

V

H

n

H

i

i mol/L

Establecemos la ecuación del equilibrio propuesto y la tabla que nos permite relacionar las moles iniciales y las moles una vez alcanzado el estado de equilibrio:

N2 + 3H2  2NH3

Moles Iniciales 1 3 0

Moles en el equilibrio 1 – x 3 – 3x 2x

(llamamos x a las moles de nitrógeno, N2, que se consumen hasta que se alcanza el estado de equilibrio).

Nos dicen que cuando se alcanza el estado de equilibrio las moles de amoniaco representan un 28% de las moles totales. Los moles totales en nuestro equilibrio son: (1 – x) + (3 – 3x) + 2x = 4 – 2x , por tanto podemos establecer la relación:

3 3 2xmolesNH

es molestotal )

x 2 4 ( molesNH 28

es molestotal

100

de donde: 1002x28(42x); 200x11256x ; 256x112;

0

,

4375

256

112

x

moles

Con el valor de x obtenido calculamos los moles de cada componente en el equilibrio:

(8)

Apartado b)

Para calcular la presión total del sistema una vez alcanzado el estado de equilibrio, necesitamos conocer los moles totales de gases presentes en dicho estado. Las tres sustancias participantes en la reacción son gaseosas, por tanto:

Moles totales de gases en el equilibrio: 0,5625 + 1,6875 + 0,875 = 3,125

Presión total en el equilibrio:

T R n V

PTOT   TOT  

P

TOT

0

,

4

3

,

125

0

,

082

780

P

TOT

499

,

69

atm

Apartado c)

La constante de equilibrio KP tiene en este caso la siguiente expresión:

 

3 eq 2 H eq 2 N

2 eq 3 NH p

) p ( ) p (

p K

 

Calculamos las presiones de las tres sustancias en el equilibrio:

T R n V

PNH3   NH3   PNH3 0,40,8750,082780 PNH3 139,91atm

T R n V

PN2   N2   PN2 0,40,56250,082780 PN2 89,94atm

T R n V

PH2   H2   PH2 0,41,68750,082780 PH2 269,83atm

Con estos valores calculamos el de Kp:

5 3

2

10

108

,

1

)

83

,

269

(

)

94

,

89

(

)

91

,

139

(

p

(9)

Problema 2

Apartado a)

La reacción que se nos plantea es:

O H O Mn O

H

MnO 2 2

2 2

2

4    

 

Para ajustarla utilizamos el método de oxidación reducción en medio ácido:

Asignamos los valores de los estados de oxidación de cada elemento en cada una de las especies que participan en la reacción:

ELEMENTOS

Mn O H

SU

ST

A

N

C

IA

S

R

EA

C

C

IO

N

A

N

TE

S

MnO4– +7 –2

H2O2 –1 +1

Mn2+ +2

O2 0

H2O –2 +1

Vemos que el Mn ha disminuido su número de oxidación, y que para el O, el número de oxidación ha aumentado. Por tanto el Mn se ha reducido, y el O se ha oxidado.

Escribimos las semirreacciones de reducción y de oxidación:

SEMIRREACCIÓN DE REDUCCIÓN: MnO4 Mn2 SEMIRREACCIÓN DE OXIDACIÓN: H2O2 O2

Ajustamos los átomos que se reducen o se oxidan diferentes de H y O en cada semirreacción (en este caso, únicamente el Mn):

SEMIRREACCIÓN DE REDUCCIÓN: MnO4 Mn2 SEMIRREACCIÓN DE OXIDACIÓN: H2O2 O2

Ajustamos los oxígenos utilizando agua:

SEMIRREACCIÓN DE REDUCCIÓN: MnO4 Mn2 4H2O SEMIRREACCIÓN DE OXIDACIÓN: H2O2 O2

(10)

SEMIRREACCIÓN DE REDUCCIÓN: MnO 8H Mn 4H2O 2

4   

 

SEMIRREACCIÓN DE OXIDACIÓN: H2O2 O2 2H

Ajustamos las cargas en cada semirreacción utilizando electrones:

SEMIRREACCIÓN DE REDUCCIÓN: MnO 8H 5e Mn 4H2O 2

4    

 

 

SEMIRREACCIÓN DE OXIDACIÓN: H2O2O2 2H 2e

Ajustamos el número de electrones de ambas semirreacciones y las sumamos:

2 x SEMIRREACCIÓN DE REDUCCIÓN: 2MnO 16H 10e 2Mn 8H2O 2

4    

 

 

5 x SEMIRREACCIÓN DE OXIDACIÓN: 5H2O25O210H 10e

___________________________________________________________________________ 2 2 2 2 2

4 6H 5H O 2Mn 8H O 5O MnO

2        

Reacción iónica ajustada.

Apartado b) V O H O E Mn MnO E oxidación E reducción E reacción

Eº( ) º( ) º( ) º( / 2 ) º( 2/ 2 2) 1,51 0,68 0,83

4    

 

  

Al ser Eº(reacción)>0, podemos afirmar que la reacción es espontánea.

Apartado c)

Calculamos el número de moles de oxígeno formados:

T R n V

P    ; 12n0,082298;

0

,

08185

298

082

,

0

2

1

n

moles de O2

Para que se formen estas moles de oxígeno son necesarias también 0,08185 moles de H2O2, según la estequiometría de la reacción (5:5). (No tomamos de referencia para calcular el agua oxigenada necesaria las moles de permanganato ya que el apartado d ya nos dice que se encuentra en exceso.)

masa de H2O2 necesaria = 0,08185·(1·2 + 16·2) = 2,7829 g

Apartado d)

moles de permanganato necesarias:

x molesO molesMnO

molesO 2

4

2 0,08185

2 5

 ; moles MnO4– necesarias = 0,03274 5 2 08185 , 0  

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