PAU Química Comunidad de Madrid

PPRRUUEEBBAASS DDEE AACCCCEESSOO AA LLAA

UUNNIIVVEERRSSIIDDAADD

CCoommuunniiddaadd ddee MMaaddrriidd

QQUUÍÍMMIICCAA

José Manuel Bélmez Macías

I.E.S. San Juan Bautista

ÍNDICE

ESTRUCTURA Y CALIFICACIÓN DE LA PRUEBA ....................................................................... 1

CRITERIOS DE CORRECCIÓN....................................................................................................... 1

CONSEJOS ÚTILES ........................................................................................................................ 2

CONTENIDOS .................................................................................................................................. 3

ÚLTIMO REPASO ............................................................................................................................ 7

FORMULARIO RESUMEN............................................................................................................. 11

CONSTANTES ............................................................................................................................... 13

ALGUNOS FACTORES DE CONVERSIÓN ÚTILES .................................................................... 13

MATERIAL DE LABORATORIO.................................................................................................... 14

SISTEMA PERIÓDICO................................................................................................................... 15

RESUMEN DE FORMULACIÓN INORGÁNICA............................................................................ 16

RESUMEN DE FORMULACIÓN ORGÁNICA ............................................................................... 17

RESUMEN DE REACTIVIDAD ORGÁNICA.................................................................................. 18

EXAMEN RESUELTO (MODELO 2015-2016)............................................................................... 19

CONSEJOS FINALES.................................................................................................................... 27

RECOPILACIÓN DE EXÁMENES ................................................................................................. 29

José Manuel Bélmez Macías -1-

QQQUUUÍÍÍMMMIIICCCAAA EEssttrruuccttuurraa yy ccaalliiffiiccaacciióónn ddee llaa pprruueebbaa

El examen consta de dos opciones con 5 preguntas cada una, debiendo elegirse una única opción para

resolver en 90 minutos. Cada pregunta tiene una valoración máxima de 2 puntos repartiéndose clara y

explícitamente entre sus apartados, si los hubiere.

Para el curso 2015-2016 se han elaborado 8 exámenes posibles con dos opciones cada uno, siendo la

relación del número de preguntas correspondientes a cada tema la recogida en la siguiente tabla:

EXÁMENES TEMA

I II III IV V VI VII VIII %

sobre el total

Estructura atómica y clasificación periódica 1 1 1,5 1 - 1 1,5 - 8,75%

Enlace químico y propiedades de las sustancias - 1 0,5 - 1 1 0,5 2 7,50%

Transformaciones energéticas 1 1,5 1 2 1 1,5 2 1 13,75%

Equilibrio químico (incluye precipitación) / cinética 4 1,5 2 2 3 1,5 3 3 25,00%

Ácidos y bases 1 2 2 2 2 2 1 1 16,25%

Electroquímica 2 2 2 2 2 2 1 2 18,75%

Química del Carbono 1 1 1 1 1 1 1 1 10,00%

CCrriitteerriiooss ddee ccoorrrreecccciióónn Si se respondieran preguntas de más de una opción únicamente se corregirán aquellas que

correspondan a la de la primera que aparezca contestada. En todo caso se tendrá en cuenta:

Claridad de comprensión y exposición de conceptos.

Uso correcto de formulación, nomenclatura y lenguaje químico.

Capacidad de análisis y relación.

Desarrollo de la resolución de forma coherente y uso correcto de unidades.

Aplicación y exposición correcta de conceptos en el planteamiento de las preguntas.

QUÍMICA


CCoonnsseejjooss úúttiilleess

TEORÍA (definiciones y justificaciones) La respuesta a la pregunta teórica ha de ser clara, completa y concisa, es decir, procura no andarte

por las ramas y responde sólo y exclusivamente a lo que se pregunta, eso si, sin olvidar la corrección,

utilizando adecuadamente la terminología científica y haciendo uso, en caso de ser necesario, de

ejemplos y/o representaciones gráficas que revelen adecuadamente que comprendes los conceptos.

Procura no extenderte más allá de uno o dos párrafos y si necesitas apoyarte en fórmulas no olvides

identificar a que magnitud y/o constante hace referencia cada símbolo y sus unidades.

PROBLEMAS Recuerda que un manojo de fórmulas y números no es suficiente. Comienza el problema citando la ley

o principio químico en el que vas a basar tu cálculo, así como, de ser posible, una representación

gráfica de la situación que denote que comprendes el supuesto que se plantea. No hace falta que

vayas explicando las operaciones matemáticas más que con una breve reseña, y sobre todo ten en

cuenta que el orden de lectura es de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo, es decir, evita el

uso flechas, asteriscos y otras llamadas, no utilices un resultado que se encuentre más adelante en el

orden de lectura para volver a una expresión que escribiste anteriormente, si es necesario vuelve a

escribirla. Otro aspecto importante es el resultado, queramos o no es la forma más objetiva que tiene el

corrector para determinar si el problema está o no bien resuelto, así que destácalo sutilmente, por

ejemplo con un subrayado, acompáñalo de sus unidades correspondientes y sobre todo evita

resultados absurdos, aunque sean el producto de tus operaciones, por ejemplo, sería ridículo un

resultado como un grado de disociación mayor que la unidad, y pH mayor que 14 o temperaturas

absolutas negativas, entre otras. Recuerda también que, por lo general, sólo puedes utilizar los datos y

constantes que se te proporcionan y ningún otro aunque lo conozcas, así que si en un problema de

electrolisis crees necesitar la constante de Faraday y sin embargo no se te proporciona es porque quizá

no sea imprescindible para resolverlo. No obstante otros datos y conversiones suelen darse por

sabidas, por ejemplo, en las disoluciones el disolvente suele ser agua, referente a presiones 760 mmHg

equivalen a 1 atm, en la conversión de temperaturas: T(K)=T(ºC)+273.

PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD


CCoonntteenniiddooss

CONTENIDOS COMUNES Utilización de estrategias básicas de la actividad científica tales como el

planteamiento de problemas y la toma de decisiones acerca del interés y la conveniencia o no de su estudio; formulación de hipótesis, elaboración de estrategias de resolución y de diseños experimentales y análisis de los resultados y de su fiabilidad.

Búsqueda, selección y comunicación de información y de resultados utilizando la terminología adecuada.

ESTRUCTURA ATÓMICA Y CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Espectros atómicos. Orígenes de la teoría cuántica. Hipótesis de

Planck. Efecto fotoeléctrico. Modelo atómico de Böhr y sus limitaciones. Introducción a la mecánica cuántica moderna. Su importancia. Orbitales atómicos. Números cuánticos. Configuraciones electrónicas: Principio de Pauli y regla de Hund.

Evolución histórica de la ordenación periódica de los elementos. Tabla periódica de Mendeleev. Predicciones y defectos.

Sistema periódico actual. Estructura electrónica y periodicidad. Tendencias periódicas en las propiedades de los elementos.

En los problemas se podrán pedir cálculos energéticos a partir de la ecuación de Planck, efecto fotoeléctrico y transiciones electrónicas. Sólo se exigirá identificar el nombre de los elementos de los tres primeros periodos a partir de sus números atómicos y viceversa.

ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS Concepto de enlace en relación con la estabilidad energética de los

átomos enlazados. Enlace iónico. Concepto de energía de red. Ciclo de Born-Haber.

Propiedades de las sustancias iónicas. Enlace covalente. Estructuras de Lewis. Parámetros moleculares.

Polaridad de enlaces y moléculas. Teoría del enlace de valencia. Hibridación de orbitales atómicos (sp, sp2, sp3) y teoría de la repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. Sólidos covalentes. Propiedades de las sustancias covalentes.

Fuerzas intermoleculares. Estudio cualitativo del enlace metálico. Propiedades de los metales. Propiedades de algunas sustancias de interés industrial o biológico en

función de su estructura o enlaces.

En el estudio de polaridad de enlace está incluido el concepto de electronegatividad.

QUÍMICA


TRANSFORMACIONES ENERGÉTICAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Sistemas termodinámicos. Variables termodinámicas. Cambios energéticos en las reacciones químicas. Procesos endo y exotérmicos.

Primer principio de la termodinámica. Transferencias de calor a volumen y a presión constante. Concepto de entalpía. Cálculo de entalpías de reacción a partir de las entalpías de formación. Diagramas entálpicos. Ley de Hess. Entalpías de enlace.

Segundo principio de la termodinámica. Concepto de entropía. Energía libre. Espontaneidad de las reacciones químicas.

Aplicaciones energéticas de las reacciones químicas. Repercusiones sociales y medioambientales.

Valor energético de los alimentos. Implicaciones para la salud.

Los contenidos incluyen el concepto de energía interna y su cálculo. Limitar los cálculos en problemas a sistemas con reacción química o cambios de fase.

EQUILIBRIO QUÍMICO Introducción a la cinética química: Aspecto dinámico de las reacciones

químicas. Conceptos básicos de cinética: Velocidad de reacción y factores de los que depende. Orden de reacción y molecularidad.

Concepto de equilibrio químico. Características macroscópicas e interpretación microscópica. Cociente de reacción y constante de equilibrio. Formas de expresar la constante de equilibrio: KC y Kp; relación entre ambas. Factores que modifican el estado de equilibrio: Principio de Le Chatelier.

Equilibrios heterogéneos. Las reacciones de precipitación como equilibrios heterogéneos.

Aplicaciones analíticas de las reacciones de precipitación. Aplicaciones del equilibrio químico a la vida cotidiana y a procesos

industriales.

Se considera incluido el concepto de energía de activación (ley de Arrhenius), aunque no se exigirán cálculos de la misma. Se incluye el concepto de catalizador. En las aplicaciones analíticas solo se exigirán precipitaciones selectivas.

ÁCIDOS Y BASES Concepto de ácido y base según las teorías de Arrhenius y Brönsted-

Lowry. Concepto de pares ácido-base conjugados. Fuerza relativa de los ácidos. Constante y grado de disociación.

Equilibrio iónico del agua. Concepto de pH. Cálculo y medida del pH en disoluciones acuosas de

ácidos y bases. Importancia del pH en la vida cotidiana. Reacciones de neutralización. Punto de equivalencia. Volumetrías ácido-base. Aplicaciones y tratamiento experimental. Equilibrios ácido-base de sales en disolución acuosa. Estudio

cualitativo de la hidrólisis. Estudio de algunos ácidos y bases de interés industrial y en la vida

cotidiana. Amoniaco, ácidos sulfúrico, nítrico y clorhídrico. El problema de la lluvia ácida y sus consecuencias.

El alumno debe conocer también el concepto de electrolito y sus tipos. Se consideran excluidas las disoluciones reguladoras de pH o disoluciones tampón.

INTRODUCCIÓN A LA ELECTROQUÍMICA Concepto de oxidación y reducción. Sustancias oxidantes y reductoras.

Número de oxidación. Reacciones de oxidación-reducción. Ajuste de reacciones redox por el método del ión-electrón. Estequiometría de las reacciones redox.

Estudio de la pila Daniell. Potencial normal de reducción. Escala de oxidantes y reductores.

Potencial de una pila. Potencial de electrodo. Espontaneidad de los procesos redox. Pilas, baterías y acumuladores eléctricos.

Electrólisis. Importancia industrial y económica de la electrólisis. La corrosión de metales y su prevención. Residuos y reciclaje.

No se considera incluida la ley de Nernst.



QUÍMICA DEL CARBONO Nomenclatura y formulación de los principales compuestos orgánicos.

Estudio de los principales tipos de reacciones orgánicas: Sustitución, adición, eliminación y oxidación-reducción.

Ejemplos característicos de reacciones orgánicas de interés, con especial referencia a la obtención de alcoholes, ácidos y ésteres; propiedades e importancia de los mismos.

Polímeros y reacciones de polimerización. Valorar la utilización de sustancias orgánicas en el desarrollo de la sociedad actual. Problemas medioambientales.

La síntesis de medicamentos. Importancia y repercusiones de la industria química orgánica.

Los compuestos orgánicos que se exigirán son: hidrocarburos alifáticos y aromáticos, derivados halogenados, alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos, ésteres, amidas y aminas. En relación a las reacciones orgánicas no se exigirá especificar el mecanismo.


ÚÚllttiimmoo rreeppaassoo A continuación, sin la pretensión de sustituir a tus apuntes y sin que valga más que como un último repaso de los aspectos más comunes de los exámenes de Química donde se enfatizan los conceptos en los que solemos dudar y los errores más corrientes a evitar, te recomendamos la lectura de estas orientaciones, no sin dejar de recordarte que las reglas mnemotécnicas sirven sólo para hacernos recordar, no para justificar nuestras afirmaciones:

Estructura atómica y sistema periódico Posición en el S.P.: dada la configuración electrónica el número del periodo surge del mayor de los

números cuánticos principales utilizados y para el del grupo si la configuración termina en sn: grupo n, pn:grupo n+12 y si es dn: n+2 (cuidado con las excepciones de los grupos 6. ns1 n-1d5 y 11: ns1 n-1d10)

Propiedades periódicas: todas aumentan hacia arriba y hacia la derecha en el S.P. excepto el tamaño, que este sentido disminuye.

Enlace químico Los enlaces entre no metales son covalentes, entre metales son metálicos y entre metal y no metal son

iónicos. Hibridación: las preguntas suelen centrarse en los compuestos del carbono y éste utiliza hibridación sp3

cuando participa en enlaces sencillos, sp2 en los dobles y sp si participa en un triple o en dos dobles simultáneamente. La justificación de cada una de ellas debe nacer de la necesidad de dejar más o menos orbitales atómicos p sin combinar para los solapamientos laterales tipo π.

Geometría: comienza enunciando “Según la Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones en la Capa de Valencia, que afirma que los pares electrónicos se distribuyen alrededor del átomo central de manera que se minimicen las interacciones repulsivas entre ellos...”

La polaridad molecular es el resultado de la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace, dirigidos en cada uno hacia el elemento más electronegativo.

Disoluciones y estequiometría Condiciones normales: T= 0ºC y p=1 atm A menos que nos indiquen lo contrario el disolvente es agua. Si en un problema de estequiometría tenemos información de dos o más de los reactivos debemos

determinar, aunque no nos lo pidan explícitamente, cuál es el reactivo limitante para basar nuestros cálculos en él.

Al aplicar rendimientos, por ejemplo del 85%: si tenemos información de los reactivos y estamos calculando cantidad de producto el resultado final se multiplica por 85/100 y si partimos de los productos para calcular reactivos se multiplica por 100/85. De reactivo a reactivo o de producto a producto no hay que incluir el rendimiento en los cálculos.

Termoquímica Criterio egoísta del sistema: las energías son positivas si entran en el sistema (endo) y negativas si

salen (exo). Condiciones estándar. T=25 ºC, p=1 atm. Recuerda que la constante de los gases R cuando está implicada en cálculos de energía debe

expresarse como 8,314 J·mol-1·K-1, y por tanto los calores en J·mol-1 En el cálculo de entalpías de reacción comienza el problema citando “De acuerdo con la ley de Hess,

que afirma… y con los datos que se proporcionan…”

QUÍMICA


Más sobre funciones termodinámicas: recuerda que al formular procesos termoquímicos debes indicar los estados de agregación de cada una de las especies y que al ajustar las reacciones correspondientes debes dejar como coeficiente el 1 para aquella que le pone “el apellido” a la reacción.

Reacciones de formación: el estado natural de los elementos es monoatómico excepto, H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2 e I2. Todos los elementos son sólidos en condiciones estándar excepto H2(g), N2(g), O2(g), F2(g), Cl2(g), los gases nobles, así como tampoco Br2(l) y Hg(l). Además el elemento carbono en estado estándar es C(grafito).

Reacciones de combustión: en ellas una especie reacciona con oxígeno y rinde CO2(g) y H2O (líquida en condiciones estándar). Pero cuidado, al quemar C sólo se obtiene CO2 y con H2 sólo se obtiene H2O.

Recuerda en cálculos respecto a la energía libre probablemente debas hacer conversiones de unidades previas, dado que las entalpías suelen expresarse en kJ/mol, y las entropías en J/mol (evidentemente la temperatura debe expresarse en la escala Kelvin).

Equilibrio químico Si tienes información de cantidades iniciales tanto de reactivos como de productos es probable que

debas calcular primero el cociente de reacción para conocer en qué sentido evoluciona. Cuidado al establecer constantes de equilibrio, algunos errores muy comunes son los de olvidar los

exponentes, sumar las concentraciones/presiones en lugar de multiplicarlas, olvidar los volúmenes en Kc o ponerlos en Kp.

Los sólidos y los líquidos puros no aparecen en las constantes Kc y Kp y no influyen en la posición del equilibrio.

Grado de disociación: sólo tiene sentido en el caso de una reacción en la que una especie reaccionante da lugar a los productos (sólo un reactivo), es igual al cociente de la cantidad, concentración o presión

reaccionante respecto a la inicial, y sobre todo 10 ( 1000 % ).

Un porcentaje en volumen coincide con un porcentaje en moles en la fase gaseosa (fracción molar·100)

En los problemas sobre desplazamientos de equilibrios químicos comienza así: “De acuerdo con el principio de Le Chatelier, que establece que si se introduce un cambio en un equilibrio químico éste se desplaza en el sentido que se oponga a dicho cambio para reestablecerlo, resulta que ...”

Ácidos y bases Ácidos fuertes más comunes: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4 Ácidos débiles más comunes: H3PO4, H2CO3, HF, HClO, ácidos orgánicos (ej: ácido acético CH3COOH) Bases fuertes más comunes: NaOH, KOH Bases débiles más comunes: NH3 Si necesitas disociar un ácido monoprótico del que desconoces su fórmula puede valerte de la reacción

genérica HAAH , y para una base OHBBOH Cuanto mayor es la fortaleza de un ácido o base menor lo es la de la correspondiente especie

conjugada, y viceversa. En general en los problemas las especies son débiles si nos proporcionan o nos solicitan información

acerca de las constantes y/o grados de disociación, en caso contrario son ácidos o bases fuertes. En disoluciones de sales debes establecer los equilibrios de hidrólisis y justificar que sólo utilizas

aquellos en los que se generan especies débiles. Escala de pH: Acido 70 pH // neutro 7pH // básico 147 pH

Reacciones Redox y electroquímica Oxidación: perdida de electrones que se traduce en aumento del número de oxidación. Reducción: ganancia de electrones que se traduce en descenso del número de oxidación. Agente oxidante: especie que se reduce Agente reductor: especie que se oxida



En el ion amonio (NH4+) los números de oxidación son N=-3 y H=+1.

Mayor potencial redox significa mayor tendencia a reducirse, así que en un proceso redox espontáneo ocurre la reducción del par con mayor potencial y la oxidación del par con menor potencial.

Vocal con vocal y consonante con consonante: ánodo-oxidación, cátodo-reducción. Notación de pilas: ánodo║cátodo En la fórmula de la ley de Faraday n es el número de electrones por mol de la especie de la que se

está calculando la cantidad, por ejemplo en la reacción OHCreHOCr 232

72 72614

para el ion dicromato es 6 pero para el ion cromo (III) es 3 (seis electrones por cada dos moles de ion cromo (III) supone tres electrones por cada mol del catión)

Reacciones de precipitación En los problemas las únicas sales insolubles son aquellas de las que nos proporcionan o nos solicitan

información acerca de las constantes Kps y/o solubilidades En los problemas sobre el efecto del ion común hay que tener en cuenta que la solubilidad ha de ser

inferior en presencia que en ausencia de éste. Si al aplicar desarrollos rigurosos de las expresiones aparecen ecuaciones de tercer grado o superior

de difícil resolución, probablemente puedas aplicar alguna aproximación como consecuencia de que las

solubilidades molares suelen ser bajas (ej: sssK ps ·1,0·1,0 33 )


FFoorrmmuullaarriioo rreessuummeenn

Cantidad de sustancia:

Mol: AN

partículasn

molgMm

gmn

º

)/(

)(

Equivalentes:)/(

)(

eqgP

gmn

eqeq ,

val

molgMmPeq

)/(

Disoluciones

Densidad V

md *

Molaridad: )(

)(

LV

molnM

disolución

soluto

Molalidad: )(

)(

kgm

molnm

disolvente

soluto

Normalidad: )(

)(

LV

nN

disolución

solutoeq ( valMN · )

Concentración en masa: )(

)(/

LV

gmLg

disolución

soluto

Porcentaje en masa: 100·%disolución

solutom m

m †

Porcentaje en volumen: 100·%disolución

solutov v

v

Fracción molar: )(

)(

moln

moln

totales

solutosoluto

Partes por millón: )(

)(/ LV

mgmppm

disolución

solutovolumenmasa ;

)(

)(/ LV

LVppm

disolución

solutovolumenvolumen

Gases Ley de los gases ideales: TRnVp ··· ; TRdMmp ···

Ley de Dalton: pp ii · , ipp

* Cuidado con la densidad, ya que normalmente esta se refiere a la de la disolución, así que la masa y el volumen también lo serán de ésta. † Los porcentajes son adimensionales por lo que el único detalle a cuidar es que las magnitudes de numerador y denominador estén en las mismas unidades de medida.

QUÍMICA


Estructura atómica Energía de la radiación electromagnética: hE

Efecto fotoeléctrico: hm e2v

2

1; frecuencia umbral:

h

min

Espectros atómicos:

22

21

11

nnRH , 21 nn ( 1n = 1 (Lymann), 2 (Balmer), 3 (Paschen), 4

(Brackett), 5 (Pfound)) Dualidad onda-corpúsculo (principio de De Broglie): ph ·

Principio de incertidumbre (Heisemberg): 2

·h

px

Termoquímica Primer principio: WQU

Trabajo: VpW

Calores: TRnQVpQQ VVp ·· ; ( )()( gngnn rp )

Entalpía de reacción: )()( 000frrfppr HnHnH

Entropía de reacción: )()( 000rrppr SnSnS

Energía libre de Gibbs: STHG

Energía libre de Helmholtz: STUF

Cinética química PbBaA

Ley de velocidad: BAkdt

Pdv ( n )

Ley de Arrhenius: TREa

eAk ·· ;

TR

EaAk

·lnln

Equilibrio químico )()()()( gdDgcCgbBgaA

Ley de acción de masas: ba

dc

CBA

DCK ;

bB

aA

dD

cC

p pp

ppK (

bB

aA

dD

cCK

)

Relación entre constantes: nCp TRKK .· ( n

p pKK ;

n

C RT

pKK

)

Grado de disociación: reactivodeinicialesmoles de nº

disociados reactivo de moles de nº ; 100·%

Ácidos y Bases ]log[ HpH ; pHH 10][

]log[ OHpOH ; pOHOH 10][

14 pOHpH ; ]]·[[ OHHKW



Especies polidisociables ·...· 21 KKK

Constantes de hidrólisis: ba

wh K

KK

/

Reacciones redox y electroquímica Potencial de pila: 000

ánodocátodopila EEE

Leyes de Faraday: )/(··

)()·/()(

molCFn

CQmolgMmgm ; )()·()( stAICQ ; eNF A·

Equilibrios de precipitación )()()( aqmBaqnAsBA nmmn

Producto de solubilidad: mnnmmnmnnm

ps snmsmsnBAK ··)··()·(·

Solubilidad: mnmn

ps

mn

Ks

·; )/()·/()/( molgMmLmolsLgs

CCoonnssttaanntteess

Símbolo Nombre Valor

e Carga del electrón 1,602·10-19 C h Constante de Planck 6,626·10-34 J·s RH Constante de Rhydberg 10973731 m-1 me Masa del electrón en reposo 9,109·10-31 kg mp Masa del protón en reposo 1,673·10-27 kg mn Masa del neutrón en reposo 1,675·10-27 kg NA Número de Avogadro 6.022·1023 mol-1 R Constante de los gases 0,082 atm· L-1·mol-1·K-1 / 8,314 J·mol-1·K-1 F Constante de Faraday 96480 C·mol-1 Kw Constante de autoprotolisis del agua 10-14 mol2·L-2 (20ºC) Condiciones normales p=1 atm; T=0 ºC Condiciones estándar p=1 atm, T=25 ºC

AAllgguunnooss ffaaccttoorreess ddee ccoonnvveerrssiióónn úúttiilleess

Magnitud Unidad Símbolo Equivalencia en ud. habituales

Masa kilogramo kg 1 kg=103 g Volumen centímetro cúbico cm3 (cc) 1 cm3=1 mL Presión milímetro de mercurio mmHg 760 mmHg=1 atm Torriceli Torr 760 Torr=1 atm Energía caloría cal 1 cal=4,184 J Temperatura grado centígrado ºC T(K)=T(ºC)+273

QUÍMICA


MMaatteerriiaall ddee llaabboorraattoorriioo



SSiisstteemmaa ppeerriióóddiiccoo

QUÍMICA


RReessuummeenn ddee ffoorrmmuullaacciióónn iinnoorrggáánniiccaa



RReessuummeenn ddee ffoorrmmuullaacciióónn oorrggáánniiccaa FAMILIA ESTRUCTURA

COMO GRUPO PRINCIPAL

COMO GRUPO SECUNDARIO

EJEMPLO

ALCANOS C

-ano -il

CH2 CH3CH3 propano

ALQUENOS C C

-eno -enil CH CH2CH2 CH3

but-1-eno

ALQUINOS C C -ino -inil C CCH3 CH3

but-2-ino

DERIVADOS AROMÁTICOS DEL

BENCENO

R

-benceno -fenil

CH3

metilbenceno

DERIVADOS HALOGENADOS DE HIDROCARBUROS

R X haluro de … fluoro-, cloro-, bromo-, yodo-

CH3 Cl cloruro de metilo /

clorometano

ALCOHOLES R OH -ol hidroxi- CH2 OHCH3

etanol

FENOLES Ar-

OH -fenol hidroxi-

OH

CH3 3-metilfenol

ÉTERES R O R éter alcoxi- CH3 O CH2 CH3 etil metil éter

ALDEHÍDOS R C H

O

-al oxo-

CH2 CHOCH2CH3 butanal

CETONAS R C R´

O

-ona oxa-

CH2 CO CH2 CH3CH3 pentan-3-ona

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS R C OH

O

-oico carboxi-

CH3 COOH ácido etanoico

ÉSTERES R C OR´

O

-oato de …ilo alcoxicarbonil-

CH3 COO CH2 CH2 CH3 etanoato de propilo

AMIDAS R C N

O

-amida carbamoil-

CH3 CONH CH3 N-metiletanamida

AMINAS N -amina amino-

NH2CH3 metanamina

QUÍMICA


RReessuummeenn ddee rreeaaccttiivviiddaadd oorrggáánniiccaa

SU

ST

ITU

CIÓ

N

NuR NuR X + X

RX+NaOH (aq)→R-OH+NaX R-OH+HX→R-X+H2O R-X+X´→R-X´+ X- (X´ debe estar más abajo en el grupo que X)

AD

ICIÓ

N

C CAB

C C

BA

>C=C<+H2 (Pt)→>CH-CH< >C=C<+X2→>CX-CX< >C=C<+HX→>CH-CX< * >C=C<+H2O →>CH-COH< # -C≡C-+ H2 (Lindlar)→-CH=CH- (cis) -C≡C-+Li/NH3→-CH=CH- (trans) -C≡C-+H2 (Pt)→-CH2-CH2- *Se sigue la regla de MARKOVNIKOV: “el hidrógeno va al carbono que más hidrógeno tenía” #Dos métodos: ·Oximercuración-desmercuración ( Hg(OAc)2 + NaBH4) Markovnikov. ·Hidroboración-oxidación (BH3, THF+ H2O2, OH-) antiMarkovnikov

EL

IMIN

AC

IÓN

B-

C CC C X

H

X-

BH+ +

RX+NaOH alcoholico→>C=C< + H2O R-OH+ H2SO4 →>C=C< +H2O Se sigue la regla de ZAITSEV: “el producto mayoritario es el alqueno más sustituido”

RE

DO

X R CH2

OH

R CH

O

R C

O

OH

Ox 1 Ox 2

Ox 2

Red 3 Red 1

Red 2

alcohol 1º aldehído ácido carboxílico

R CH

OH

R1

R C

O

R1

Ox 2

Red 3alcohol 2º cetona

OXIDANTES: Ox1: clorocromato de piridinio (PCC) Ox2: KMnO4/H

+ ó K2Cr2O7 ó CrO3/H2SO4 REDUCTORES: Red 1: BH3 /THF Red 2: 1) LiAlH4, 2) H+ Red 3: 1) LiAlH4, 2) H+ ó 1) NaBH4, 2)H+ Los alcoholes terciarios no sufren oxidación

R C

O

OH

R1

OH

R C

O

O R1

/ H+

H2O / H+

H2O / OH-

ó

Hacia la derecha: esterificación de Fischer Hacia la izquierda: hidrólisis del éster que, en medio básico se denomina saponificación

REACCIÓN ELECTRÓFILO/CAT. E

Alquilación de Friedel-Crafts R-X / AlCl3 -R

Acilación de Friedel-Crafts R-COX / AlCl3 -CO-R

Halogenación X2 / FeX3 -X

Nitración HNO3 / H2SO4 -NO2

OT

RA

S

Eelectróf ilo

(catalizador)

Sulfonación SO3, H2SO4 -SO3H


EExxaammeenn rreessuueellttoo ((mmooddeelloo 22001155--22001166))

QUÍMICA




Resolución

Opción A

A1 a) A pertenece al grupo 2 dado que este es el de los alcalinotérreos

B pertenece al grupo 15, que es el de los denominados halógenos Dada una configuración electrónica el número del grupo si la configuración termina en sn: grupo n, pn:grupo n+12 y si es dn: n+2 y como [C]=[Ar]4s23d104p3 deducimos que C pertenece al grupo 15 Los gases nobles, de los cuales Kr es un ejemplo pertenecen al grupo 18 Utilizando el mismo argumento que para B, podemos decir que E pertenece al grupo 1

b) Dada la configuración electrónica [E]=1s22s22p63s23p64s23d104p65s1 y sabiendo que el número cuántico m=-1 sólo es posible para un orbital en subniveles con l mayor o igual que 1 (p, d y f) y, como se observa, aquellos están llenos con sus dos electrones correspondientes (2p, 3p, 3d y 4p) son 8 los electrones que cumplen esta condición.

c) El ion más estable se deduce, para los elementos representativos, como el menor del número de electrones que deben ganar o perder para adquirir una configuración electrónica estable de gas noble, es decir ns2 np6, así para el elemento B cuya configuración electrónica es [B]=[Ar]4s23d104p5 la tendencia es a ganar un electrón formando B-, y para el elemento E a perder un electrón formando E+.

d) Las configuraciones electrónicas correspondientes a los elementos, dada su situación en el sistema periódico serán [A]=[Kr]5s2 y la de B la indicada anteriormente, por lo que las de los iones A2+ y B- serán ambas las de Kr, resultando isoelectrónicos y por ende, de menor tamaño aquel con mayor carga nuclear (atrae más fuertemente a los electrones más externos) por lo que la afirmación es falsa y A2+ es de menor tamaño que B-.

A2 Dada la estequiometría en el equilibrio planteado, y llamando x a la cantidad reaccionante, podemos establecer las siguientes relaciones molares:

xxxxn

xxxxn

n

gSOgNOgSOgNO

equilibrio

formadostesreaccionan

iniciales

31

0031

)()()()(

/

322

a) Sabiendo la cantidad en equilibrio de trióxido de azufre, deducimos que x=0,4 mol y con ello, en el equilibrio:

xNOn 1)( 2 0,6 mol

xSOn 3)( 2 2,6 mol

xNOn )( 0,4 mol

xSOn )( 3 0,4 mol

Y haciendo uso de la ley de Dalton ( pp ii · ) para un número total de moles

n=0,6+2,6+0,4+0,4=4 mol, podemos calcular:

10·4

6,0)( 2NOp 1,5 atm

10·4

6,2)( 2SOp 6,5 atm

10·4

4,0)()( 3SOpNOp 1,0 atm

QUÍMICA


b) Empleando la ley de acción de masas:

5,6·5,1

0,1·0,1

)()·(

)()·(

22

3

SOpNOp

SOpNOpK p 0,102

Y la relación entre constantes npC TRKK .· , dado que

0)11(11 n obtendríamos:

CK 0,102

c) Kp no se vería afectada, dado que el valor de las constantes de equilibrio depende de la temperatura. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, que establece que si se introduce un cambio en un equilibrio químico éste se desplaza en el sentido que se oponga a dicho cambio para reestablecerlo, resulta que un aumento de presión haría que el equilibrio se desplazara en el sentido en que se consumieran más moles de gas para reducirla, y como en este caso es idéntico en ambos miembros, el equilibrio tampoco se modifica.

A3 a) El ácido acético es una especie débil y necesitaríamos recurrir a cálculos de equilibrio, así,

llamando x a la concentración de ácido que reacciona:

xxxCC

CC

HCOOCHCOOHCH

eq

inic

00.

33

Dado que LmolxH pH /10·0,410][ 3

Y teniendo en cuenta la expresión de la constante de acidez:

52

3

3 10·8,1][

]]·[[

xC

x

COOHCH

HCOOCHKa

De la resolución de la ecuación correspondiente, la concentración inicial de ácido acético resulta ser C=0,89 mol/L

b) Por sencillos cálculos estequiométricos:

molgCOOHCHMm /602·164·12·12)( 3

molgOHMm /18·162·1)( 2

disolución de 1000

de 89,0·

de 1

de 60·

de 5

disolución de 100 3

3

3

3 mL

COOHCHmol

COOHCHmol

COOHCHg

COOHCHg

g1,07 g/mL

A4 a) En la disolución hay iones H+ y OH- procedentes de la disociación del agua, así como Na+ y Br- de

la disociación de la sal pudiendo establecerse las oxidaciones: eOHOOH 424 22 y eBrBr 22 2 y las reducciones NaeNa 1 y 222 HeH . El proceso

menos costoso, es decir que libera mayor cantidad de energía es la reducción de la especie con mayor potencial y la oxidación de aquella con menor potencial, así lo que ocurre es:

Cátodo: 222 HeH (E0=0,0 V, por definición)

Ánodo: eOHOOH 424 22



a) Ajustando la reacción iónica global:

222

22

2

2244

424

222

HOHOHOH

eOHOOH

HeH

Se observa que la relación molar y, por tanto también la volumétrica, en igualdad de condiciones de presión y de temperatura es la del desprendimiento del doble de hidrógeno en el cátodo que de oxígeno en el ánodo.

b) Por sencillos factores de conversión:

KKT

atmmmHg

atmmmHg

30327330)(

921,0760

1700

Y haciendo uso de las leyes de Faraday )/(··

)()·()(

molCFn

stAImoln y de los gases ideales,

)(·)·()()·( KTRmolnLVatmp , podemos determinar:

)()·/(··

)(·)·()·()(

atmpmolCFn

KTRstAILV 1,13 L

A5 a) Los compuestos pedidos son:

CH3 CH CH3

OH

CH3 CH2 O CH3

2-propanol etilmetiléter

b) La razón del mayor punto de ebullición del 2-propanol frente al etilmetiléter radica en que dado que tiene hidrógeno directamente unido a oxígeno, puede establecer enlaces por puente de hidrógeno, que son el tipo de interacción intermolecular más fuerte, lo que se traduce en la necesidad de una mayor energía para romper estas asociaciones y conseguir que las moléculas pasen al estado gaseoso, mientras en el éter esto no ocurre.

c) La reacción propuesta es una deshidratación, que es un tipo de reacción de eliminación típica de alcoholes, por lo que la sufre el 2-propanol, siendo el proceso:

CH3 CH CH3

OH

2-propanol

CH3 CH CH2

propeno+

H2SO4 (caliente)H2O

d) Dicha reacción es:

CH3 OH

metanol

CH3CH2OCH3

etilmetiléter

H2SO4 (caliente)H2OOH CH2 CH3

etanol

+ +

QUÍMICA


Opción B

…tu turno… puedes contrastar las soluciones leyendo el código QR o tecleando en tu navegador: https://www.ucm.es/modelos‐de‐examen‐y‐criterios‐generales‐de‐evaluacion‐

QUÍMICA




CCoonnsseejjooss ffiinnaalleess Para terminar esta guía te ofrecemos una serie de consejos no menos importantes para enfrentarte al

examen con las máximas garantías:

Antes de nada, cuando recibas el examen dedica unos minutos a leer detenidamente las dos

opciones para elegir aquella en la que más posibilidades tengas, dado que cambiar de opción significa

comenzar con un cuaderno de respuestas nuevo y habrías perdido un tiempo muy valioso.

Resuelve el examen asegurando puntos, por si se te agota el tiempo. Dado que tienes la opción de

responder las preguntas en cualquier orden, contesta primero aquellas que mejor sepas y reserva el

tiempo final para responder el resto, con ello evitas el riesgo de dejar en blanco las que sabías y perder

una puntuación muy valiosa.

Utiliza lápiz y goma para realizar tus pruebas y/o cálculos auxiliares en los márgenes del enunciado

del examen, dado que no dispones de más papel y probablemente necesites reutilizarlo.

Cuida la presentación, ten en cuenta que el corrector es humano y debes hacer que la tarea le sea

agradable, lo cual probablemente redunde en tu beneficio. De esta forma, no creas que un examen

lleno de líquido corrector queda mejor que uno con tachones, así que piensa antes de escribir, corrige

los menos posible, (si has de tachar hazlo como en este ejemplo) y sobre todo guarda el orden,

teniendo en cuenta que la lectura se realizará de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo, por lo

que evita utilizar resultados posteriores para cálculos que se encuentren precediéndolos y evita

también el uso de flechas u otro tipo de llamadas que ensombrecen la más excelente de las caligrafías.

¡¡Así que mucha suerte, mucho ánimo y deja los nervios en casa!!

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