unaquimicaparatodos.com · Author: Pablo osorio lupiañez Created Date: 6/9/2018 3:48:35 PM

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Corrección del examen de Química Selectividad Junio 2018

COMUNIDAD VALENCIANA Academia Osorio @QuimicaPau

¡¡¡LO HEMOS VUELTO A CONSEGUIR!!! Los libros "Una química para todos" (Cuarta edición. Versión ampliada) y el cuaderno de ejercicios. ¡¡ Buscando el 10!! han respondido al 100% de las preguntas de ambas opciones en el examen de Química Selectividad 2018 de COMUNIDAD VALENCIANA.

Un año más el libro “Una Química Para Todos” ha conseguido responder a todas las preguntas de Selectividad en esta comunidad, hasta el punto de que estas soluciones son un “copia y pega” de los procedimientos, razonamientos y ejercicios del libro. Aprovecho la ocasión para dar las gracias a todas aquellas personas que se han animado a estudiar con esta metodología y a todos los alumnos de nuestras academias y cursos por España. Todos vuestros mensajes de agradecimiento y apoyo a esta labor han sido muy importantes para nosotros. La mejor recompensa es ver como conseguís mejorar vuestras notas y alcanzar todas vuestras metas académicas

Academia Osorio continuará su enseñanza especializada en Química y el lanzamiento en Septiembre de la siguiente edición de los libros “Una Química Para Todos” que incluirá todas las actualizaciones, novedades y mejoras para el curso 2018/19 con el objetivo de hacerlo lo más completo posible y seguir cumpliendo su meta de obtener las mejores calificaciones, facilitando el entendimiento de esta materia.

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Atentamente, vuestro amigo y vecino: Pablo Osorio Lupiáñez

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Englobamos los tres apartados para facilitar la explicación en su conjunto:

ESTRUCTURA DE LEWIS GEOMETRÍA

Molécula tipo AB3: 3 nubes electrónicas enlazantes Geometría plana trigonal α=120°

POLARIDAD


Molécula tipo AB4: 4 nubes electrónicas enlazantes Geometría Tetraédrica α=109,5°

POLARIDAD

Molécula polar. Tiene enlaces polares y los momentos dipolares individuales no se anulan por lo que el momento dipolar total es diferente de 0. (µ ≠ 0)

Molécula polar. Tiene enlaces polares y los momentos dipolares individuales no se anulan por lo que el momento dipolar total es diferente de 0. (µ ≠ 0)

Br2CO

HSiCl3




Molécula tipo AB2: 2 nubes electrónicas enlazantes Geometría lineal α=180°

POLARIDAD


Dos opciones posibles (Resonancia)

Molécula tipo AB2E: 2 nubes electrónicas enlazantes 1 nube electrónica no enlazante Geometría angular α<120°

Molécula Apolar. Aunque tiene enlaces polares, los momentos dipolares individuales se anulan por la propia geometría de la molécula y el momento dipolar total es 0. (µ = 0)

CO2

NO2-



a) Procedemos a realizar los respectivos cálculos estequiométricos con la reacción ajustada:

𝟏𝟐� 𝐶6𝐻12𝑂6 (𝑎𝑎) → 𝐶2𝐻5𝑂𝐻(𝑎𝑎) + 𝐶𝑂2 (𝑎𝑎)

71 𝑔 𝑚𝑚𝑚 𝐶6𝐻12𝑂6 ·1 𝑚𝑚𝑚 𝐶6𝐻12𝑂6

180 𝑔 𝐶6𝐻12𝑂6·

1 𝑚𝑚𝑚 𝐶2𝐻5𝑂𝐻1/2 𝑚𝑚𝑚 𝐶6𝐻12𝑂6

·46 𝑔 𝐶2𝐻5𝑂𝐻

1 𝑚𝑚𝑚 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = 36,29 𝑔 𝐶2𝐻5𝑂𝐻

36,29 𝑔 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 · 1𝑚𝑚 𝐶2𝐻5𝑂𝐻

0,789 𝑔 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = 45,99 𝑚𝑚 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 𝑇𝑇ó𝑟𝑟𝑎𝑚𝑟

𝑹 =𝐶𝑎𝐶𝐶𝑟𝐶𝑎𝐶 𝑅𝑇𝑎𝑚

𝐶𝑎𝐶𝐶𝑟𝐶𝑎𝐶 𝑇𝑇ó𝑟𝑟𝑎𝑎∙ 100 =

30,4 𝑚𝑚 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 𝑅𝑇𝑎𝑚𝑇𝑟 45,99 𝑚𝑚 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 𝑇𝑇ó𝑟𝑟𝑎𝑚𝑟

∙ 100 = 𝟔𝟔, 𝟏%

𝐛) 71 𝑔 𝑚𝑚𝑚 𝐶6𝐻12𝑂6 ·1 𝑚𝑚𝑚 𝐶6𝐻12𝑂6

180 𝑔 𝐶6𝐻12𝑂6·

1 𝑚𝑚𝑚 𝐶𝑂2

1/2 𝑚𝑚𝑚 𝐶6𝐻12𝑂6= 0,789 𝑚𝑚𝑚 𝐶𝑂2

𝑽 =𝐶 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇

𝑃 =

0,789 𝑚𝑚𝑚 𝐶𝑂2 ∙ 0,082 𝑎𝐶𝑚 ∙ 𝑚𝑚𝑚𝑚 ∙ 𝐾 ∙ 293 𝐾

1,3 𝑎𝐶𝑚= 14,58 𝑚 𝐶𝑂2 𝑇𝑇ó𝑟𝑟𝑎𝑚𝑟

𝑹 = 𝟔𝟔, 𝟏 =𝑪𝑪𝑪𝑪𝑪𝑪𝑪𝑪 𝑹𝑹𝑪𝑹

𝟏𝟏, 𝟓𝟓 𝑳 𝑪𝑪𝟐∙ 𝟏𝟏𝟏 → 𝑎𝑎𝐶𝐶𝑟𝐶𝑎𝐶 𝑟𝑇𝑎𝑚 = 𝟗, 𝟔𝟔 𝑳 𝑪𝑪𝟐 𝑹𝑹𝑪𝑹𝑹𝑹



a) Falso. Un ácido fuerte es aquel que se disocia por completo mientras que los ácidos débiles se disocian parcialmente presentando constantes de equilibrio (𝐾𝑎) que indican el mayor o menor grado de desplazamiento del equilibrio hacia la derecha y con ello su mayor o menor fuerza como ácido. Un valor de 𝑲𝑪 = 𝟏𝟏−𝟔 indica que el ácido está poco disociado y por lo tanto, se trata de un ácido débil.

b) Verdadero. Demostraremos dicha afirmación a través de la hidrólisis de la sal:

𝑁𝐻4𝐶𝑚 → 𝑵𝑵𝟏+ + 𝑪𝑹−

- El ion Cl- procede del HCl (ácido fuerte) por lo que no experimentará reacción de hidrolisis.

- El ion NH4+ procede del NH3 (base débil) por lo que sí reaccionará con el agua:

𝑵𝑵𝟏+ + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝑁𝐻3 + H3O

+

El exceso de iones H3O+ aportados modifica el pH del agua y la disolución será ácida

c) Falso. La especie HSO4- cede un protón al agua por lo que actúa como un ácido:

𝑵𝑯𝑪𝟏− + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝑆𝑂4

2− + 𝐻3𝑂+

Ácido Base Base Ácido

d) Falso. El NH3 es una base débil que genera un pH básico como vemos en la reacción:

𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝑵𝑵𝟏+ + 𝑪𝑵−

Al añadir una disolución de NH4Cl, aumentaremos la concentración de NH4+ ya que:

𝑁𝐻4𝐶𝑚 → 𝑵𝑵𝟏+ + 𝐶𝑚−

Por lo tanto, atendiendo al principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda para compensar dicho aumento de NH4

+ con la consecuente disminución de la concentración de OH- y por tanto, la disminución del pH (se hace más ácida).



‘

𝑪) 𝟐 𝑵𝑯𝑪 (𝑹) ⇄ 𝟐𝑵𝑯 (𝑯) + 𝑪𝟐 (𝑯)

𝐾𝑝 = 𝑃𝐻𝐻 𝟐 ∙ 𝑃𝑂2 = (2𝑃)𝟐 ∙ 𝑃 = 4𝑃𝟔 = 0,186 →

𝑃 = �0,1864

3= 0,36 𝑎𝐶𝑚

Por tanto la presión parcial del O2 (P) es 0,36 atm y la del Hg (2P) es 0,72 y la total:

𝑃𝑇𝑇𝑇𝑎𝑇 = ∑ 𝑃𝑃𝑎𝑃𝑃𝑃𝑎𝑇𝑃𝑃 = 𝑃𝐻𝐻 + 𝑃𝑂2 = 0,72 + 0,36 = 𝟏, 𝟏𝟓 𝑪𝑪𝒂

𝒃) 𝐾𝑝 = 𝐾𝑃 ∙ (𝑅 ∙ 𝑇)∆𝑛 → 𝐾𝑃 = 𝐾𝑝

(𝑅 ∙ 𝑇)∆𝑛 =0,186

�0,082 𝑎𝐶𝑚 ∙ 𝑚𝑚𝑚𝑚 ∙ 𝐾 ∙ 673 𝐾�

3 = 𝟏, 𝟏𝟏𝟏 ∙ 𝟏𝟏−𝟔

𝟐𝒙 son los moles de HgO que se descomponen. Podemos calcular 𝒙 fácilmente, ya que se corresponde con los moles de O2 en el equilibrio:

𝑥 = 𝐶𝑂2 =𝑃𝑂2 ∙ 𝑉

𝑅 ∙ 𝑇=

0,36 mol ∙ 2 𝑚

0,082 𝑎𝐶𝑚 ∙ 𝑚𝑚𝑚𝑚 ∙ 𝐾 ∙ 673 𝐾

= 0,013 𝑚𝑚𝑚 𝑂2

𝑥 = 0,013 → 𝟐 𝒙 = 𝟏, 𝟏𝟐𝟔 mol de HgO disociados

0,026 𝑚𝑚𝑚 𝐻𝑔𝑂 ∙216,6 𝑔 𝐻𝑔𝑂1 𝑚𝑚𝑚 𝐻𝑔𝑂

= 5,64 𝑔 𝐻𝑔𝑂 𝐶𝑟𝑟𝑚𝑎𝑟𝑎𝐶𝑚𝑟

Gramos de HgO que quedan sin disociar:

10 𝑔 𝑟𝐶𝑟𝑎𝑟𝑎𝑚𝑇𝑟 𝐶𝑇 𝐻𝑔𝑂 − 5,64 𝑔 𝐻𝑔𝑂 𝐶𝑟𝑟𝑚𝑎𝑟𝑎𝐶𝑚𝑟 = 4,35 𝑔 𝐻𝑔𝑂 sin 𝐶𝑟𝑟𝑚𝑎𝑟𝑎𝑟

Moles iniciales

no 0 0

Moles equilibrio

no - 2x 2x x

Presión en equilibrio − 𝟐𝑃 𝑃



a) Verdadero. La velocidad de desaparición de ambos reactivos está en función de su relación estequiométrica, por lo que la afirmación “La velocidad de desaparición de CO es igual a la velocidad de desaparición de NO2” es correcta:

𝑪𝑪(𝑯) + 𝑵𝑪𝟐(𝑯) → 𝐶𝑂2 (𝑔) + 𝑁𝑂 (𝑔)

𝑽 = − 𝟏 ∙𝑪[𝑪𝑪]

𝑪𝑪= − 𝟏 ∙

𝑪[𝑵𝑪𝟐]𝑪𝑪

= 1 ∙𝐶[𝐶𝑂2]

𝐶𝐶= 1 ∙

𝐶[𝑁𝑂]𝐶𝐶

b) Falso. Independientemente del estado de agregación, la constante de velocidad depende de

la temperatura tal como demuestra la ecuación de Arrhenius: 𝑲 = 𝑨 · 𝑹−𝑬𝑪𝑹𝑹�

c) Falso. La ecuación cinética de velocidad tiene la forma: 𝑉 = 𝐾 · [𝑁𝑂2]2

Por lo tanto, el orden total de la reacción (suma de los órdenes parciales) es 2.

d) Verdadero. Lo demostraremos despejando la ecuación cinética de velocidad:

𝑲 =𝑽

[𝑵𝑪𝟐]𝟐 =

𝒂𝒎𝑹 · 𝑳−𝟏 · 𝑹−𝟏

(𝒂𝒎𝑹 · 𝑳−𝟏)𝟐 = 𝑳 · 𝒂𝒎𝑹−𝟏 · 𝑹−𝟏



a) Teniendo en cuenta que el periodo lo marca el número cuántico principal (n) de la capa más externa y el grupo lo marca la configuración en la que se encuentra el electrón diferenciador:

𝐴 (𝑍 = 5): 1s22s22p1 → (Periodo 2; Grupo 13)

𝐵 (𝑍 = 9): 1s22s22p5 → (Periodo 2; Grupo 17)

𝐶 (𝑍 = 11): 1s22s22p63s1 → (Periodo 3; Grupo 1)

𝐷 (𝑍 = 19): 1s22s22p63s23p64s1 → (Periodo 4; Grupo 1)

b) y c) La electronegatividad es la capacidad que tiene un átomo de un elemento dado de atraer hacia sí el par o pares de electrones compartidos en un enlace covalente mientras que la energía de ionización es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón (el más externo al núcleo) de un átomo neutro en estado gaseoso y en su estado fundamental.

Para ambas propiedades, el mayor número de capas electrónicas de C y D y su carácter metálico (mayor tendencia a perder electrones para hacerse estables) provocarán que sean los elementos con menor electronegatividad y menor energía de ionización. Entre ellos dos, será D el que tenga menor valor por el hecho de tener una capa electrónica más. Para ambas propiedades, el menor número de capas electrónicas de A y B y su carácter no metálico (mayor tendencia a ganar electrones para hacerse estables) provocarán que sean los elementos con mayor electronegatividad y mayor energía de ionización. Entre ellos dos, será B el que tenga mayor valor por el hecho de tener mayor Z (estando en el mismo periodo). En conclusión:

Orden creciente de Electronegatividad: D < C < A < B

Orden creciente de Energía de ionización: D < C < A < B

d) En la capa más externa de D (n=4) se encuentran un electrón en un orbital tipo s (l=0) por lo tanto, podríamos dar cualquiera de estas combinaciones: (4, 0, 0, +½) ; (4, 0, 0, -½)



Oxidación (↑n.o.)

Reducción (↓n.o.)

+1 +7 -2 +1 -1 +1 +6 -2 +2 +6 -2 0 +1 +6 -2 +1 -2 𝐾𝐾𝐶𝑂4 + 𝐾𝐶𝑚 + 𝐻2𝑆𝑂4 → 𝐾𝐶𝑆𝑂4 + 𝐶𝑚2 + 𝐾2𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂

Semirreacción de reducción: 𝐾𝐶𝑂4− + 8 𝐻+ + 5𝑇− → 𝐾𝐶2+ + 4 𝐻2𝑂 x2

Semirreacción de oxidación: 2 𝐶𝑚− → 𝐶𝑚2 + 2𝑇− x5

2 𝐾𝐶𝑂4− + 16 𝐻+ + 10 𝐶𝑚− → 2 𝐾𝐶2+ + 8 𝐻2𝑂 + 5 𝐶𝑚2

Reacción Iónica ajustada

𝟐 𝐾𝐾𝐶𝑂4 + 𝟏𝟏 𝐾𝐶𝑚 + 𝟓 𝐻2𝑆𝑂4 → 𝟐 𝐾𝐶𝑆𝑂4 + 𝟓 𝐶𝑚2 + 𝟔 𝐾2𝑆𝑂4 + 𝟓 𝐻2𝑂

Reacción Molecular ajustada

b) - Calculamos los moles de cada uno de los reactivos para determinar el limitante:

− 0,05 𝑚 𝐶𝑟𝑟𝑚𝑚𝑑𝑎𝑟ó𝐶 ∙ 0,250 𝑚𝑚𝑚 𝐾𝐾𝐶𝑂4

1 𝑚 𝐶𝑟𝑟𝑚𝑚𝑑𝑎𝑟ó𝐶= 𝟏, 𝟏𝟏𝟐𝟓 𝒂𝒎𝑹 𝑲𝑲𝑪𝑪𝟏

− 0,2 𝑚 𝐶𝑟𝑟𝑚𝑚𝑑𝑎𝑟ó𝐶 ∙ 0,2 𝑚𝑚𝑚 𝐾𝐶𝑚

1 𝑚 𝐶𝑟𝑟𝑚𝑚𝑑𝑎𝑟ó𝐶= 𝟏, 𝟏𝟏 𝒂𝒎𝑹 𝑲𝑪𝑹

Conocida la relación estequiométrica entre los reactivos (2 mol KMnO4 : 10 mol KCl) podemos determinar que el KCl es el reactivo limitante (con el que hacer los cálculos) ya que cuando todo el KCl se consuma (0,04 mol), habrán reaccionado 1/5 parte de esas cantidad de KMnO4 (8∙10-3 mol) quedando un exceso de KMnO4 hasta completar los 0,0125 moles iniciales.

0,04 𝑚𝑚𝑚 𝐾𝐶𝑚 ∙ 5 𝑚𝑚𝑚 𝐶𝑚2

10 𝑚𝑚𝑚 𝐾𝐶𝑚= 0,02 𝑚𝑚𝑚 𝐶𝑚2

𝑽 =𝐶 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇

𝑃 → 𝑽 =

0,02 𝑚𝑚𝑚 ∙ 0,082 𝑎𝐶𝑚 ∙ 𝑚𝑚𝑚𝑚 ∙ 𝐾 ∙ 293 𝐾

723760 𝑎𝐶𝑚

= 𝟏, 𝟓𝟏𝟓 𝑳 𝑪𝑹𝟐



Puesto que se trata de un equilibrio (heterogéneo) razonaremos los cambios producidos sobre dicho equilibrio atendiendo al principio de Le Chatelier: “Cuando un sistema en equilibrio es perturbado desde el exterior modificando sus condiciones, se desplazará en el sentido (reactivos o productos) que tienda a contrarrestar dicha perturbación”. De esta manera:

a) Al añadir KOH a la disolución saturada, produciremos un aumento de la [𝑂𝐻−] ya aportada por el Ca(OH)2. Para compensar esta adición, la reacción se desplazará hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad del Ca(OH)2 y aumentando la cantidad de precipitado en el fondo.

↓ 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 (𝑆) ⇄ 𝐶𝑎(𝑎𝑃)2+ + 2 𝑂𝐻(𝑎𝑃)

− ↓ Solubilidad ↑ Precipitado

b) Al aumentar la temperatura, el sistema tratará de compensarlo favoreciendo la reacción que absorba esa energía (reacción endotérmica). Puesto que la reacción directa (→) es exotérmica, el equilibrio se desplazará en el otro sentido (hacia la izquierda) disminuyendo, de nuevo, la solubilidad del Ca(OH)2 y aumentando la cantidad de precipitado en el fondo.

c) Al añadir HCl a la disolución saturada, produciremos un aumento de la [𝐻3𝑂+] lo que conllevará una disminución de la [𝑂𝐻−] ya aportada por el Ca(OH)2. Para compensar esta disminución, la reacción se desplazará hacia la derecha, aumentando su solubilidad del Ca(OH)2 y disminuyendo la cantidad de precipitado en el fondo.

↓ 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 (𝑆) ⇄ 𝐶𝑎(𝑎𝑃)2+ + 2 𝑂𝐻(𝑎𝑃)

− ↑Solubilidad ↓ Precipitado

d) Al añadir más cantidad de Ca(OH)2 a la disolución saturada, no afectará al equilibrio, puesto que los sólidos no intervienen en la expresión de la constante de equilibrio.



a) Empezaremos calculando la [𝑵𝟔𝑪 +] de la disolución B (disolución de HCl):

𝑲 = 𝑚𝑚𝑚𝑇𝑟 𝐻𝐶𝑚

𝑚𝑟𝐶𝑟𝑚𝑟 𝐶𝑟𝑟𝑚𝑚𝑑𝑎𝑟ó𝐶=

0,02 𝑚 ∙ 0,015 𝐾0,02 𝑚 + 0,08 𝑚

= 𝟔 ∙ 𝟏𝟏−𝟔 𝑲

𝐻𝐶𝑚 + 𝐻2𝑂 → 𝐶𝑚− + 𝐻3𝑂+

𝟔 ∙ 𝟏𝟏−𝟔 𝑲 𝟔 ∙ 𝟏𝟏−𝟔 𝑲

Sabiendo que [𝑵𝟔𝑪 +] de ambas disoluciones es la misma, calculamos Ka de disolución A:

𝑲 = 𝑚𝑚𝑚𝑇𝑟 𝐻𝐴

𝑚𝑟𝐶𝑟𝑚𝑟 𝐶𝑟𝑟𝑚𝑚𝑑𝑎𝑟ó𝐶=

0,61 𝑔 𝐻𝐴 ∙ 1 𝑚𝑚𝑚 𝐻𝐴90,1 𝑔 𝐻𝐴

0,1 𝑚= 𝟏, 𝟏𝟔𝟏 𝑲

[𝐻𝐴] = 0,067 ; �𝐻3𝑂

+� = 3 ∙ 10−3, 𝐾

𝐻𝐴 + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝐴− + 𝐻3𝑂+ Conc. Inicial 0,067 M - 0 0

Conc. Equilibrio 0,067 M – X X X

𝑲𝑪 = [𝐴−] ∙ [𝐻3𝑂

+] [𝐻𝐴 ]

= 𝑥 ∙ 𝑥

0,067 − 𝑥=

3 ∙ 10−3, ∙ 3 ∙ 10−3, 0,067 − 3 ∙ 10−3, = 𝟏, 𝟔𝟗 · 𝟏𝟏−𝟏

b) Usando el valor de Ka obtenido en el apartado anterior (ya que no varía la temperatura):

𝑲𝑪 = [𝐴−] ∙ [𝐻3𝑂

+] [𝐻𝐴 ]

= 𝑥 ∙ 𝑥

0,1 − 𝑥= 𝟏, 𝟔𝟗 · 𝟏𝟏−𝟏

𝑥2 = 1,39 · 10−4 ∙ (0,1 − 𝑥) → 𝑥2 + 1,39 · 10−4 𝑥 − 1,39 · 10−5

𝑥 = −𝑏 ± √𝑏2 − 4 ∙ 𝑎 ∙ 𝑎

2 ∙ 𝑎 =

− (1,39 · 10−4) ± �(1,39 · 10−4)2 − 4 ∙ 1 ∙ (−1,39 · 10−5 )2 ∙ 1

Donde la única solución lógica es 𝑥 = 3,66 · 10−3

𝑥 = [𝐻3𝑂 +] = 3,66 · 10−3 ; 𝒑𝑵 = −𝑚𝑚𝑔 [𝐻3𝑂

+] = 𝟐, 𝟏𝟔



𝑪) 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻 = 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻3 + 𝐻2𝑂 → 𝑪𝑵𝟔 − 𝑪𝑵𝑪𝑵 − 𝑪𝑵𝟐 − 𝑪𝑵𝟔

But-2-eno Butan-2-ol

𝒃) 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻(𝑂𝐻) − 𝐶𝐻3 → 𝑪𝑵𝟔 − 𝑪𝑪 − 𝑪𝑵𝟔

Popan-2-ol Propanona

𝒄) 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2𝑂𝐻 + 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 → 𝑪𝑵𝟔 − 𝑪𝑪𝑪 − 𝑪𝑵𝟐 − 𝑪𝑵𝟐 − 𝑪𝑵𝟔 + 𝑵𝟐𝑪

Popan-1-ol Ácido etanoico Etanoato de propilo

𝑪) 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻 = 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻3 + 𝐶𝑚2 → 𝑪𝑵𝟔 − 𝑪𝑵𝑪𝑹 − 𝑪𝑵𝑪𝑹 − 𝑪𝑵𝟔

But-2-eno 2,3-Diclorobutano

𝑹) 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻(𝐵𝑟) − 𝐶𝐻3 + 𝑂𝐻− → 𝑪𝑵𝟔 − 𝑪𝑵(𝑪𝑵) − 𝑪𝑵𝟔 + 𝑩𝑩−

2-Bromopropano Propan-2-ol

H+

Cr2O72- / H+


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