UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID

(1)

UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID

PRUEBA DE ACCESO A LAS ENSEÑANZAS UNIVERSITARIAS OFICIALES DE GRADO Curso 2012-2013 JUNIO

MATERIA: QUÍMICA

INSTRUCCIONES GENERALES Y VALORACIÓN

La prueba consta de dos opciones, A y B, y el alumno deberá optar por una de las opciones y resolver las tres cuestiones y los dos problemas planteados en ella, sin que pueda elegir cuestiones o problemas de diferentes opciones. 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.

OPCIÓN A Pregunta 1A.- Considere los elementos de números atómicos 9 y 11:

a) Identifíquelos con nombre y símbolo, y escriba sus configuraciones electrónicas.

b) Justifique cuál tiene mayor el segundo potencial de ionización.

c) Justifique cuál es más electronegativo.

d) Justifique qué tipo de enlace presentaría el compuesto formado por estos dos elementos.

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución.

a. Z = 9 ≡ Flúor. F=1s²;2s²2p⁵ Z = 11 ≡ Sodio. Na=1s²;2s²2p⁶;3s¹

b. 2º Potencial de ionización del sodio > 2º Potencial de ionización del F:

i. El Na⁺ tiene configuración de gas noble, configuración que no pose el F⁺.

ii. Para ionizar el F⁺ o el Na⁺, se debe arrancar un electrón del mismo nivel (2º), y el núcleo del Na, formado por 11 protones, genera un campo eléctrico mayor que el formado por los 9 protones del F, por lo tanto los electrones del Na⁺, son atraídos con mayor fuerza que los del F⁺.

c. El más electronegativo es el F, por tener mayor potencial de ionización y mayor afinidad electrónica que el sodio. Los no-metales, tienen mayor electronegatividad que los metales.

d. Iónico. Metal(Na) / No-Metal(F)

Pregunta 2A.- Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Una mezcla formada por volúmenes iguales de disoluciones de igual concentración de un ácido y una base débiles siempre tiene pH neutro.

b) Una mezcla formada por disoluciones diluidas de ácido clorhídrico y cloruro de calcio tiene pH ácido.

c) El ión hidróxido (OH⁻) se comporta como un electrolito anfótero.

d) La constante de solubilidad de una sal poco soluble aumenta por efecto ión común.

Solución.

a. Falso. Dependerá de las constantes de ionización del ácido y de la base, si los dos tienen igual constante de ionización, el pH será prácticamente neutro, si K_a > K_b será ácido y si K_a < K_b será básico, en definitiva, dependerá de la fortaleza del ácido y de la base, ya que dentro de la debilidad de estos, existen diferentes grados de fortaleza.

b. Verdadero. Una mezcla de un ácido fuerte y una sal neutra produce un pH ácido.

( ) ( )

^pH ⁷

(

^ácido

)

aq Cl aq Ca CaCl

O H Cl O H HCl

O 2 H 2

3 2

2 ⇒ <







+



 →



+

→ +

− +

+

−

c. Falso. Una sustancia anfótera debe tener posibilidad de actuar como ácido o como base, en el caso del ión OH^‒, solo tiene carácter básico (OH^‒ + H⁺ → H2O)

d. Falso. El efecto ión común, influye en la solubilidad de la sal, pero no influye en la constante, la cual solo es función de la temperatura.

(2)

Pregunta 3A.- Cuando se introduce una barra de Zn en una disolución acuosa de HCl se observa la disolución de la barra y el desprendimiento de burbujas de gas. En cambio, cuando se introduce una barra de plata en una disolución de HCl no se observa ninguna reacción. A partir de estas observaciones:

a) Razone qué gas se está desprendiendo en el primer experimento.

b) Justifique qué signo tendrán los potenciales Eº (Zn²⁺/Zn) y Eº (Ag⁺/Ag).

c) Justifique si se produce reacción cuando se introduce una barra de Zn en una disolución acuosa de AgCl.

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos apartados a) y c); 1 punto apartado b).

Solución.

a. Algunos metales se disuelven en disoluciones ácidas desprendiendo hidrógeno y formando la sal del metal.

2

2 H

ZnCl HCl

2

Zn+ → +

2 2 2 2

H Zn H 2 Zn global iónica Reacción

H e 2 2H reducción de

ón Semireacci

e 2 Zn Zn oxidación de

ón Semireacci

+

→ +

+

→

+ +

− +

En el proceso se desprende hidrógeno

b. Si una reacción redox es espontánea, su potencial es positivo, en caso contrario será negativo. El potencial de un proceso redox es el la resta del potencial de reducción del cátodo (semireacción de reducción) menos el potencial de reducción del ánodo (semireacción de oxidación) y, teniendo en cuenta que el potencial de reducción del electrodo normal de hidrógeno es cero, por tratarse del electrodo de referencia ^E^º

(

^H⁺ ^H²

)

⁼⁰^:

• Zn+2HCl→ZnCl₂+H₂Espontánea Eº > 0

(

^H ^H

) (

^E^º^Zn ^Zn

)

⁰

º E º

E = ⁺ ₂ − ²⁺ >

(

^Zn ^Zn

)

⁰

º E

0− ²⁺ > ⇒ ^E^º

(

^Zn²⁺ ^Zn

)

^<⁰

• 2Ag+2HCl→2AgCl+H₂ No espontánea Eº < 0

(

^H ^H

) (

Ê^ºÂg Âg

)

⁰

º E º

E = ⁺ ₂ − ⁺ <

(

^Ag ^Ag

)

⁰

º E

0− ⁺ < ⇒ ^E^º

(

^Ag⁺ ^Ag

)

^>⁰

c. 2AgCl+Zn→2Ag+ZnCl₂

( )

Ag 2 Zn Ag 2 Zn global iónica Reacción

2 Ag e Ag reducción de

ón Semireacci

e 2 Zn Zn oxidación de

ón Semireacci

2 2

+

→ +

×

→ +

+

→

+ +

− +

( ) ( ) ( )

(

^Zn ^Zn

)

⁰ ⁰

º E

0 Ag Ag º Zn E Zn º E Ag Ag º E º

E ² ₂ >













<

= >

−

= ⁺ ⁺ ⁺₊ ⇒ ESPONTÁNEO

Pregunta 4A.- El propano es uno de los combustibles fósiles más utilizados.

a) Formule y ajuste su reacción de combustión.

b) Calcule la entalpía estándar de combustión e indique si el proceso es exotérmico o endotérmico.

c) Calcule los litros de dióxido de carbono que se obtienen, medidos a 25 ºC y 760 mm de Hg, si la energía intercambiada ha sido de 5990 kJ.

Datos. R = 0,082 atm·L· mol^–1·K^–1.

Energías medias de enlace (kJ·mol^–1): (C–C) = 347; (C–H) = 415; (O–H) = 460; (O=O) = 494 y (C=O) = 730.

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos apartado a); 0,75 puntos apartados b) y c) Solución.

a. C₃H₈+5O₂→3CO₂+4H₂O

b. Para calcular la entalpia de reacción por entalpia de enlace, es conveniente escribir las estructuras de los compuestos que interviene de forma desarrollada ya que:

( ) ∑ ( )

∑

^∆ ⁻ ^∆

=

∆Hô_R Hô_E Rotos Hô_E Formados

(3)

(

^C ^C

)

⁸ ^H

(

^C ^H

)

⁵ ^H

(

^O ^O

) [

³ ² ^H

(

^C ^O

)

⁴ ² ^H

(

^O ^H

) ]

H 2

Hô_R = ∆ ô_E − + ∆ ô_E − + ∆ ô_E = − ⋅ ∆ ô_E = + ⋅ ∆ ô_E −

∆

[ ]

¹

o

R 2 347 8 415 5 494 6 730 8 460 1576kJ mol

H = ⋅ + ⋅ + ⋅ − ⋅ + ⋅ =− ⋅ ⁻

∆ Reacción exotérmica

c. Un mol en condiciones estándar ocupa 24,44L

atm 1

K K 298 mol

L 082atm , 0 mol 1

V ⋅ =

⋅

⋅ ⋅

= Por factores de conversión:

( )

2

2 2 8

3 2 8

2 3 278,6LCO

CO mol 1

CO L 44 , 22 H C mol 1

CO mol 3 kJ 1576

H C mol kJ 1 5990 CO

V = ⋅ ⋅ ⋅ =

Pregunta 5A.- El valor de la constante de equilibrio Kc para la reacción H₂ (g) + F₂ (g) 2HF (g), es 6,6×10^–4 a 25 ºC. Si en un recipiente de 10 L se introduce 1 mol de H₂ y 1 mol de F₂, y se mantiene a 25 ºC hasta alcanzar el equilibrio, calcule:

a) Los moles de H₂ que quedan sin reaccionar una vez que se ha alcanzado el equilibrio.

b) La presión parcial de cada uno de los compuestos en el equilibrio.

c) El valor de Kp a 25 ºC.

Dato. R = 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹.

Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos apartados a) y b); 0,5 puntos apartado c).

Solución.

a. Si se denomina por x al número de moles que reaccionan de hidrógeno y fluor, el cuadro de reacción en función de x queda de la siguiente forma:

( ) ( ) ( )

( )

^.

( )

^mol ¹ ^x ¹ ^x ²^x

Eq . C

1 1

mol . I . C

g HF 2 g

F g

H₂ ₂

−

⇔ +

El número de moles de cada componente en el equilibrio se obtiene calculando x a partir del valor de la constante de equilibrio.

[ ] [ ] [ ]

( )

( ) ( ) ( ( ) )

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

²

2 2

2

2 2

2

2 2

2

c 1 x

x 2 x 1 x 1

x 2 F

n H n

HF n V

F n V H n

V HF n F

H K HF

= −

−

⋅

= −

= ⋅

⋅



 





⋅ =

=

2

c 1 x

x

K 2 ^



 





= − Kc

x 1

x 2 =

− 1,27 10 mol

10 6 , 6 2

10 6 , 6 K

2

x K ²

4 4

c

c ₋

−

− = ×

× +

= ×

= +

( )

^H ¹ ^x ¹ ¹^,²⁷ ¹⁰ ⁰^,⁹⁸⁷^mol

n ₂ _Eq = − = − × ⁻²=

b. La presión parcial de un componente de una mezcla gaseosa es

V RT P_i = nⁱ⋅

( )

₂_,₄_atm

10 298 082 , 0 987 , 0 V

RT H P n

P_H₂ = _F₂ = ² ⋅ = ⋅ ⋅ =

( )

₀_,₀₆₂_atm

10

298 082 , 0 10 27 , 1 2 V

RT HF P n

2

HF= ⋅ = ⋅ × ⁻ ⋅ ⋅ =

c.

( )

^{( )}

( )

0 c

g c c n

p K RT K RT K

K = ⋅ ^∆ = ⋅ =

(4)

OPCIÓN B Pregunta 1B.- Dadas las moléculas HCl, KF, CF₄ y CH₂Cl₂:

a) Razone el tipo de enlace presente en cada una de ellas.

b) Escriba la estructura de Lewis y justifique la geometría de las moléculas que tienen enlaces covalentes.

c) Justifique cuáles de ellas son solubles en agua.

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos apartado a) y 0,75 puntos apartados b) y c).

Solución.

a. HCl: Enlace covalente polar (No-metal/No-metal con diferente electronegatividad) KF: Enlace iónico (Metal/No-metal)

CF₄: Enlace covalente polar (No-metal/No-metal con diferente electronegatividad). Molécula Apolar CH₂Cl₂: Enlace covalente polar (No-metal/No-metal con diferente electronegatividad)

b. Las moléculas covalentes son HCl, CF₄ y CH₂Cl₂

• CF4: El carbono se encuentra rodeado por cuatro nubes electrónicas y se une con cuatro núcleos, la geometría es tetraédrica, ocupando el carbono el centro del tetraedro y siendo los ángulos de enlace de 109º

• CH₂Cl₂: El carbono se encuentra rodeado por cuatro nubes electrónicas, pero a diferencia de la anterior, se une a cuatro núcleos iguales dos a dos, la geometría también es tetraédrica, pero los ángulos están distorsionados en torno al valor de 109º

c. Teniendo en cuenta que el agua es un disolvente polar, son solubles en agua, las sustancias iónicas (KF) y las covalentes polares (HCl y CH₂Cl₂).

Pregunta 2B.- La siguiente reacción, no ajustada: CH₃OH (l) + O₂ (g) H2O (l) + CO₂ (g) es exotérmica a 25 ºC.

a) Escriba la expresión para la constante de equilibrio Kp de la reacción indicada.

b) Razone cómo afecta al equilibrio un aumento de la temperatura.

c) Razone cómo afecta a la cantidad de CO₂ desprendido un aumento de la cantidad de CH₃OH (l).

d) Justifique cómo se modifica el equilibrio si se elimina CO₂ del reactor.

Solución.

NOTA: Por lo general, las reacciones de combustión son irreversibles, por lo tanto no tiene sentido hablar de equilibrio en una reacción de combustión. En cualquier caso, como se propone como equilibrio, lo trataremos como tal.

a. Por ser un equilibrio heterogéneo líquido/gas, las constantes de equilibrio solo serán función de las especies que estén en el estado de agregación de mayor libertad (gas).

( )

^l ³^O

( )

^g ⁴^H ^O

( )

^l ²^CO

( )

^g

OH CH

2 ₃ + ₂ ↔ ₂ + ₂

3 O 2 CO p

2 2

P P K =

b. Según el principio de Le Châtelier, al producir una perturbación en un sistema en equilibrio, este evoluciona en contra de la perturbación de forma que reestablezca el equilibrio. Si se aumenta la temperatura, el sistema tiende a desplazarse en el sentido endotérmico (absorbiendo calor), y de esa forma restablecer el equilibrio. Teniendo en cuenta que la reacción es exotérmica, tal y como dice el enunciado, el sentido endotérmico será hacia la izquierda, por lo tanto, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia los reactivos.

c. Por encontrarse el metanol en estado líquido y ser un equilibrio heterogéneo líquido/gas, la concentración de etanol no influye en el equilibrio, y por tanto, no influye en la cantidad de CO₂ desprendida.

d. Al eliminar CO₂, el sistema se desplaza hacia la derecha, generando más CO₂, y oponiéndose a la perturbación.

(5)

Pregunta 3B.- Formule las reacciones orgánicas de los siguientes apartados, indicando el tipo de reacción:

a) Formación de 1−buteno a partir de 1−butanol.

b) Obtención de propanoato de metilo a partir de ácido propanoico y metanol.

c) Obtención de propano a partir de propino.

d) Obtención de metanol a partir de clorometano.

Solución.

a. Reacción de obtención de alquenos a partir de alcoholes.

3 2 2

SO H 3

2 2

2OH CH CH CH Q CH CH CH CH

CH − − − + ²⁴→ = − −

Reacción de eliminación.

b. Reacción de obtención de un éster a partir de ácido y un alcohol, se denominan reacciones de esterificación.

O H CH COO CH

CH OH CH COOH CH

CH₃− ₂− + ₃ ↔ ₃− ₂− − ₃+ ₂

Reacción de adición con eliminación.

c. Reacción de hidrogenación de hidrocarburos insaturados

3 2 3 Pt 2

3 2H CH CH CH

CH C

CH≡ − + → − −

Reacción de adición electrófila

d. Reacción de obtención de alcoholes primarios.

KCl OH CH KOH

Cl

CH ₃

etanólico Medio

3 + → +

Reacción de sustitución.

Pregunta 4B.- El sulfuro de cobre (II) reacciona con ácido nítrico, en un proceso en el que se obtiene azufre sólido, monóxido de nitrógeno, nitrato de cobre (II) y agua.

a) Formule y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción, indicando cuáles son los reactivos oxidante y reductor.

b) Formule y ajuste la reacción molecular global.

c) Calcule la molaridad de una disolución de ácido nítrico del 65% de riqueza en peso y densidad 1,4 g·cm^–3. d) Calcule qué masa de sulfuro de cobre (II) se necesitará para que reaccione completamente con 90 mL de la

disolución de ácido nítrico del apartado anterior.

Datos. Masas atómicas: H =1,0; N = 14,0; O = 16,0; S = 32,0 y Cu = 63,5.

Solución

a. Reacción sin ajustar: ^CuS+^HNO3→^S+^NO+^Cu

(

^NO3

)

2+^H2^O

Elementos que cambian de valencia:

( ) ( )









 →



 →

 −

− +

− −

II N V

N

S S

e 3

e 0 2 2

Semireacciones iónicas sin ajustar:

NO NO

: reducción de

ón Semireacci

S S : oxidación de

ón Semireacci

3 2

→

−

Se ajusta en medio ácido:

O H 2 NO e

3 H 4 NO : reducción de

ón Semireacci

e 2 S S : oxidación de

ón Semireacci

2 3

2

+

→ + +

+

→

− +

−

Reductor ≡ CuS Oxidante ≡ HNO3

b. Para obtener la ecuación molecular ajustada, se combinan las semirreacciones iónicas eliminando entre las dos los electrones y obteniendo la reacción iónica global

( )

(

^NO ⁴^H ³^e ^NO ²^H ^O

)

2 : reducción de

ón Semireacci

e 2 S S 3 : oxidación de

ón Semireacci

2 3

2

+

→ + +

×

+

→

×

+

−

− +

−

(6)

De la reacción iónica global, por tanteo, se obtiene la reacción molecular global.

(

^NO

)

⁴^H ^O

Cu 3 NO 2 S 3 HNO 8 CuS

3 + ₃→ + + ₃ ₂+ ₂

c. Por factores de conversión: Masa molecular HNO₃ = 1 + 14 + 16×3 = 63 g/mol

[ ] ⁽ ₍ ⁾ ₎ ₍ ⁽ ₎ ⁾ ₍ ₎

¹⁴^,⁴^mol_L

HNO g 63

HNO mol 1 s d g 100

HNO g 65 s

d L 1

s d cm 1000 s d cm

s d 4 g , 1 HNO

3 3 3 3

3 3 ⋅ =

⋅ + +

= +

d. Por factores de conversión: Masa molecular CuS = 63,5 + 32 = 95,5 g/mol

( )

⁴⁶^,⁴^g^CuS

CuS mol

CuS g 5 , 95 HNO mol 8

CuS mol 3 L

1 HNO mol 4 , 14 mL 1000

L mL 1 90 CuS m

3

3⋅ ⋅ =

⋅

=

Pregunta 5B.- Una disolución 10⁻² M de cianuro de hidrógeno (HCN) tiene un pH de 5,6. Calcule:

a) El grado de disociación del HCN.

b) La constante de disociación del ácido (Ka).

c) La constante de basicidad del ión CN⁻ (Kb).

d) El pH de la disolución resultante al mezclar 100 mL de esta disolución de HCN con 100 mL de una disolución 2×10⁻² M de hidróxido de sodio.

Solución.

a. Reacción de disociación de ácido débil. Si se denomina por α al grado de disociación del ácido, y co la concentración inicial, el cuadro de reacción queda de la siguiente forma:

( )

(

^mol ^L

)

^c ^c ^α ^Exc ^c ^α ^c ^α

Equilibrio .

C

Exc c

L mol Iniciales . C

O H CN

O H HCN

o o

o

3 2

−

− +

↔

+ ⁻ ⁺

Conocida la concentración inicial y el pH, ase calcula a partir de la definición de pH el grado de disociación.

[ ]

⁺

−

= logH O

pH ₃ ⇒

[ ]

^H³^O⁺ ⁼¹⁰⁻^pH

Teniendo en cuenta a que es igual la concentración de hidronios según el cuadro de reacción:

[ ]

² ³^,⁶ ⁴

6 , 5

o pH pH

o o 3

pH 3

10 5 , 2 10 10

10 c

α 10 10

c α : c α O H

10 O H

−

− −

−

− − +

− +

×

=

= ⇒









=

% 025 , 0 α=

b. Por definición, y teniendo en cuenta el cuadro de reacción, la constante de acidez del ácido cianhídrico es:

[ ] [ ]

[ ] ( )

¹⁰

4 4 2 2

o 2

a 3 6,3 10

10 5 , 2 1

10 5 , 2 10 1 α

c α HCN

O H

K CN ⁻

−

− +

− = ×

×

−

×

= ⋅

= −

= ⋅

c. Teniendo en cuenta que entre las constantes de ionización de un ácido y su base conjugada existe la relación:

w 14 b

a K K 10

K ⋅ = = ⁻ ⇒ ⁵

10 14

a 14

b 1,6 10

10 3 , 6

10 K

K 10 ⁻

−

− = ×

= ×

= d. Reacción entre un ácido débil y una base fuerte.

(

^HCN

)

^V ^M ¹⁰⁰ ¹⁰ ¹⁰ ¹⁰ ^mol

n _o= ⋅ = × ⁻³⋅ ⁻²= ⁻³

(

^NaOH

)

^V ^M ¹⁰⁰ ¹⁰ ² ¹⁰ ² ¹⁰ ^mol

n _o = ⋅ = × ⁻³⋅ × ⁻²= × ⁻³

El cuadro de reacción en función de los moles iniciales de cada uno es:

( ) ( )

^mol ⁰ ¹⁰ ¹⁰ ^Exc

inales F . C

Exc 10

2 10

mol Iniciales . C

O H NaCN NaOH

HCN

3 3

2

−

− × −

+

↔ +

La concentración de hidróxido sódico en exceso es:

(7)

[ ]

⁵ ¹⁰ ^mol ^L

10 200

10 V

NaOH n ³

3

3 −

−

− = ×

= ×

=

Por ser una base fuerte la concentración de oxidrilos coincide con la de la base.

[ ]

^OH⁻ ⁼

^[

^NaOH

^]

⁼⁵^×¹⁰⁻³^mol ^L^⇒^pOH⁼⁻^log

[ ]

^OH⁻ ⁼⁻^log

(

⁵^×¹⁰⁻³

)

⁼²^,³

7 , 11 3 , 2 14 pOH 14

pH= − = − =

UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID

( ) ( )

(

)

(

)

(

) (

)

(

)

(

)

(

) (

)

(

)

(

)

( )

( ) ( ) ( )

(

)

( ) ∑ ( )

∑

(

)

(

)

(

) [

(

)

(

) ]

[ ]

( )

( ) ( ) ( )

( )

( )

[ ] [ ] [ ]

( )

( ) ( ) ( ( ) )

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

( )

( )

( )

( )

( )

( )

( )

( )

( )

(

)

( ) ( )

( )

(

)

(

)

[ ] ( ( ) ) ( ( ) ) ( )

( )

( )

(

)

[ ]

[ ]

[ ]

[ ]

[ ] [ ]

[ ] ( )

(

)

(

)

( ) ( )

[ ]

[ ] ⁽ ₍ ⁾ ₎ ₍ ⁽ ₎ ⁾ ₍ ₎

^[

^]