SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

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SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS El examen consta de dos opciones A y B. El alumno deberá desarrollar una de ellas completa sin mezclar cuestiones de ambas, pues, en este caso, el examen quedaría anulado y la puntuación global en Química sería cero. Cada opción (A o B) consta de seis cuestiones estructuradas de la siguiente forma: una pregunta sobre nomenclatura química, tres cuestiones de conocimientos teóricos o de aplicación de los mismos que requieren un razonamiento por parte del alumno para su resolución y dos problemas numéricos de aplicación. Valoración de la prueba: Pregunta nº 1. o Seis fórmulas correctas............................... 1'5 puntos. o Cinco fórmulas correctas............................ 1'0 puntos. o Cuatro fórmulas correctas.......................... 0'5 puntos o Menos de cuatro fórmulas correctas..........0'0 puntos. Preguntas nº 2, 3 y 4 ......................................... Hasta 1'5 puntos cada una. Preguntas nº 5 y 6 ............................................. Hasta 2'0 puntos cada una. Cuando las preguntas tengan varios apartados, la puntuación total se repartirá, por igual, entre los mismos. Cuando la respuesta deba ser razonada o justificada, el no hacerlo conllevará una puntuación de cero en ese apartado. Si en el proceso de resolución de las preguntas se comete un error de concepto básico, éste conllevará una puntuación de cero en el apartado correspondiente. Los errores de cálculo numérico se penalizarán con un 10% de la puntuación del apartado de la pregunta correspondiente. En el caso en el que el resultado obtenido sea tan absurdo o disparatado que la aceptación del mismo suponga un desconocimiento de conceptos básicos, se puntuará con cero. En las preguntas 5 y 6, cuando haya que resolver varios apartados en los que la solución obtenida en el primero sea imprescindible para la resolución de los siguientes, se puntuarán éstos independientemente del resultado de los anteriores. La expresión de los resultados numéricos sin unidades o unidades incorrectas, cuando sean necesarias, se valorará con un 50% del valor del apartado. La nota final del examen se redondeará a las décimas de punto.

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SELECTIVIDAD 1998

EXÁMENES RESUELTOS

El examen consta de dos opciones A y B. El alumno deberá desarrollar una de ellas completa sin mezclar cuestiones de ambas, pues, en este caso, el examen quedaría anulado y la puntuación global en Química sería cero. Cada opción (A o B) consta de seis cuestiones estructuradas de la siguiente forma: una pregunta sobre nomenclatura química, tres cuestiones de conocimientos teóricos o de aplicación de los mismos que requieren un razonamiento por parte del alumno para su resolución y dos problemas numéricos de aplicación. Valoración de la prueba:

• Pregunta nº 1. o Seis fórmulas correctas............................... 1'5 puntos. o Cinco fórmulas correctas............................ 1'0 puntos. o Cuatro fórmulas correctas.......................... 0'5 puntos o Menos de cuatro fórmulas correctas..........0'0 puntos.

• Preguntas nº 2, 3 y 4 ......................................... Hasta 1'5 puntos cada una. • Preguntas nº 5 y 6 ............................................. Hasta 2'0 puntos cada una.

Cuando las preguntas tengan varios apartados, la puntuación total se repartirá, por igual, entre los mismos. Cuando la respuesta deba ser razonada o justificada, el no hacerlo conllevará una puntuación de cero en ese apartado. Si en el proceso de resolución de las preguntas se comete un error de concepto básico, éste conllevará una puntuación de cero en el apartado correspondiente. Los errores de cálculo numérico se penalizarán con un 10% de la puntuación del apartado de la pregunta correspondiente. En el caso en el que el resultado obtenido sea tan absurdo o disparatado que la aceptación del mismo suponga un desconocimiento de conceptos básicos, se puntuará con cero. En las preguntas 5 y 6, cuando haya que resolver varios apartados en los que la solución obtenida en el primero sea imprescindible para la resolución de los siguientes, se puntuarán éstos independientemente del resultado de los anteriores. La expresión de los resultados numéricos sin unidades o unidades incorrectas, cuando sean necesarias, se valorará con un 50% del valor del apartado. La nota final del examen se redondeará a las décimas de punto.

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1998.1. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Sulfuro de cobre (II). b. Hidróxido de níquel (III) c. Metilbenceno (Tolueno) d. Cl2O e. CaHPO4 f. (CH3)2CH-CO-CH3

a. CuS b. Ni(OH)3 c.

d. Óxido de cloro (I). Óxido de dicloro. e. Hidrógenofosfato de calcio. Hidrógenotetraoxofosfato (V) de calcio. f. Metilbutanona. (3-Metilbutanona).

2 a. Escriba las configuraciones electrónicas de los átomos: X(Z = 19); Y(Z = 17). b. Justifique el tipo de enlace que formará cuando se combinen X−Y o Y−Y. c. Justifique si las dos especies formadas en el apartado anterior serán solubles en agua.

a. X: 1s22s2p63s2p64s1; Y: 1s22s2p63s2p5.

b. A la estructura electrónica de X le falta un electrón para adquirir configuración de gas noble, electrón que le sobra a la configuración de Y. Se produce una transferencia de electrones: el elemento Y cede un electrón (formando un catión monopositivo estable) al elemento X (que al captarlo formará un anión monovalente también estable) dando lugar a un compuesto de tipo iónico. X representa un metal (concretamente, potasio) e Y corresponde a un no metal (cloro). Formarán cloruro de potasio KCl. Cuando se enlace Y consigo mismo no hay ningún elemento capaz de ceder electrones. En este caso compartirán dos electrones (uno de cada átomo) para dar lugar a un enlace covalente simple formando la molécula Y2, en nuestro caso Cl2.

c. Debido a la polaridad del agua, cuando ésta actúe como disolvente, sólo las sustancias polares se podrán disolver en ella. El compuesto iónico si se disolverá (en mayor o menor extensión, dependiendo de la energía reticular del compuesto) pero no hará la sustancia covalente por ser apolar.

3 Tres cubas electrolíticas conectadas en serie contienen disoluciones acuosas de AgNO3, la primera, de Cd(NO3)2, la segunda y de Zn(NO3)2, la tercera. Cuando las tres cubas son atravesadas por la misma intensidad de corriente, justifique si serán ciertas o no las siguientes afirmaciones:

a. En el cátodo se deposita la misma masa en las tres cubas. b. En las cubas segunda y tercera se depositará el doble número de equivalentes-gramo que en la

primera. c. En las cubas segunda y tercera se depositará la misma cantidad de sustancia.

Hemos de tener en cuenta que si están conectadas en serie, habrá circulado por las tres la misma cantidad de carga. Según esta premisa:

a. Falso. En las tres se depositarán los mismos equivalente-gramos (por cada Faraday que circule se deposita 1 equivalente-gramo), pero el equivalente-gramo de cada sustancia depende de su masa molar y del cambio que se produzca en su estado de oxidación (108 g para la plata, 56,2 g para el cadmio y 32,7 g para el cinc), por lo que las masas será diferentes.

b. Falso. Ya se ha indicado en el apartado anterior: en las tres se depositarán los mismos equivalente-gramos porque en por las tres circuló la misma cantidad de carga.

c. Verdadero. La cantidad de sustancia se mide en moles. En ambas, 2ª y 3ª, se depositan los mismos equivalente-gramos y en ambas cada equivalente-gramo es igual a 0,5 moles. En las dos, pues, se depositan los mismos moles.

4 Explique por qué el CH3CH2CH2OH es más soluble en agua que el CH3CH2CH2CH3.

Para que una sustancia se disuelva en agua, las partículas que la formen deben estar polarizadas y sentirse atraídas por la parte negativa o positiva de la molécula de agua. La molécula de 1-propanol (CH3CH2CH2OH) posee un átomo de oxígeno que es mucho más electronegativo que el carbono y que el hidrógeno, atraerá hacia sí los electrones de los enlaces covalentes que forma y se generará un dipolo en la molécula que provoca la formación de enlaces de hidrógeno entre dicha molécula y la molécula de agua, como se aprecia en la figura. Esto no ocurre en la molécula de butano (CH3CH2CH2CH3). Por tanto se disolverá en agua con cierta facilidad el 1-propanol y no lo hará el butano que es apolar.

E. de hidrógeno

R: Radical alquílico

R

H

o

H

o

H

CH3

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5 Se desea preparar 1 L de una disolución de ácido nítrico 0,2 M a partir de un ácido nítrico comercial de densidad 1,50 g/cm3 y 33,6% de pureza en peso.

a. ¿Qué volumen deberemos tomar de la disolución comercial? b. Explique el procedimiento que seguiría para su preparación y nombre el material necesario para ello.

a. La cantidad de soluto (ácido nítrico) que se necesita para preparar la disolución diluida se ha de tomar de la disolución comercial, por tanto, lo primero que hay que hacer es calcular la cantidad, en gramos, de ácido nítrico necesarios para prepararla:

33

33 g HNO12,6HNOmol1

HNO63g·disoluciónL1

HNOmol0,2·disoluciónL1 =

Ésta es la cantidad de ácido que se ha de tomar de la disolución concentrada (comercial). Como rl ácido del que disponemos no es puro, habrá que calcular la cantidad de disolución concentrada que contiene dicha cantidad de ácido

disolucióng37,5NNO g 33,6

disolución g100·g HNO12,63

3 =

Por último, las cantidades de disoluciones acuosas se suelen medir en unidades de volumen y como se conoce la densidad de la disolución:

mL25cm25 g/cm1,5

g37,5disoluciónV 33 ===

b. Un problema muy frecuente en un laboratorio de Química es la dilución, preparar una disolución a partir de otra que está más concentrada. Para ello requerimos: un vaso de precipitados, un matraz aforado de 1 L, una probeta pequeña, un embudo pequeño, una varilla de vidrio, agua destilada y la disolución original. Como el soluto se encuentra disuelto en una disolución previa, tenemos que calcular el volumen que hemos de tomar de dicha disolución que contenga el soluto que necesitamos para preparar la requerida, como hemos hecho anteriormente: 25 mL. Este volumen se mide con la probeta. Se diluye en una pequeña cantidad de agua destilada comparada con el volumen de disolución que se quiere preparar en un vaso de precipitados y agitando con la varilla. Se vierte con ayuda del embudo al matraz aforado de 1 L y se lava bien el vaso y la varilla con un poco agua destilada que también se agrega al matraz, completando éste con agua hasta enrasarlo.

6 Para la reacción: SbCl5(g) SbCl3(g) + Cl2(g)

Kp, a la temperatura de 182ºC, vale 9,32· 10-2. En un recipiente de 0,40 L se introducen 0,2 moles de pentacloruro de antimonio y se calienta a 182ºC hasta que se alcanza el equilibrio anterior. Calcule.

a. La concentración de las especies presentes en el equilibrio. b. La presión de la mezcla gaseosa.

Datos: R = 0,082 atm· L· K-1· mol-1

a. La concentración inicial de pentacloruro será: 0,2 m/0,4 l = 0,5 m/l. Por cada mol que se disocia de pentacloruro de antimonio, aparece la misma cantidad de tricloruro de antimonio y de cloro. Llamando x a la concentración de pentacloruro que se disocia, podemos construir la siguiente tabla en función de x y de la concentración inicial de pentacloruro.

SbCl5 SbCl3 + Cl2 Concentraciones iniciales 0,5 - - Concentración que se disocia x - - Concentraciones en equilibrio 0,5 − x x x

Como la tabla está construida en función de las concentraciones, habrá que trabajar con la constante Kc que no se conoce pero que se obtiene fácilmente a partir del valor de Kp:

Kc = Kp(RT)−∆n = 9,32· 10−2(mol· L−1)· [(0,082 atm·L·K−1· mol−1)· (455 K) ]−1 = 2,5·10−3 mol/L Sustituyendo en la expresión de Kc :

2,5·10−3 = 0,034x -0,036;x01,25·10x 2,50·10xx0,5

x21

3-3-22

==⇒=−+⇒−

La solución negativa es absurda desde el punto de vista químico. La concentración disociada es 0,034 mol/L y las concentraciones en equilibrio serán entonces:

[SbCl5] = 0,5 – x = 0,466 mol/l; [SbCl3] = [Cl2] = 0,034 mol/l La cantidad en moles de cada especie en equilibrio es:

Moles SbCl5 = 0,186; Moles SbCl3 = 0,014; Moles Cl2 = 0,014; Moles totales = 0,186; b. La presión total, aplicando la ecuación de los gases ideales:

at 19,96L0,4

K 455 /K·m)0,082(at·l0,014)mol0,014(0,186VRTnP T

T =⋅⋅++

==

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1998.1. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Dióxido de titanio b. Nitrito de hierro (II). c. Trimetilamina d. N2O5 e. Ca(HSO3)2 f. CH2=CH-CH=CH2

a. TiO2 b. Fe(NO2)2 c. (CH3)3N d. Pentaóxido de dinitrógeno. Óxido de nitrógeno (V) e. Hidrógenosulfito de calcio. Bis(hidrógenotrioxosulfato (IV))de calcio. f. 1,3-Butadieno.

2 a. Dibuje la geometría de las moléculas de BCl3 y H2O aplicando la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.

b. Explique si poseen momento dipolar. c. Indique la hibridación que tiene el átomo central.

BCl3 H2O

a. Geometría molecular (RPECV)

Según RPECV, alrededor del boro sólo hay tres pares

de electrones compartidos. Es

del tipo AB3 y su forma será plana triangular equilátera.

Según la teoría RPECV, alrededor del oxígeno hay cuatro pares de electrones, dos compartidos y dos sin

compartir. Es del tipo AB2E2 y su forma será plana angular.

b. Polaridad

El enlace B−Cl es polar debido a la

diferencia de electronegatividad

entre el flúor (4,0) y el boro (2,0). Sin

embargo la simetría molecular hace que se

anulen los tres momentos dipolares que presenta la molécula en sus enlaces y la molécula

en su conjunto es apolar.

El enlace O-H es polar debido a la

diferencia de electronegatividad entre el oxígeno

(3,5) y el hidrógeno (2,1). En este caso se suman los dos

momentos dipolares originando un dipolo total dirigido desde los hidrógenos hasta el

oxígeno.

c. Hibridación

Tres pares de electrones (tres electrones de boro y y uno de cada cloro) precisan tres orbitales alrededor del

boro. Será una hibridación sp2.

Cuatro pares de electrones (cinco del nitrógeno y tres de los hidrógenos) precisan

cuatro orbitales alrededor del nitrógeno. Será hibridación sp3.

3 a. Defina el concepto de ácido y base según Arrhenius. b. Clasifique, según la definición anterior, las siguientes especies escribiendo su disociación en agua:

H2SO4, H3PO4, Ca(OH)2, HClO3, NaOH

a. Arrhenius definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura.

AH + H2O → A− + H3O+

Del mismo modo, definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH−.

BOH + H2O → B+ + OH− b. Ácidos de Arrhenius:

H2SO4 + H2O → HSO4− + H3O+

H3PO4 + H2O → H2PO4− + H3O+

HNO3 + H2O → NO3− + H3O+

Bases de Arrhenius Ca(OH)2 + H2O → Ca2+ + 2 OH−

NaOH + H2O → Na+ + OH−

4 Sabiendo que la masa molar del hidrógeno es 2 y la del oxígeno es 32, conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:

a. ¿Qué ocupará más volumen, 1 mol de hidrógeno o 1 mol de oxígeno, en las mismas condiciones de

H

O

H

Cl

Cl

Cl

F µ1 B µ2 µ3 F F

µ1 + µ2 + µ3 = 0

µT µ1 µ2

O

H H µT = µ1 + µ2

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presión y temperatura? b. ¿Qué tendrá más masa, 1 mol de hidrógeno o 1 mol de oxígeno? c. ¿Dónde habrá más moléculas, en 1 mol de hidrógeno o 1 mol de oxígeno?

a. El mismo volumen. Como ambas muestras tienen los mismos moles y, por tanto, las mismas moléculas, según la Ley de Avogadro: "Volúmenes de gases diferentes medidos en las mismas condiciones de presión, volumen y temperatura, contienen igual número de moléculas" y enunciándolo de forma inversa: "Un mismo número de moléculas de gases diferentes ocupan el mismo volumen en idénticas condiciones de presión y temperatura".

b. La pregunta queda respondida con el mismo enunciado que proporciona las masas molares de cada uno: un mol de hidrógeno son 2 g de hidrógeno y un mol de oxígeno son 32 g de oxígeno.

c. Un mol de cualquier sustancia contiene siempre las mismas moléculas: 6,023· 1023. (Avogadro).

5 a. Calcule la variación de energía libre estándar, a 25ºC, para las siguientes reacciones utilizando los datos tabulados.

2 NaF(s) + Cl2(g) → F2(g) + 2 NaCl(s) PbO(s) + Zn(s) → Pb(s) + ZnO(s)

NaF NaCl PbO ZnO Cl2 F2 Zn Pb ∆Hfo (kJ/mol) - 569 - 411 - 276 - 348 --- --- --- --- So (J/K· mol) 58,6 72,4 76,6 3,9 223,0 202,7 41,6 64,8

b. A la vista de los resultados, comente la conveniencia o no de utilizar estas reacciones para la obtención de flúor y plomo respectivamente.

a. La variación de energía libre se calcula, según su definición mediante la expresión: ∆GR0 = ∆HR0 − T∆SR0

Habrá que calcular antes la variación de entalpía y la variación de entropía de cada reacción, que, por definición: ∆HR0 = Σ∆Hf0Productos − Σ∆Hf0Reactivos

Teniendo en cuenta que la variación de entalpía de formación de un elemento en su estado natural es cero: ∆HR01 = 2 ∆Hf0(NaCl) – 2 ∆Hf0(NaF) = 2 mol· (− 411 kJ/mol) – 2 mol· (− 569 kJ/mol) = 316 kJ ∆HR02 = ∆Hf0(ZnO) – ∆Hf0(PbO) = 1 mol· (− 348 kJ/mol) – 1 mol· (− 276 kJ/mol) = − 72 kJ.

∆SR01 = 2· S0NaCl + S0F2 –S0Cl2 – 2· S0NaF = = 2 mol· 72,4 J/K· mol + 1 mol· 202,7 J/K· mol – 1 mol· 223,0 J/K· mol – 2 mol· 58,6 J/K· mol = 7,3 J/K

∆SR02 = S0ZnO + S0Pb –S0PbO –S0Zn = = 1 mol· 3,9 J/K· mol + 1 mol· 64,8 J/K· mol – 1 mol· 41,6 J/K· mol – 1 mol· 76,6 J/K· mol = − 49,5 J/K

∆GR01 = ∆HR01 – T∆SR01 = 316 kJ – 298 K· 0,0073 kJ· K-1 = 313,8 kJ > 0 ∆GR02 = ∆HR02 – T∆SR02 = − 72 kJ – 298 K· (− 0,0495 kJ· K-1) = − 57,25 kJ < 0

b. Para que un proceso sea espontáneo, su energía libre ha de ser negativa. A la vista de los resultados será conveniente utilizar la primera (∆GR01 < 0) para la obtención de flúor pero no la segunda (∆GR02 > 0) para la obtención del plomo.

6 En la reacción del carbonato de calcio con ácido clorhídrico se producen dióxido de carbono, cloruro de calcio y agua.

a. Calcule la cantidad de caliza, del 92% de riqueza en carbonato de calcio, que se necesita para obtener 2,50 kg de cloruro de calcio.

b. ¿Qué volumen ocupará el dióxido de carbono medido a 25ºC y 770 mm de mercurio de presión? Datos: Masas atómicas: H: 1. C: 12. O: 16. Ca: 40. R = 0,082 atm· L· K-1· mol-1

La reacción del carbonato de calcio con el ácido clorhídrico es: CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

a. Con la cantidad de cloruro de calcio obtenida se puede calcular la de carbonato de calcio puro que se necesita

33

3

2

3

2

22 CaOO g 2552

CaCOmol 1CaCO g 100

CaClmol1CaCOmol 1

CaCl g 111CaCl1mol CaCl g 2500 =

Con la cantidad de carbonato de calcio impuro, se calcula la cantidad de mineral donde aquel se encuentra:

mineralg2448CaCOg92

gmineral100CaOO g 25523

3 =

b. A partir de los moles de cloruro de calcio obtenidos, se calculan los moles de dióxido de carbono:

22

2

2

22 CO moles 22,7

CaClmol1COmol 1

CaCl g 111CaCl1mol CaCl g 2500 =

Con la ecuación de los gases ideales, sabiendo el número de moles, se calcula el volumen que ocupan:

2

11COL 547

atm1,013K298·molKLatm0,082mol22,7V =

⋅⋅⋅⋅=

−−

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1998.2. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Óxido de cobalto (II) b. Cromato de potasio c. o-Nitrofenol d. Al(OH)3 e. HClO4 f. CH3-O-CH2-CH3

a. CoO b. K2CrO4 c. NO2

OH

d. Ácido perclórico. Tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno. e. Etilmetiléter. Metoxietano.

2 Se dispone de un recipiente cerrado con hidrógeno gaseoso en condiciones normales de presión y temperatura. Si se mantiene constante la temperatura y se aumenta el volumen hasta el doble, conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:

a. ¿Ha variado la masa del gas? b. ¿Ha variado el número de moléculas? c. ¿Ha variado la densidad del gas?

a. La masa del gas no puede variar mientras no entre o salga gas. El recipiente es cerrado por lo que es imposible que la masa varíe.

b. Si la masa se mantiene constante es porque el número de moléculas no ha variado. Para que así fuese tendrían que haber salido o enterado moléculas y no es éste el caso.

c. Puesto que no ha variado la masa y sí el volumen, forzosamente habrá cambiado la densidad. Concretamente, si la masa es la misma y el volumen se aumenta al doble, la densidad disminuirá a la mitad.

3 Ajuste por el método del ión-electrón la siguiente reacción indicando las semireacciones de oxidación y reducción:

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

- El permanganato se reduce a ión Mn(II): MnO4− + 8 H+ + 5e− → Mn2+ + 4 H2O

- El peróxido de hidrógeno se oxida a oxígeno: H2O2 → O2 + 2 H+ + 2e−. Para que el número de electrones intercambiados en cada semireacción sea el mismo:

2 x (MnO4− + 8 H+ + 5e− → Mn2+ + 4 H2O)

5 x (H2O2 → O2 + 2 H+ + 2e−) 2 MnO4

− + 16H+ + 10e− + 5 H2O2 → 2 Mn2+ + 8 H2O + 5 O2 + 10 H+ + 10e− Trasladando los coeficientes obtenido a la ecuación molecular:

2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 H2O2 → 2 MnSO4 + 5 O2 + K2SO4 + 8 H2O

4 De los ácidos débiles acético (CH3COOH) y cianhídrico (HCN), el primero es más fuerte que el segundo. a. Escriba sus reacciones de disolución en agua, explicando cuáles son sus bases conjugadas. b. Indique razonadamente cuál de las dos bases es más fuerte.

a. Su reacciones en agua son respectivamente: CH3COOH + H2O CH3COO− + H3O+

HCH + H2O CN− + H3O+ La base conjugada del ácido acético es el ión acetato y la base conjugada del ácido cianhídrico es el ión cianuro.

b. Las bases conjugadas de cada uno de ellos reaccionaran en agua según: CH3COO− + H2O CH3COOH + OH−

CN− + H2O HCN + OH− La extensión de cada unan de estas reacciones vendrá dada por el valor de sus constantes Kb :

[ ] [ ][ ]

[ ] [ ][ ]

[ ][ ]

11

a

w

3

3

3

3

3

3b K

KOHOH

COOCHOHCOOHCH

COOCHOHCOOHCHK =⋅

⋅=

⋅= +

+

[ ] [ ][ ]

[ ] [ ][ ]

[ ][ ]

22

a

w

3

3b K

KOHOH

CNOHHCN

CNOHHCNK =⋅

⋅=

⋅= +

+

Si el ácido acético es más fuerte que el cianhídrico, el valor de su constante de acidez es mayor:

2121

21 bba

w

a

waa KK

KK

KKKK <⇒<⇒> ⇒

La base conjugada del cianhídrico, el ión cianuro, será más fuerte que la del acético, el ión acetato.

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5 Calcule la energía reticular del cloruro de sodio sabiendo: • Entalpía de formación del cloruro de sodio: - 411 kJ/mol • Entalpía de sublimación del sodio: 108 kJ/mol. • Entalpía de disociación del cloro: 242 kJ/mol • Entalpía de ionización del sodio: 495 kJ/mol • Afinidad electrónica del cloro: − 394 kJ/mol

La energía es una función de estado. Independientemente del camino seguido para obtener el cristal de cloruro de sodio, el valor de la energía desprendida será el mismo. En ello se basa el ciclo de Born-Haber que, para el cloruro de sodio, es: Igualando dicho valor por ambos caminos:

kJ/mol741U

UkJ/mol)394(kJ/mol495kJ/mol24221kJ/mol108kJ/mol411

UAEEID21SH

o

o

of

−=

+−+++=−

++++=∆

6 La constante Kc para la reacción siguiente, vale 0,016 a 800 K: 2 HI(g) H2(g) + I2(g)

En una mezcla en equilibrio a 800 K, calcule: a. La concentración de HI cuando las de I2 y H2 sean iguales, si la presión del sistema es 1 atm. b. Las concentraciones de los componentes si se duplica la presión.

Datos: R = 0,082 atm· L· K-1· mol-1.

a. Como las cantidades que se han formado de yodo e hidrógeno son iguales, a ambos les corresponderá la misma presión parcial, PPP

22 IH == , y si la presión total en equilibrio es 1 atm, la presión parcial del yoduro de

hidrógeno será 2P12PPP2ITHI −=−= . Sustituyendo estos valores en la expresión de KP, que vale lo mismo

que KC por no haber en la estequiometría de la reacción variación del número de moles, nos queda:

( )0,016

2P-1PP

P

PPK 22

HI

IHP

22 =⋅

=⋅

=

Despejando P: atm0,8atm0,21P0,1atm;PP atm0,1P HIIH 22

=−===⇒= La concentración de cada uno de los gases en la mezcla se puede calcular con la ecuación de los gases ideales:

[ ]

[ ] [ ]

[ ] mol/L101,22K800)molKL0,082(at

atm0,8RTPHI

mol/L101,50K800)molKL0,082(at

atm0,1RTP

IH

iVn

RTPRTnVP

211

HI

311

H22

iiii

2

−−−

−−−

⋅=⋅⋅⋅⋅

===

⋅=⋅⋅⋅⋅

===

==⇒=

b. Si se duplica la presión, el equilibrio no se desplazará en ningún sentido al no haber variación del número de moles de sustancias gaseosas. Por tanto las concentraciones seguirán siendo las mismas.

Na(s) 1/2Cl2(g)

Na(g) Cl(g) Na+(g) Cl−(g)

NaCl (cristal)

Uo

∆Hf

SNa (D/2)Cl2

AECl EINa

+

+ +

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1998.2. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Trióxido de azufre. b. Hidróxido de mercurio (II) c. 1-Cloropropano. d. HNO3 e. Al2S3 f. CH3CH2CH2COOH

a. SO3 b. Hg(OH)2 c. CH2ClCH2CH3 d. Ácido nítrico. Trioxonitrato (V) de hidrógeno. e. Sulfuro de aluminio. Trisulfuro de dialuminio. f. Ácido butanoico. Ácido butírico.

2 Considere la siguiente tabla incompleta:

Elementos Na ¿ Al ¿ S ¿ Radios atómicos (nm) ¿ 136 ¿ 110 ¿ 99

a. Reproduzca la tabla y complétela situando los valores 125, 104 y 157 nm y los elementos P, Cl y Mg en los lugares oportunos.

b. Indique y explique qué norma ha seguido.

a. Se trata de elementos de un mismo período (tercero) y en él , el radio disminuye a medida que aumenta el número atómico. Entonces:

Elementos Na Mg Al P S Cl Radios atómicos (nm) 157 136 125 110 104 99

b. En los períodos, el radio atómico disminuye al aumentar Z, hacia la derecha. Debido al aumento de la carga nuclear efectiva a medida que nos desplazamos hacia la derecha en un período, aumenta la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón.

Para la reacción: SnO2(s) + 2 H2(g) 2 H2O(g) + Sn(s)

El valor de Kp a la temperatura de 900 K es 1,5 y a 1100 K es 10. Conteste razonadamente si, para conseguir un mayor consumo de SnO2 deberán emplearse:

a. Temperaturas elevadas. b. Altas presiones. c. Un catalizador.

a. Una temperatura elevada desplazará la reacción en el sentido en que se consuma la energía aportada según el principio de Le Chatelier, o sea, en sentido endotérmico. El hecho de que aumente el valor de KP a medida que aumenta la temperatura indica que la reacción es endotérmica, luego el aumento de temperatura desplaza la reacción hacia la derecha consumiéndose mayor cantidad de SnO2(s).

b. Una variación en la presión del reactor no influye en la reacción porque no hay variación del número de moles gaseosos. El equilibrio no se desplazará.

c. La presencia de un catalizador desminuye la energía de activación de la reacción aumentando de esta forma la velocidad, pero no aumentará el consumo de SnO2(s) sino que el existente reaccionará más rápido.

4 a. Represente, según la teoría de Lewis, las moléculas de etano (C2H6), eteno (C2H4), y etino (C2H2). Comente las diferencias más significativas que encuentre.

b. ¿Qué tipo de hibridación presenta el carbono en cada una de las moléculas?

Las respectivas estructuras de Lewis son:

Etano, C2H6 Eteno, C2H4 Etino, C2H2 H H

H C C H

H H

H H

C = C

H H

H C C H

La diferencia más significativa es la multiplicidad del enlace (simple, doble y triple respectivamente) que conlleva geometrías tridimensional, bidimensional y unidimensional en cada una de ellas como vemos a continuación:

H

H

C H

H

σ

C C

πσ

σ

π

C C

π

π σ

Page 9: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

5 Se mezclan 200 mL de una disolución 1 M de hidróxido de sodio con 150 mL de disolución 0,5 M de dicha base. Calcule:

a. La concentración en gramos por litro de la disolución resultante. b. El pH de la misma.

Masas atómicas: H: 1. O: 16. Na: 23.

a. El soluto que habrá al final en la disolución resultante será la suma de los solutos agregados de cada disolución y el volumen final es la suma de los volúmenes de cada una de las disoluciones mezcladas:

mol/L 0,79disoluciónL 0,250

disoluciónL 1NaOHmol 0,5 ·disoluciónL 0,150

disoluciónL 1NaOHmol 1 ·disoluciónL 0,200

·M 22

11

Mezcla =

+

=

El resultado se pasa a g/L:

g/L31,6NaOHmol 1NaOH g 40

disoluciónL 1NaOHmol 0,79

=⋅

b. El hidróxido de sodio es una base fuerte que en agua se encuentra completamente disociado de forma que la concentración de OH− será 0,78 mol/L. Se calcula el pOH y con éste, el pH:

pH = 14 − pOH = 14 − (−log 0,78) = 13,9

6 En la electrolisis de una disolución acuosa que contiene sulfato de cinc y sulfato de hierro (II) se deposita todo el hierro y todo el cinc, para lo cual se hace pasar una corriente de 10 A durante dos horas, obteniéndose una mezcla de ambos metales que pesa 23,65 g. Calcule el porcentaje en peso de cada metal en la mezcla. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas. Fe: 56. Zn: 65,4.

Conocida la carga que ha circulado Q = I· t = 10 A· 7200 s = 72000 C

se puede calcular el número de equivalentes-gramo depositados en el cátodo con la ley de Faraday:

g-eq 0,746C96500geq1C·72000g -eq Nº =

−=

Si llamaos x a los gramos de cinc por ejemplo, los de hierro serán (23,65 – x), y el número de equivalentes-gramo de cada uno se podrá expresar en función de x, de manera que al sumarlos:

g-eq 0,746Fe g 56

Feg eq2Fe· g x)(23,65Zn65,4 g Zng eq2Zn· g x =

−−+

Resolviendo la ecuación queda x = 19,22 g de cinc y el resto, 4,43 g, son de hierro. Estas cantidades representan los porcentajes:

Fede18,7%muestra g 23,65

100Fe· g 4,43

Znde81,3%muestra g 23,65

100Zn· g 19,22

=

=

π

Page 10: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

1998.3. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Ácido nítrico b. Óxido de cromo (III) c. Ácido butanoico. d. Ca3(PO4)2 e. PbO2 f. CH2=CH-COOH

a. HNO3 b. Cr2O3 c. CH3CH2CH2COOH d. Fosfato de calcio (ortofosfato de calcio). Bis(tetraoxofosfato (V)) de calcio. e. Dióxido de plomo. Óxido de plomo (IV). f. Ácido propenoico.

2 Dados los elementos A, B y C, de números atómicos 9, 19 y 35, respectivamente: a. Escriba la estructura electrónica de estos elementos b. Determine el grupo y período al que pertenecen. c. Ordénelos en orden creciente de electronegatividad.

a. A (Z = 9): 1s22s22p5 B (Z = 19): 1s22s22p63s23p64s1 C (Z = 35): 1s22s22p63s23p64s23d104p5

b. A: segundo período y grupo 17 (flúor); B: cuarto período y grupo 1 (potasio); C: cuarto período y grupo 17 (bromo).

c. La electronegatividad mide la tendencia que tiene los átomos para atraer los electrones de otro, en un enlace covalente. Aumentará con la energía de ionización (si ésta es alta, el núcleo atrae con mucha fuerza a su electrones) y con la afinidad electrónica (si ésta es alta, el átomo tratará de captar electrones) de forma que el elemento más electronegativo es el flúor (4,00) seguido del bromo (2,96) y por último el potasio (0,82).

3 En el proceso: CO(g) + 2 H2(g) → CH3OH(l) ∆H > 0

¿cuál o cuáles de los siguientes factores aumentarán el rendimiento de la producción de metanol?: a. Adición de un catalizador. b. Disminución de la concentración de hidrógeno. c. Aumento de la temperatura.

a. El catalizador acelera la reacción, llegando antes al equilibrio, pero no aumenta producción. Partiendo de la misma cantidad de reactivos, con catalizador se obtiene la misma cantidad de productos que sin él.

El Principio de Le Châtelier, establece que "si un sistema en equilibrio es perturbado, el sistema evoluciona para contrarrestar dicha perturbación, llegando a un nuevo estado de equilibrio”. Basándonos en él:

b. Si se disminuye la concentración de hidrógeno, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda para reponer la pérdida de concentración. Se producirá menos metanol.

c. Falso. Un aumento de temperatura desplazará la reacción en el sentido en que se consuma la energía aportada, o sea, en sentido endotérmico. Se desplazará hacia la derecha produciéndose, ahora sí, más metanol.

4 Complete las siguientes reacciones e indique de qué tipo de reacción se trata: a. CH2=CH2 + H2O (medio ácido) → b. CH2=CH2 + HCl → c. C6H6 (benceno) + Cl2 (catalizador, AlCl3) →

a. Se trata de una reacción de adición electrófila de agua a un alqueno para dar un alcohol:

CH2=CH2 + H2O (medio ácido) → CH3-CH2OH b. Es la misma que la anterior pero en este caso se forma un derivado halogenado en vez de un alcohol.

CH2=CH2 + HCl → CH3-CH2Cl c. El benceno no reacciona con los halógenos porque éstos no son lo suficientemente electrófilos como para

destruir su aromaticidad. Pero en presencia de ácidos de Lewis como el tricloruro de aluminio (AlCl3) dan lugar a reacciones de sustitución electrófila de la forma:

C6H6 (benceno) + Cl2 (catalizador, AlCl3) → C6H5Cl + HCl

Ataque electrófilo

H H H OH C = C + H-OH → C = C → C C → C C OH Ataque nucleófilo

Page 11: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

5 En un horno de preparación de cal, CaO, que utiliza propano como combustible, se producen las siguientes reacciones:

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆H = 179 kJ C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ∆H = - 2219 kJ

¿Qué masa de propano se debe quemar para descomponer 100 kg de carbonato de calcio, si sólo se aprovecha el 40% del calor desprendido? Masas atómicas: H: 1. C: 12. O: 16. Ca: 40.

La combustión del propano se utiliza en este proceso como fuente de energía para descomponer el carbonato de calcio. Calcularemos primero la energía necesaria para descomponer los 100 kg de carbonato de calcio:

kJ10 1,79·CaCO g 100

kJ 179·CaCO g 10 5

33

5 =

Conocida la cantidad de calor necesaria, se calcula la mas de propano que proporciona este calor:

833

83

83835 HC g 10 3,55·HCmol 1HC44 g

kJ g 2219HCmol 1

kJ· 101,79 =⋅⋅

Como sólo el 40% del calor generado en la combustión es aprovechable, habrá que hacer una corrección y generar más del que teóricamente se necesita para que al calcular el 40% del suministrado nos quede la cantidad necesaria:

quemar quehay HCkg 8,88 g 10 8,88·40

100 g·103,55 8333 ==⋅

6 Se tienen dos disoluciones, una obtenida al disolver 0,6 g de hidróxido de sodio en 100 mL de agua y otra de ácido sulfúrico 0,25 M.

a. ¿Cuál es el pH de cada disolución? b. ¿Qué pH tendrá la disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una?

Masas atómicas: H: 1. O: 16. Na: 23.

a. El hidróxido de sodio es una base fuerte que al disolverse en agua, se disocia completamente según: NaOH + H2O → Na+ + OH−

La concentración de hidroxilos será por tanto:

[ ] M0,15NaOHg40NaOHmol1

disoluciónL0,1NaOHg0,6OH =⋅=−

Se calcula el pOH y con él el pH: [ ] 13,20,15log 14OHlog14pOH14pH =+=+=−= −

El ácido sulfúrico es un ácido fuerte que se disocia según: H2SO4 + 2 H2O → 2 H3O+ + SO42−

La concentración de hidrogenoiones será en este caso el doble de la de ácido. Con ella se calcula el pH: [ ] 0,30,5log OHlogpH 3 =−=−= +

b. Cuando ambas se mezclen, se neutralizarán en parte y de una de ellas quedará un exceso. Este exceso es el que debemos averiguar para calcular el pH:

2 NaOH + H2SO4 → 2 Na+ + SO42− + 2 H2O Debemos tener en cuenta que por cada mol que reaccione de ácido se precisarán dos moles de hidróxido. Moles de hidróxido de sodio en 50 mL:

NaOHmoles107,50L0,1mol0,15L0,05 3−⋅=⋅

Moles de ácido sulfúrico en 50 mL:

422 SOHmoles101,25

L0,1mol0,25L0,05 −⋅=⋅

422

423423 SOHmoles101,25SOHmoles103,75

NaOHmol2SOHmol1

NaOHmoles107,5 −−− ⋅<⋅=⋅⋅

El ácido sulfúrico es el que se encuentra en exceso:

[ ]( )

m/L0,175L 0,1

SOHmol1OHmol2n reaccionaquemol 103,75inicialesSOmol H101,25

OH 42

3 3-42

2-

exceso3 =

⋅⋅−⋅

=

+

+

=−= 0,175log pH 0,76

Page 12: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

1998.3. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Peróxido de bario b. Sulfato de manganeso (II) c. 1-Butanol d. HClO e. Fe2S3 f. CH3CH2CH2CH2CHO

a. BaO2 b. MnSO4 c. CH3CH2CH2CH2OH d. Ácido hipocloroso. Oxoclorato (I) de hidrógeno. e. Sulfuro de hierro (III). Trisulfuro de dihierro. f. Pentanal.

2 Tenemos un recipiente con 27 g de agua. Calcule: a. El número de moles de agua. b. El número de moléculas de agua. c. El número de átomos de hidrógeno y de oxígeno.

Masas atómicas: H: 1. O: 16.

a. Omol g H 1,5

O g H18Omol H 1O· g H27 2

2

22 =

b. O Hmoléculas 10 9,034·Omol H 1

O Hmoléculas 10 6,023·O·mol H 1,5 223

2

223

2 =

c. Cada molécula tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno por lo que habrá los mismos átomos de oxígeno que moléculas (9,034· 1023) y el doble número de átomos de hidrógeno: 1,807· 1024.

3 Dada la gráfica adjunta, justifique: a. El tipo de enlace dentro de cada compuesto. b. La variación en los puntos de fusión. c. Si todas las moléculas tienen geometría

angular, ¿cuál será la más polar?

a. Todas presentan el mismo tipo de enlace intramolecular: enlace covalente, pero en un de ellas, H2O, existen enlaces de hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno son intermoleculares y se forman entre moléculas que contienen un átomo de hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo (flúor, oxígeno o nitrógeno). Como el átomo electronegativo atrae el par de electrones del enlace, la molécula se polariza. Los polos negativos de las moléculas son atraídos por los polos positivos de otras, y viceversa, formándose de esta manera los enlaces de hidrógeno.

b. Entre las moléculas de H2O se forman entonces enlaces de hidrógeno pero no se forman entre las moléculas de las demás sustancias de la gráfica. La formación de estos enlaces implica que los puntos de fusión y ebullición de las sustancias que los presentan sean notablemente superiores a los que teóricamente le corresponderían si no tuviesen estos enlaces.

c. Será más polar aquella en las que exista mayor diferencia de electronegatividad entre los elementos que forman los enlaces covalentes, o sea, en el caso de agua. La electronegatividad del los anfígenos O, S, Se y Te son respectivamente 3,44, 2,58, 2,55 y 2,10. La molécula de agua será la más polar.

4 Clasifique según la teoría de Brönsted y Lowry, las especies químicas siguientes: CO32−, NH4+, F−,

escribiendo la reacción que tiene lugar al disolverlas en agua y el par conjugado de cada una.

a. El ión carbonato proviene del ácido carbónico, es una base y se hidroliza captando un protón del agua: CO32– + H2O HCO3– + OH–

Su par conjugado es el ión hidrógenocarbonato. b. El ión amonio proviene del amoníaco, es un ácido y se hidroliza cediendo un protón al agua:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

Su par conjugado es el amoníaco. c. El ión fluoruro proviene del ácido fluorhídrico, es una base y se hidroliza captando un protón del agua:

Período

Puntos de fusión (ºC)

0

-50

-100 H2O H2S H2Se H2Te

Enlaces de hidrógeno en el agua

H

O

H

H

O H

H

O

H

H

O

H

Page 13: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

F– + H2O HF + OH–

Su par conjugado es el ácido fluorhídrico.

5 Un compuesto orgánico de masa molecular 204 contiene un 58,8% de carbono, un 9,8% de hidrógeno y un 31,4% de oxígeno.

a. Determine la fórmula molecular del compuesto. b. ¿Qué volumen de oxígeno medido en condiciones normales será necesario para producir la

combustión completa de 102 g del compuesto. Masas atómicas: H: 1. C: 12. O: 16.

a. La relación que nos da el problema es en masa. Si se pasa a átomo-gramos tendremos directamente la fórmula empírica del compuesto:

Og -át 1,96O g 16Og -át 1O·31,4 g

g H-át 9,80 g H1

g H-át 1Ch· g 9,8

Cg -át 4,90C g 12Cg -át 1C· g 58,8

=

=

=

La fórmula empírica sería C4,90H9,80O1,96. Lógicamente una fórmula química no se expresa con subíndices fraccionarios. Se refieren esos subíndices a uno de ellos (para eso se dividen todos por el menor) y si siguen apareciendo decimales se multiplican por un número entero hasta que desaparezcan. Después de esto, queda como fórmula empírica: C5H10O2. La masa molar del compuesto es 204 g, justamente el doble de la masa molar que tendría un compuesto cuya fórmula molecular coincidiese con la empírica. Esto implica que la fórmula molecular del compuesto será: C10H20O4.

b. Si un compuesto orgánico con carbono, hidrógeno y oxígeno se quema, se produce dióxido de carbono y agua: C10H20O4 + 13 O2 → 10 CO2 + 10 H2O

Se calculan los moles de oxígeno necesario y el volumen que ocupan sabiendo que en condiciones normales un mol ocupa 22,4 L:

22

2

42010

2

42010

4201042010 OL 145,6

Omol 1OL 22,4

·OHCmol 1Omol 13

·OHC204 g OHCmol 1

·OHC g 102 =⋅⋅

6 Para conocer la riqueza de un mineral de hierro se toma una muestra de 2,5 g del mismo. Una vez disuelto el hierro en forma de Fe2+, se valora, en medio ácido sulfúrico, con una disolución de K2Cr2O7, con lo que se consigue oxidar el Fe (II) a Fe(III), reduciéndose el dicromato a Cr(III).

a. Ajuste por el método del ión-electrón la reacción. b. Si en la valoración se han gastado 32 L de disolución 1 N de dicromato de potasio, determine el

porcentaje de hierro que hay en la muestra. Masa atómica del Fe: 56.

a. La reacción iónica correspondiente es: Fe2+ + Cr2O72− + H+ → Fe3+ + Cr3+

Se oxida el ión hierro (II) a hierro (III): Fe2+ → Fe3+ + 1e− y se reduce el ión dicromato a ión cromo (III): Cr2O72− + 14H+ + 6e− → 2Cr3+ + 7H2O Para que el número de electrones intercambiados sea el mismo en ambas reacciones:

6 x (Fe2+ → Fe3+ + 1e−) + 1 x (Cr2O72− + 14H+ + 6e− → 2Cr3+ + 7H2O)

6Fe2+ + Cr2O72− + 14H+ + 6e− → 6Fe3+ + 6e− + 2Cr3+ + 7H2O Trasladando estos coeficientes a la ecuación molecular, queda:

6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O b. Con el volumen de la disolución de dicromato de potasio y su normalidad, se calculan los equivalente-gramos

de dicromato, que serán los mismos que los de hierro:

++

−=

⋅ 2

722

2722 Fe deg eq 0,032

OCrKeqg1Feeqg1

DUL1OCrKeqg1

DU)L(0,032

Sólo resta pasar los eq-g a gramos y calcular el porcentaje que esos gramos representan en los 2,5 g de muestra:

hierrode71,7%2,5100

Feeqg1Feg56Fegeq0,032 =

⋅−

Page 14: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

1998.4. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Óxido de cobre (I) b. Clorato de plomo (II) c. Dietiléter. d. SO3 e. SnSO4 f. CH3CH2CH2OH

a. Cu2O b. Pb(ClO3)2 c. CH3CH2OCH2CH3 d. Trióxido de azufre. Óxido de azufre (VI). e. Sulfato de estaño (II). Tetraoxosulfato (VI) de estaño (II). f. 1-Propanol.

2 a. Escribe las configuraciones electrónicas de los elementos con números atómicos 20, 30 y 35. b. Indique razonadamente, cuál es el ión más estable de cada uno de ellos y escriba sus configuraciones

electrónicas.

a. Z = 20. 1s22s22p63s23p64s2. (Ca) Z = 30. 1s22s22p63s23p64s23d10. (Zn) Z = 35. 1s22s22p63s23p64s23d104p5. (Br)

b. El calcio (Z = 20) perderá razonablemente los dos electrones del nivel más externo para adquirir configuración de gas noble. El ión más estable será Ca2+ y su configuración electrónica será: 1s22s22p63s23p6. El cinc (Z = 30) perderá razonablemente los dos electrones del nivel más externo (4s) para adquirir una configuración electrónica mucho más estable, con todos sus niveles completos. El ión más estable será Zn2+ y su configuración electrónica será: 1s22s22p63s23p63d10. El bromo (Z = 35) ganará razonablemente un electrón para adquirir configuración de gas noble. El ión más estable será Br− y su configuración electrónica será: 1s22s22p63s23p64s23d104p6.

3 Indique razonadamente si son verdaderas o falsas las siguientes proposiciones: a. La energía libre depende de la temperatura. b. No basta que una reacción sea exotérmica para que sea espontánea. c. En una rección química la variación de entropía es siempre positiva.

a. Verdadero. La energía libre depende de la entalpía, de la entropía y de la temperatura: ∆G =∆H − T∆S b. Verdadero. Para que una reacción sea espontánea, ha de ser negativa su variación de energía libre que viene

dada por la ecuación. ∆G = ∆H − T∆S

Si la reacción transcurre con un aumento del orden molecular, el término de entropía que aparece en la expresión de la energía libre, T∆S, será negativo y si, además, |T∆S| < |∆H| , la reacción no es espontánea aunque sea exotérmica ya que ∆G > 0.

c. Falso. Depende del aumento o disminución de desorden que se produzca. Hay reacciones en la que se pasa a un estado más ordenado y en ellas, la variación de entropía es negativa. Por ejemplo:

C(s) + 2 H2(g) → CH4(g) En esta reacción disminuye el número de moles de sustancias gaseosas existentes y por tanto aumentará el orden en el transcurso de la reacción.

4 Complete y ajuste las siguientes reacciones orgánicas: a. CH3COOH + CH3CH2OH → b. CH2=CH2 + Br2 → c. C4H10 + O2 →

a. Esta es una reacción de esterificación, llamada así porque se forma un éster a partir de un ácido y un alcohol, en este caso se forma el acetato de etilo:

CH3COOH + CH3CH2OH → CH3COO−CH2CH3 + H2O b. Es una reacción de adición de un halógeno al doble enlace. Se rompe el doble enlace y se produce un derivado

dihalogenado, el 1,2-dibromoetano: CH2=CH2 + Br2 → BrCH2−CH2Br

c. Es una reacción de combustión, se produce dióxido de carbono y agua. C4H10 + (13/2) O2 → 4 CO2 + 5 H2O

5 Se desen preparar 100 mL de una disolución 2 M de ácido sulfúrico partiendo de otro ácido de densidad 1,68 g/cm3 y riqueza del 65% en peso.

a. Calcule el volumen de ácido sulfúrico concentrado necesario. b. Explique el procedimiento que seguiría para su preparación y nombre el material necesario para ello.

Page 15: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

Masas atómicas: H: 1. =: 16. S: 32.

a. Se calcula la cantidad de ácido sulfúrico puro necesario para preparar la segunda disolución:

4242

4242 SO g H19,6SOmol H 1SO g H98·

disoluciónL 1SOmol H 2disoluciónL 0,1 =

Con la masa de ácido puro se calcula la masa de disolución que se ha de tomar para que ella haya la cantidad de ácido necesaria y después, como se conoce la densidad, se calcula el volumen de la misma ya que las cantidades de disolución se suelen medir en unidades de volumen:

originaldisoluciónlademL17,9disolución g 1,68disoluciónmL 1

SO Hde g 65disolución g 100SO g H19,6

4242 =

b. Se trata de una dilución, preparar una disolución a partir de otra que está más concentrada. Material:

• Vaso de precipitados • Matraz aforado de 100 mL • Probeta pequeña o pipeta graduada • Embudo pequeño • Varilla de vidrio • Agua destilada • Disolución original

Procedimiento: El volumen necesario de la disolución original (17,9 mL) se mide con la probeta. Se diluye en una pequeña cantidad de agua destilada comparada con el volumen de disolución que se quiere preparar en un vaso de precipitados y agitando con la varilla. Se vierte con ayuda del embudo al matraz aforado de 100 mL y se lava bien el vaso y la varilla con un poco agua destilada que también se agrega al matraz completando éste con agua hasta enrasarlo.

6 Una disolución acuosa de una sal de osmio se electroliza durante dos horas con una intensidad de corriente de 1,5 A. Calcule la carga del ión osmio en la disolución, sabiendo que en el cátodo se han depositado 3,548 g de osmio metálico durante la electrolisis. F = 96500 C. Masa atómica Os: 190,2.

Los equivalentes-gramo de osmio depositados se pueden expresar en función del estado de oxidación del osmio en la sal, n, de la forma:

Os deg -eq n1,86Os de g 190,2

Osg -eq nOs g 3,548 2-10⋅=

Este número de equivalentes-gramo se puede calcular mediante la carga que ha circulado:

Os deg -eq 0,112C 96500Osg -eq 1C 10800

C 10800 s 7200 A1,5tIQ

=

=⋅=⋅=

Igualando ambos resultados se calcula n: ( ) 6nOsg -eq 0,112 Os deg -eq n101,86 -3 =⇒=⋅

Se trata de Os6+.

H2SO4 65%

1,64 g/mL

H2SO4 0,2 M

Page 16: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

1998.4. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Óxido de dicloro. b. Carbonato de sodio c. 2,3-Dimetilbutano d. MgBr2 e. Cu(OH)2 f. CH3CH2COCH3

a. Cl2O b. Na2CO3 c. (CH3)2CHCH(CH3)2 d. Bromuro de magnesio. Dibromuro de magnesio. e. Hidróxido de cobre (II). Dihidróxido de cobre. f. Butanona.

2 Dadas la energías reticulares: Compuesto NaF NaCl NaBr U0(kJ/mol) − 914 − 770 − 728

Razone cómo varían: a. Sus puntos de fusión. b. Su dureza. c. Su solubilidad en agua.

a. Los puntos de fusión en los cristales iónicos están directamente relacionados con su energía reticular. Cuánto más alta sea ésta, más estable es el compuesto y más difícil será deshacer la estructura cristalina siendo así mayor su punto de fusión. La energía reticular crece con la carga de los iones y disminuye con el tamaño de los mismos como podemos apreciar en su cálculo:

−⋅

⋅⋅⋅⋅⋅

−=−+

n11

d4ππqZZANU

00

2a

0

donde d0 representa la distancia interiónica. En orden creciente la energía reticular varía: U0(NaBr) < U0(NaCl) < U0(NaF)

En ese mismo orden lo harán los puntos de fusión. De hecho, son: 750ºC, 801ºC y 993ºC respectivamente. b. La dureza es la oposición a ser rayado, o sea, a romper enlaces en la estructura cristalina, por lo que sucederá

como anteriormente. Aquel que mayor energía reticular posea, más duro será. Variará en el mismo orden: Dureza(NaBr) < Dureza(NaCl) < Dureza(NaF)

c. La solubilidad en agua estará justamente en orden inverso ya que será más difícil solvatar iones cuanto más fuertemente estén unidos, o sea, a mayor energía reticular, menor será la solubilidad:

Solubilidad(NaBr) < Solubilidad(NaCl) < Solubilidad(NaF)

3 Explique, mediante la correspondiente reacción, qué sucede cuando en una disolución de sulfato de hierro (II) se introduce una lámina de: a) Cd; b) Zn. Datos: E0 (Zn2+/Zn) = − 0,76 V; E0 (Fe2+/Fe) = − 0,44 V; E0 (Cd2+/Cd) = − 0,40 V;

Lo único que podría ocurrir si es que ocurre algo, es que las láminas metálicas que se introducen se oxidasen. Veamos si esto puede suceder en cada caso:

a. Si el cadmio se oxida y el hierro (II) se reduce, las semirreaciones correspondientes serían: Cd → Cd2+ + 2 e− E0Cd/Cd2+ = 0,40 V

Fe2+ + 2 e− → Fe E0Fe2+/Fe = − 0,44 V La f.e.m. de la pila formada es: E0pila= E0red + E0oxid = E0Fe2+/Fe + E0Cd/Cd2+ = − 0,44 V + 0,40 V = − 0,04 V El potencial es negativo y el proceso no se dará de forma espontánea. No ocurrirá nada.

b. Si el cinc se oxida y el hierro (II) se reduce, las semirreaciones correspondientes serían: Zn → Zn2+ + 2 e− E0Zn/Zn2+ = 0,76 V Fe2+ + 2 e− → Fe E0Fe2+/Fe = − 0,44 V

La f.e.m. de la pila formada es:

E0pila= E0red + E0oxid = E0Fe2+/Fe + E0Zn/Zn2+ = − 0,44 V + 0,76 V = 0,32 V Ahora es positivo y el proceso se dará de forma espontánea. Se disuelve la lámina de cinc y se deposita hierro.

4 Se tienen disoluciones acuosas 0,1 M de los siguientes compuesto: amoníaco, nitrato de potasio, cloruro de amonio y ácido nítrico.

a. Ordénelas según el valor creciente de su pH. Razone la respuesta. b. Indique si se puede formar con alguna de ellas una disolución reguladora.

Fe2+ Zn2+

Fe

Zn

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a. La de menor pH será la del ácido nítrico por ser de un ácido fuerte que se encuentra completamente disociado. A continuación la de cloruro de amonio. Éste es una sal que proviene de un ácido fuerte (clorhídrico) y una base débil (amoníaco) y cuando se disuelve en agua producirá iones cloruro y amonio. Los iones cloruro constituyen la base conjugada del ácido clorhídrico, es por tanto una base muy débil que no se hidrolizará. Pero sí lo hará el amonio, que reacciona con el agua según:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Se generan hidrogenoiones y su pH será menor que 7 pero no tanto como en el caso del ácido nítrico. Después la disolución de nitrato de potasio, que proviene del ácido nítrico y del hidróxido de potasio, ambos fuertes. Cuando se disuelve origina iones que constituyen una base y un ácido conjugados débiles, que no reaccionarán con el agua y el pH será 7. Por último, la disolución de amoníaco. Se trata de una base débil que cuando se ioniza en agua produce iones hidroxilos y el pH será mayor que 7.

NH3 + H2O NH4+ + OH− b. Las disoluciones reguladoras se forman mezclando en una misma disolución un ácido débil y una sal de éste

ácido combinado con una base fuerte o una base débil y una sal de ésta base combinada con un ácido fuerte. A éste segundo caso pertenece, de las sustancias anteriores, la que formarían amoníaco y el cloruro de amonio

5 Se mezclan 20 g de cinc puro con 200 mL de una disolución de HCl 6 M. Cuando termina el desprendimiento de hidrógeno:

a. ¿Qué quedará en exceso, ácido o cinc? b. ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 27ºC y 760 mm Hg se habrá desprendido?

Datos: R = 0,082 atm· L· K-1· mol-1. Masas atómicas: H: 1. Cl: 35,5. Zn: 65,4.

a. La reacción referida es: Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

Se averigua la cantidad necesaria de cualquiera de los dos reactivos para que reaccione con la cantidad dada del otro:

disoluciónmL 200 disoluciónmL 102HClmol6

disoluciónL1Znmol1

mol HCl 2Zn65,4 g Znmol 1Zn g 20 <=

Quedará en exceso el ácido clorhídrico y sobran 98 mL (200 mL – 102 mL) de la disolución del mismo. b. Como el reactivo limitante es el cinc, partimos de él para calcular los moles de H2 que se obtienen y con ellos se

calcula el volumen que ocupa con la ecuación de los gases ideales.

22 mol H 0,3

Znmol1mol H 1

Zn65,4 g Znmol 1Zn g 20 =

2

-1-1L H7,38

atm 1K300mol ·K L· atm· 0,082 mol0,3

PnRTV =

⋅⋅==

6 Para la reacción: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

el valor de Kc a 360ºC, es 0,58. En un recipiente de 5 L se introducen 2,0 moles de Cl2, 1,5 moles de PCl3 y 0,15 moles de PCl5.

a. Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en el equilibrio. b. Calcule las presiones parciales de cada una de las especies presentes en el equilibrio.

Datos: R = 0,082 atm· L· K-1· mol-1.

Las concentraciones iniciales son:

[ ] mol/L0,03L 5

PClmol 1,5PCl 5

5 == [ ] mol/L0,3L 5

PClmol 1,5PCl 3

3 == [ ] mol/L0,4L 5

Clmol 1,5Cl 22 ==

a. Calculamos el cociente de reacción para ver hacia donde se desplaza la reacción:

C5

23

K4

L 5PClmol 0,15

L 5PClmol 2

L 5PClmol 1,5

Q >=

=

La reacción se desplazará aumentando la concentración de pentacloruro de fósforo y disminuyendo la de cloro y tricloruro de fósforo para disminuir Q y aproximarse al valor de KC, o sea, a la izquierda. Llamando x a la concentración que se disocia, construimos la tabla siguiente basada en la estequiometría de la reacción:

PCl5 PCl3 Cl2 Concentración inicial 0,03 0,3 0,4 Concentración que se disocia - x x Concentración en equilibrio 0,03 + x 0,3 − x 0,4 − x

Sustituyendo en la expresión de KC y despejando x:

Page 18: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

( ) ( )( ) 1,194x0,086;x

x0,03x0,4x0,30,58 21 ==⇒

+−⋅−

=

La segunda solución es absurda, no se pueden disociar 1,194 mol/L cuando sólo se dispone de 0,3 mol/L. Por tanto, en el equilibrio las concentraciones serán:

[PCl5] =0,116 mol/L; [PCl3] =0,214 mol/L; [Cl2] =0,314 mol/L; b. Aplicando la ecuación de los gases ideales a cada gas:

[ ]RTiVRTnP 1

i ==

[ ] [ ] [ ] atm 16,30RTClP atm; 11,11RTPClP atm; 6,02RTPClP 2Cl3PCl5PCl 235======

Page 19: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

1998.5. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Óxido de sodio b. Dicromato de potasio c. 1,3,5-Trimetilbenceno d. Pb(ClO3)2 e. NH3 f. CH2=CHCH2CH3

a. Na2O b. K2Cr2O7 c. d. Clorato de plomo (II). Bis[trioxoclorato(V)] de plomo (II) e. Amoníaco. f. 1-Buteno.

2 Exprese en moles las siguientes cantidades de dióxido de azufre: a. 11,2 litros, medidos en condiciones normales de presión y temperatura. b. 6,023· 1022 moléculas. c. 35 litros medidos a 27ºC y 2 atm de presión.

Datos: R = 0,082 atm· L· K-1· mol-1.

a. En condiciones normales de presión y temperatura, un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupa un volumen de 22,4 L, luego:

22

22 SOmol0,50

SOL22,4SOmol1SOL11,2 =⋅

b. Según la ley de Avogadro, en 1 mol de cualquier sustancia molecular hay 6,023· 1023 moléculas.

22

222

222 SOmol0,10

SOmoléculas 10 6,023·SOmol1SOmoléculas 10 6,023· =⋅

c. Aplicando la ecuación de los gases ideales:

21-1- SOmol2,85K300mol ·K L· atm· 0,082

L35atm 2RTPVn =

⋅⋅

==

3 Dado el equilibrio: H2(g) + I2(g) 2 HI(g) ∆H > 0

Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a. Al aumentar la concentración de hidrógeno el equilibrio no se desplaza porque no puede variar la

constante de equilibrio. b. Al aumentar la presión total, el equilibrio se desplaza a la izquierda. c. Al aumentar la temperatura, el equilibrio no se modifica.

El Principio de Le Châtelier, establece que "si un sistema en equilibrio es perturbado, el sistema evoluciona para contrarrestar dicha perturbación, llegando a un nuevo estado de equilibrio”. Basándonos en él:

d. Falso. Al aumentar la concentración de hidrógeno el equilibrio se desplaza hacia la derecha para consumir dicho aumento de concentración, precisamente porque no puede variar el valor de la constante de equilibrio.

e. Falso. No existe variación del número de sustancias gaseosas en la reacción, por lo que la variación de presión no influirá en la misma, no desplazará el equilibrio.

f. Falso. Un aumento de temperatura desplazará la reacción en el sentido en que se consuma la energía aportada, o sea, en sentido endotérmico. Se desplazará hacia la derecha.

4 Dados los procesos : N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ∆H < 0

H2O(l) H2O(g) ∆H > 0 a. Indique de forma razonada cómo será el signo de ∆S en cada proceso. b. Analice la espontaneidad de ambos procesos.

La entropía mide el desorden molecular existente en un sistema. Una variación positiva de la entropía implica un aumento de dicho desorden a medida que transcurre el proceso.

a. En esta reacción, por cada cuatro moles de sustancias gaseosas que desaparecen, sólo aparecen dos, o sea, se pasa a un estado menos desordenado y la variación de entropía será negativa.

CH3 CH3 CH3

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b. En este proceso se está pasando de un estado líquido aun estado gaseoso mucho más desordenado por tanto. La variación de entropía será positiva.

Los sistemas físicos y químicos tienden siempre al mínimo de energía y al máximo de desorden. La espontaneidad de un proceso depende pues de la energía y de la entropía, relacionadas a través de la de la energía libre de Gibbs.

∆G = ∆H − T∆S

Para que un proceso sea espontáneo, esta energía ha de tener valor negativo. Entonces: a. La primera reacción transcurre con una disminución del desorden y con desprendimiento de energía

(exotérmica). Para que sea espontánea tendrá que suceder que |∆H| > |T∆S|. Lo será más fácilmente cuanto menor sea la temperatura.

b. Justamente lo contrario. Es un proceso endotérmico con aumento del desorden. Será espontáneo cuando suceda que |∆H| < |T∆S|, por lo que , en este caso, interesarán temperaturas altas.

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5 El monóxido de mononitrógeno gaseoso (NO) se prepara por reacción del cobre con ácido nítrico, obteniéndose, además, nitrato de cobre (II) y agua.

a. Ajuste la reacción por el método del ión-electrón. b. ¿Cuántos moles de ácido y qué peso de cobre se necesitan para preparar 100 cm3 de NO medidos a

730 mm de mercurio y a la temperatura de 25ºC? Datos: Datos: R = 0,082 atm· L· K-1· mol-1. Masas atómicas: H: 1. N: 14. O: 16. Cu: 63,5.

a. La reacción referida es: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Se oxida el cobre metálico a ión Cu2+ : Cu → Cu2+ + 2 e− y se reduce el ión nitrato a monóxido de nitrógeno: NO3

− + 4 H+ + 3 e− → NO + 2 H2O Para que el número de electrones intercambiados en ambas semirreaciones sea el mismo:

3 x (Cu → Cu2+ + 2 e−) 2 x (NO3

− + 4 H+ + 3 e− → NO + 2 H2O) 3 Cu + 2 NO3

− + 8 H+ + 6 e− → 3 Cu2+ + 6 e− + 2 NO + 4 H2O Trasladando estos coeficientes a la reacción molecular queda:

3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O b. Se calculan los moles de NO presentes en los 100 cm3:

NOmoles10 3,9·NOmoles2

HNOmoles8K 298)mKL(at0,082

at0,96L0,1 3-31-1- =

=

⋅⋅⋅⋅⋅

Con ellos se calculan los moles de ácido nítrico y el peso de cobre:

333- HNOmoles0,016

NOmoles2HNOmoles8NOmol 103,9 =

⋅⋅

( ) =

Cumol1Cug63,5

HNOmoles8Cumoles3HNOmoles0,016

33 0,38 g Cu

6 Cuando se disuelven en agua 2,5 g del ácido “HA” hasta alcanzar un volumen de 250 mL, el pH de la disolución es 4. Sabiendo que la masa molar del ácido es 52,5 g:

a. Calcule la constante de disociación. b. Explique el procedimiento que seguiría para su preparación y describa el material necesario para ello.

Se trata de un ácido débil que se disocia según: HA + H2O A− + H3O+

cuya concentración inicial es:

[ ] M0,19HAg52,5HAmol1

disoluciónL0,25HAg2,5HA =

=

a. Como se conoce el pH de la disolución, se puede calcular con la definición del mismo, la concentración de H3O+:

[ ] [ ] 4pH33 1010OHOHlog - pH −−++ ==⇒=

Se puede construir la tabla de disociación con los datos conocidos y sustituir en la expresión de la constante:

HA A− H3O+

Inicial 0,19 - - Disocian 10−4 - - Equilibrio 0,19 − 10−4 10−4 10−4

88

4

24

a 105,260,1910

100,19)(10K −

⋅=≈−

=

b. Se pesan los 2,5 g de dicho ácido en la balanza. Se diluyen en una pequeña cantidad de agua destilada comparada con el volumen de disolución que se quiere preparar en un vaso de precipitados y agitando con la varilla. Se vierte con ayuda del embudo al matraz aforado de 250 mL y se lava bien el vaso y la varilla con un poco agua destilada que también se agrega al matraz completando éste con agua hasta enrasarlo.

Page 22: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

1998.5. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Óxido de magnesio. b. Óxido de vanadio (V) c. 1,2-Etanodiol d. AgI e. NaHSO3 f. CH3CH2NH2

a. MgO b. V2O5 c. CH2OHCH2OH d. Yoduro de plata. e. Hidrógenosulfito de sodio. Hidrógenotrioxosulfato (IV) de sodio. f. Etilamina. Etanamina.

2 Cuatro elementos diferentes A, B, C y D tienen números atómicos 6, 9, 13 y 19 respectivamente. Se desea saber, sin necesidad de identificarlos:

a. La configuración electrónica y el número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b. El orden de menor a mayor según su electronegatividad. c. La fórmula de los compuestos resultante al combinarse B con cada uno de los restantes elementos así

como el tipo de enlace que formarán.

a. Electrones de valencia son los cada elemento presenta en su último de la configuración electrónica. Así: A (Z = 6) 1s22s22p2 (4 electrones de valencia) B (Z = 9) 1s22s22p5 (7 electrones de valencia) C (Z = 13) 1s22s22p63s23p1 (3 electrones de valencia) D (Z =19) 1s22s22p63s23p64s1 (1 electrón de valencia)

b. La electronegatividad es una medida de la tendencia de los átomos para atraer los electrones de otro, en un enlace covalente. Será mayor cuanto más pequeño sea el átomo ya que de esta forma su núcleo se encuentra más cerca de los electrones del otro átomo. Por esta razón el orden creciente de electronegatividades será:

εD < εC < εA < εB. Las electronegatividades de estos elementos son concretamente:

(εK: 0,82, εAl: 1,61, εC: 2,55; εF: 4,00). c. B es un no metal de grupo 17 (es flúor). Con metales como son C y D, elementos de los grupos 13 y 1

respectivamente, formará enlaces iónicos, ya que la diferencia de electronegatividad entre ellos es mayor que 1,7 y sus fórmulas respectivas serán: CB3 y CB. Con no metales como el A, elemento del grupo 14, formará un enlace covalente y la fórmula del compuesto será: AB4.

3 Escriba la reacción de hidrólisis de las siguientes sales e indique si el pH será ácido, básico o neutro: a. CH3COONa b. KNO3 c. NH4Cl

a. El acetato de sodio proviene del ácido acético y del hidróxido de sodio. Cuando se disuelve en agua se disocia: CH3COONa + H2O → CH3COO− + Na+

El Na+ no reaccionará con el agua, pero el ión acetato si se hidroliza de la forma: CH3COO− + H2O → CH3COOH + OH−

En la hidrólisis se generan hidroxilos y la disolución tendrá carácter básico, pH > 7. b. El nitrato de potasio proviene del ácido nítrico y del hidróxido de potasio. Cuando se disuelve en agua se

disocia: KNO3 + H2O → NO3

− + K+ Ni el K+ ni el NO3

− se hidrolizan por provenir respectivamente de una base y un ácido fuertes. No se generan ni OH− ni H3O+ por lo que la disolución se mantendrá neutra, pH = 7.

c. El cloruro de amonio proviene del ácido clorhídrico y del amoníaco. Cuando se disuelve en agua se disocia: NH4Cl + H2O → NH4+ + Cl−

El Cl− no reaccionará con el agua, pero el ión amonio si se hidroliza de la forma: NH4+ + H2O → NH3 + H3O+

En la hidrólisis se generan hidrógenoiones y la disolución tendrá carácter ácido, pH < 7.

4 Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a. Los hidrocarburos saturados son más reactivos que los insaturados. b. Grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que le confieren a una cadena hidrocarbonada unas

propiedades químicas características. c. En el metano, el carbono presenta hibridación sp3.

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a. Falso. En una molécula de alcano los únicos enlaces químicos existentes son los sencillos entre átomos de carbono y entre átomos de carbono e hidrogeno. Debido a la gran estabilidad de estos enlaces los alcanos son poco reactivos, por lo cual se los denomina también parafinas.

b. Verdadero. Esta es la definición de grupo funcional. c. Verdadero. Alrededor del carbono hay cuatro zonas de máxima densidad electrónica que

corresponden a los cuatro pares de electrones compartidos, a los cuatro orbitales híbridos de tipo sp3.

5 En un matraz de 1 L de capacidad en el que se ha hecho el vacío, se introducen 0,0724 moles de N2O4 y se calienta a 35º. Parte de N2O4 se disocia en NO2 según:

N2O4(g) 2 NO2(g) Cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es 2,17 atm. Calcule:

a. El grado de disociación del N2O4. b. La presión parcial del NO2 en el equilibrio y el valor de Kc.

Datos: R = 0,082 atm· L· K-1· mol-1.

a. Llamando n al numero de moles iniciales de N2O4 y α al grado de disociación, construimos la tabla:

N2O4 NO2 Total Moles iniciales n n Moles disociados nα nα Moles en equilibrio n(1 − α) 2nα n(1 + α)

Aplicando la ecuación de los gases ideales a los moles presentes en el equilibrio:

0,1871K308mol ·K L· atm· 0,082mol0,0724

L1atm2,171nRTPVα α)RT; n(1PV 1-1- =−

⋅⋅⋅

=−=+=

b. Según la ley de Dalton de las presiones parciales:

atm 1,49atm 2,170,18710,187 -1P

α1α1P

α)n(1α)n(1PxP

4242 ONON =⋅+

=⋅+−

=⋅+−

=⋅=

Para calcular el valor de la constante KC bastará conos sustituir los valores de concentraciones en su expresión:

[ ][ ] mol/L0,0124

L 10,187)(1mol0,0724

L 10,187mol0,07242

Vα)n(1

V2nα

ONNOK

22

42

22

C =−⋅

⋅⋅

=−

==

6 Se disuelven 5 g de nitrato de plata impuro en 500 mL de agua. Si al añadir a esta disolución 20 mL de otra disolución de ácido clorhídrico de densidad 1,07 g/cm3 y riqueza del 4% en peso, precipita toda la plata como cloruro de plata, calcule:

a. La riqueza de la muestra de nitrato de plata. b. La molaridad del ácido clorhídrico.

Masas atómicas: H: 1. N: 14. O: 16. Cl: 35,5. Ag: 108.

a. La reacción referida es: AgNO3(ac) + HCl(ac) → AgCl(s) + HNO3(ac)

Se calcula los gramos de HCl añadidos a la disolución problema:

g HCl0,856disolución g 100

4 g HCldisoluciónmL 1disolución g 1,07 disoluciónmL 20 =⋅⋅

y con ellos la masa de nitrato de plata:

33 g AgNO3,99

g HCl36,5 g AgNO170

g HCl0,856 =⋅

Sólo resta calcular la pureza de los 5 g de muestra que contienen 3,99 g de nitrato de plata puros:

79,8% g5

100 g AgNO3,99 3 =⋅

b. Anteriormente se ha calculado que en los 20 mL de la disolución hay 0,856 g de ácido clorhídrico. Esta cantidad se expresa en moles y se divide por el volumen que los contiene:

M1,17L0,02

HClg36,5HClmol1 g HCl0,856

=⋅

H

H

C H

H

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1998.6. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Tetrafluoruro de silicio b. Óxido de rubidio c. Ácido etanoico d. Pb3(PO4)2 e. ZnS f. CH3CH2CH2NH2

a. SiF4 b. Rb2O c. CH3COOH d. Fosfato de plomo (II). Ortofosfato de plomo (II). Bis[tetraoxofosfato (V)] de plomo (II). e. Sulfuro de cinc. f. Propilamina. Propanamina.

2 a. ¿Cuántos gramos de H2Se hay en 0,50 moles de H2Se? b. ¿Cuántas moléculas de H2Se habrá? c. ¿Cuántos átomos hay en total?

Masas atómicas: H: 1. Se: 79.

a. La masa molar del sulfuro de hidrógeno es 34 g:

SH g17SHmol 1

SH34 gSHmol 0,5 22

22 =⋅

b. En cada mol hay 6,023· 1023 moléculas:

SHmoléculas 10 3,011·Smol H1

SHmoléculas 10 6,023·SHmol 0,5 223

2

222

2 =⋅

c. En cada molécula hay tres átomos (2 de hidrógeno y 1 de oxígeno):

átomos 10 9,034·SHmolécula 1

átomos 3SHmoléculas 10 3,011· 23

22

23 =⋅

3 Con los pares Hg2+/Hg y Cu2+/Cu, cuyos potenciales estándar son respectivamente, 0,95 y 0,34 V, se construye una pila electroquímica.

a. Escriba las semireacciones y la reacción global. b. Indique el electrodo que actúa como cátodo y el que actúa como ánodo. c. Calcule la fuerza electromotriz de la pila.

a. El par de mayor potencial de reducción es el formado por Hg2+/Hg. Él se reduce y el cobre se oxidará: Hg2+ + 2 e− → Hg V0,95E0

/HgHg2 =+

Cu → Cu2+ + 2 e− V0,34E0Cu/Cu2 −=+

Hg2+ + Cu → Hg + Cu2+ b. El cátodo es el electrodo donde transcurre la reducción, o sea, el de mercurio. El electrodo de cobre actuará

como ánodo. c. El potencial de la pila se calcula sumando los potenciales de reducción y de oxidación de cada electrodo:

V 0,61 V)0,34 (- V 0,95EEE 0Cu/Cu

0/HgHg

022 =+=+= ++

4 Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a. Algunas reacciones exotérmicas no son espontáneas. b. En ciertas reacciones químicas, la variación de entalpía coincide con la variación de energía interna. c. La variación de entropía de una reacción espontánea puede ser negativa.

a. Verdadero. La espontaneidad de un proceso viene dad por la variación de energía libre, ∆G, que ha de tener un valor negativo para que sea espontáneo. Esta variación depende de la entalpía y la entropía relacionadas mediante la ecuación:

∆G = ∆H − T∆S En aquellas reacciones exotérmicas en las que la variación de entropía sea negativa, es decir, transcurran con un aumento del orden molecular, y además |∆H| < |T∆S|, la variación de energía libre es positiva y la reacción no será espontánea.

b. Verdadero. Ambas, variación de entalpía y variación de energía interna, están relacionadas mediante la ecuación:

∆H = ∆U + ∆nRT donde ∆n representa la variación del número de moles de sustancias gaseosas en la reacción. Si ésta no se

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produce, ∆n = 0, los valores de las dos coinciden: ∆H = ∆U. c. Verdadero. Siempre y cuando la reacción sea exotérmica, ∆H < 0, y suceda que: |∆H| > |T∆S|. De esta forma

∆G < 0 y la reacción es espontánea.

5 a. Calcule el pH de 100 mL de una disolución obtenida al disolver 4,5 g de hidróxido de bario octahidratado.

b. Describa el material de laboratorio necesario y el procedimiento a seguir para preparar la disolución. Masas atómicas: H: 1. O: 16. Ba: 137,3.

a. El hidróxido de bario es una base fuerte que en agua se disocia completamente de la forma: Ba(OH)2 + 2 H2O → Ba2+ + 2 OH−

La concentración de hidroxilos será el doble de la de hidróxido de bario:

[ ] M0,285Ba(OH)mol1

OHmol2Ba(OH)g171,3

Ba(OH)mol1·8H2OBa(OH)g315,2

Ba(OH) g171,3disoluciónL0,1

·8H2OBa(OH)g4,5OH22

2

2

22 =⋅⋅⋅=−

[ ] 13,46pOH-14pH0,540,285log OHlogpOH ==⇒=−=−= − b. Con un pesasustancias, se pesa en una balanza los 4,5 g de hidróxido de bario octahidratado. Se diluye en una

pequeña cantidad de agua destilada comparada con el volumen de disolución que se quiere preparar en un vaso de precipitados y agitando con la varilla. Se vierte con ayuda del embudo al matraz aforado de 100 mL y se lava bien el vaso y la varilla con un poco agua destilada que también se agrega al matraz completando éste con agua hasta enrasarlo. Material y productos:

• Vaso de precipitados • Matraz aforado de 100 mL • Embudo pequeño • Varilla de vidrio • Agua destilada • Hidróxido de bario octahidratado.

6 A 50ºC y presión de 1 atm, el N2O4 se disocia en un 40% en NO2 según la reacción: N2O4(g) 2 NO2(g)

Calcule: a. Las constante de equilibrio Kc y Kp. b. El grado de disociación del N2O4 a la misma temperatura pero a una presión de 10 atm.

Datos: R = 0,082 atm· L· K-1· mol-1.

c. Llamando n al numero de moles iniciales de N2O4 y α al grado de disociación, construimos la tabla:

N2O4 NO2 Total Moles iniciales n n Moles disociados nα nα Moles en equilibrio n(1 − α) 2nα n(1 + α)

Calculando la constante Kp en función de n y α, queda:

( ) ( )P

α14α

α1α1

Pα1

Pα)n(1α)n(1

Pα)n(1

2nα

PxPx

PP

K 2

2

22

ON

2NO

ON

2NO

P42

2

42

2 ⋅−

=

+−

+=⋅

+−

+=

⋅==

Sin más que sustituir:

atm 0,76atm 10,4010,404K 2

2

P =⋅−⋅

=

A partir de Kp, se obtiene Kc:

( ) ( ) mol/L0,029K323mol ·K L· atm· 0,082atm0,76RTKK11-1-Δn

PC =⋅⋅==−−

d. Si la temperatura no cambia, el valor de Kp tampoco lo hará. Sustituyendo en la expresión obtenida para Kp:

13,6%αatm10α1

4αatm 0,76Pα1

4αK 2

2

2

2

P =⇒⋅−

=⇒⋅−

=

Es lógico el valor obtenido. Si se aumenta la presión en el equilibrio, éste, según el principio de Le Chatelier, se desplazará hacia donde menos números de moles gaseosos aparezcan para disminuir la presión. En este caso se desplaza la izquierda y así disminuye el grado de disociación, pasa de un 40,0% a un 13,6%.

Page 26: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

1998.6. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Yoduro de talio (I) b. Sulfato de aluminio c. 1,3-Pentadieno d. NiBr2 e. Hg(OH)2 f. CH3CH2CHOHCH3

a. TlI b. Al2(SO4)3 c. CH2=CH–CH=CH–CH3 d. Dibromuro de níquel. Bromuro de níquel (II). e. Hidróxido de mercurio (II). Dihidróxido de mercurio. f. 2-Butanol.

2 La gráfica adjunta relaciona valores de energía de ionización (E.I.) con los números atómicos de los elementos. Con la información que obtenga de ella:

a. Justifique la variación periódica de los valores de E.I.

b. Enumere los factores que influyen en esta variación y razone la influencia del factor determinante.

El potencial de ionización o energía de ionización, E.I., es la mínima energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental, para quitarle el electrón más débil retenido. Podemos expresarlo así:

A(g) + E.I. → A+(g) + 1e– La primera energía de ionización depende de tres factores:

• Radio atómico: en los elementos de un mismo grupo la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, ya que al descender en el grupo el último electrón se sitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo y, además, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto de apantallamiento frente a la atracción nuclear sobre los electrones periféricos por lo que resulta más fácil extraerlos.

• Apantallamiento: en los elementos de un mismo período, la energía de ionización crece a medida que aumenta el número atómico, se debe a que el electrón diferenciador está situado en el mismo nivel energético, mientras que la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción y, por otro lado, el número de capas interiores no varía y el efecto de apantallamiento no aumenta.

• Estructura electrónica: el aumento en un mismo período no es continuo, (en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período, aumento debido a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2p3, respectivamente). Lógicamente, para los gases nobles tendremos los valores más altos de energías de ionización por ser los de configuración electrónica más estable.

3 Calcule el pH de una disolución 0,1 M de: a. Hidróxido de calcio. b. Ácido nítrico. c. Cloruro de calcio.

a. El hidróxido de calcio es una base fuerte que al disolverla en agua se disocia completamente de la forma: Ca(OH)2 + 2 H2O → Ca2+ + 2 OH–

Por cada mol de hidróxido disociado aparecen dos de OH–. la concentración de hidroxilos en la disolución será entonces el doble de la concentración inicial de hidróxido de calcio, o sea, 0,2 M. Con ella se calcula el pOH y con éste, el pH:

pOH = – log [OH–] = – log 0,2 = 0,7 ⇒ pH = 14 – pOH = 13,3 b. El ácido nítrico es un ácido fuerte que al disolverlo en agua se disocia completamente de la forma:

HNO3 + H2O → NO3– + H3O+

La concentración de iones [H3O+] es 0,1 y el pH: pOH = – log [H3O+] = – log 0,1 = 1,0

c. Cuando el cloruro de calcio se disuelve en agua, se disocia completamente en iones Cl– y en iones Ca2+. Ambos provienen de un ácido y una base fuertes respectivamente (ácido clorhídrico e hidróxido de calcio), por lo que constituyen una base y un ácido tan débiles que no se hidrolizarán, no reaccionarán con al agua para generar hidrógenoiones o hidroxilos. La disolución se mantendrá neutra y su pH será 7.

Energía de ionización (kJ/mol)

2500

2000

1500

1000

500

0 5 10 15 20 Nº atómico

Page 27: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

4 Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a. El agua pura es mala conductora de la electricidad. b. El cloruro de sodio, en estado sólido, conduce la electricidad. c. La disolución formada por cloruro de sodio en agua conduce la electricidad.

a. Verdadero. La conductividad eléctrica es una medida de la capacidad de una sustancia para conducir una corriente eléctrica a través de sí mismo; depende de la presencia de iones, de su concentración total, su movilidad y valencia, y de la temperatura de medición. En el agua pura la concentración iones es muy baja y por tanto será mala conductora del agua, pero basta la presencia de algunos iones (agua potable) para aumente considerablemente su conductividad.

b. Falso. Para que una sustancia sea conductora de la electricidad se requieren dos premisas: que tenga cargas eléctricas, el cloruro de sodio las tiene, y que éstas estén libres para poder circular, en el cloruro de sodio ocupan posiciones definidas. Por esta razón no conduce la electricidad si no está disuelto o fundido porque de ambas maneras las cargas pueden adquirir movimiento.

c. Verdadero. Contestado en el apartado anterior.

5 El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio para dar bromo, sulfato de potasio, dióxido de azufre y agua.

a. Ajuste la reacción por el método ión-electrón. b. Calcule el volumen de bromo líquido (densidad 2,91 g/cm3) que se obtendrá al tratar 59,5 g de

bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Datos: Masas atómicas: K: 39. Br: 80.

a. La reacción iónica del problema es: H2SO4 + KBr → SO2 + Br2 + K2SO4

En ella se oxida el ión bromuro hasta bromo molecular: 2Br-− → Br2 + 2e− y se reduce el ión sulfato hasta dióxido de azufre: SO42− + 4H+ + 2e− → SO2 + 2H2O Como el número de electrones intercambiados en ambas semirreacciones es el mismo, se suman y queda:

2 Br-− → Br2 + 2 e− SO42− + 4 H+ + 2 e− → SO2 + 2 H2O

SO42− + 4H+ + 2Br− + 2e− → Br2 + 2e− + SO2 + 2H2O Se simplifica y se trasladan los coeficientes estequiométricos a la reacción molecular:

2 H2SO4 + 2 KBr → Br2 + SO2 + 2 H2O + K2SO4 b. Con la masa de bromuro de potasio empleada se calcula la masa de bromo que se obtendrá:

222 Brg40

Brmol1Brg160·

KBrmoles2Brmol1·

Brg119KBrmol1KBr)·g(59,5 =

el problema pide el volumen de bromo líquido que se calculará con la masa obtenida y la densidad del mismo:

=

2

22 Brg2,91

Brml1·Br g 40 13,74 ml Br2

6 A partir de los datos tabulados correspondientes a energías de enlaces:

Enlace Energía de enlace (kJ/mol) H−H 436 O=O 494 O−H 460

a. Calcule la entalpía de formación del agua en estado gaseoso. b. Compare el resultado obtenido con este método con el calculado a partir de sus elementos (− 247

kJ/mol) aportando una posible explicación a la discrepancia si es que la hubiera.

a. Para cualquier reacción entre sustancias covalentes, se puede definir l entalpía de reacción de la forma: ∆Hro = Σ(Energía de enlaces rotos) - Σ(Energía de enlaces rotos)

Para la reacción: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)

la entalpía será, según la fórmula anterior ∆Hro = 2 mol· EH-H + 1 mol· EO=O – 4 mol· EH-O =

= 2 mol· 436 kJ/mol + 1 mol· 494 kJ/mol – 4 mol· 460 kJ/mol = – 474 kJ Pero esta es la energía correspondiente a la formación de dos moles de agua. Le entalpía de formación correspondiente a un mol será: – 237 kJ/mol.

b. La explicación de la diferencia entre los valores real y teórico radica en que los datos tabulados de energías de enlace son valores medios de la energía de dicho enlace en distintas moléculas que no tienen que coincidir necesariamente con los valores de energía de enlace en esta molécula en concreto. Casi siempre existirá una ligera desviación de el valor obtenido comparado con el real.

Page 28: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

1

2001.

Page 29: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2

2001.1. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Cromato de estaño (IV) b. Fluoruro de vanadio (III) c. p-Nitrofenol d. NaH2PO4 e. Tl2O3 f. CH3CH=CHCH2CH3

a. Sn2CrO4 b. VF3 c.

NO2 OH

d. Dihidrógenotetraoxofosfato (V) de sodio. Dihidrógenofosfato de sodio. Fosfato diácido de sodio. e. Trióxido de ditalio. Óxido de talio (III). Óxido tálico. f. 2-Penteno.

2 Defina: a. Energía de ionización. b. Afinidad electrónica. c. Electronegatividad.

a. La energía de ionización, también llamada potencial de ionización, es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle un electrón.

X + 1ªE.I. X+ + e− b. La afinidad electrónica es la energía liberada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental

capta un electrón libre y se convierte en un ión mononegativo. X +e− X− + A.E.

c. La electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones.

3 Para la reacción: 2NO(g) N2(g) + O2(g) ΔHº = ―182 kJ

Indique razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a. La constante de equilibrio aumenta al adicionar NO. b. Una disminución de temperatura favorece la obtención de N2 y O2.

a. Falso: el valor de la constante de equilibrio es independiente de las concentraciones de los reactivos, dependiendo sólo de la temperatura a la que se produce la reacción.

b. Verdadero: según el Principio de Le Chatelier que dice que si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación, si una vez alcanzado el equilibrio, se disminuye la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción desprende calor, es decir, sea exotérmica. En la reacción anterior será hacia la derecha favoreciendo la formación de N2 y O2.

4 Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a. El punto de ebullición del butano es menor que el de 1-butanol b. La molécula CHCl3 posee una geometría tetraédrica con el átomo de carbono ocupando la

posición central. c. El etano es más soluble en agua que el etanol.

a. Verdadero: en el 1-butanol se crean enlaces de hidrógeno que aumenta considerablemente su punto de ebullición respecto al butano. El punto de fusión del butano es –0,5ºC y el del 1-butanol es 117ºC.

b. Verdadero, pero el tetraedro es irregular al repelerse los cloros entre sí por su mayor tamaño comparado con el del hidrógeno.

Page 30: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

3

H

C

Cl Cl Cl

c. Falso. El etano es apolar y por tanto no se disuelve en agua. Ocurre al contrario en el etanol,, cuya molécula es polar debido al átomo de oxígeno.

5 La constante Kb del NH3, es igual a 1’8·10‾5 a 25 ºC. Calcule: a. La concentración de las especies iónicas en una disolución 0’2 M de amoniaco. b. El pH de la disolución y el grado de disociación del amoniaco.

El amoníaco en disolución acuosa es una base débil que capta protones del agua según: NH3 + H2O ⇔ NH4+ + OH−

Si llamamos α al grado de disociación:

NH3 NH4+ OH-

Conc. Inicial 0,2 - - Conc. Disociada 0,2α - - Conc. final 0,2(1 - α) 0,2 α 0,2α

αα

−== −

10,21,8·10K

25

b

Como el valor de la constante de basicidad es muy pequeño, el equilibrio se encontrará muy desplazado hacia la izquierda y se podrá despreciar α frente a la unidad para calcular su valor:

1,8·10−5 ≈ 0,2α2 ⇒ α = 9,5·10−3 (Si no se hace la aproximación el valor de α es 0,00944 y si se desprecia es 0,00948. La pequeña diferencia, 0,00004, demuestra que la aproximación se puede hacer correctamente). Las concentraciones en el equilibrio serán:

[NH3] = 0,2·(1 − 9,5·10−3 ) = 0,198 M ≈ 0,2 M; [OH−] = [NH4+] = 0,2· 9,5·10−3 = 1,9· 10−3 y aplicando la definición de pH:

[ ]( ) 11,28)log(0,001914logc14pOH14pH =+=+=−−=−= − αOHlog14

6 Una muestra de un metal se disuelve en ácido clorhídrico y se realiza la electrólisis de la disolución. Cuando han pasado por la célula electrolítica 3215 C, se encuentra que en el cátodo se han depositado 1’74 g de metal. Calcule:

a. La carga del ion metálico. b. El volumen de cloro desprendido medido en condiciones normales.

Datos: F = 96500 C; Masa atómica del metal = 157’2.

a. Se puede calcular el número de equivalentes-gramo depositados con la carga que h circulado:

g-eq 0,033C96500

Oseqg1C)·(3215metaleqgno =

=

y con el número de equivalentes-gramo y la masa molar, se puede calcular la carga del ión metálico:

3nmetalg 157,2

metaleqgn·metalg 1,74 g -eq 0,033 =⇒

= ⇒ M3+

b. Como el número de equivalentes-gramo de cloro es el mismo que el de metal:

( ) =

−−

2

2

2

22

Clm1Cll22,4·

Clgeq2Clm1·

metalgeq1Clgeq1

·metalg 157,2metalgeq3

·metalg1,74 0,37 L Cl2

Page 31: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

4

2001.1. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Nitrato de cobre (II) b. Hidróxido de cesio c. Ácido benzoico d. Bi2O3 e. (NH4)2S f. CH3NH2

a. Cu(NO3)2. b. CsOH c.

COOH

d. Trióxido de dibismuto. Óxido bismutoso. Óxido de bismuto (III). e. Sulfuro amónico. f. Metilamina. Metanamina.

2 Dadas las siguientes moléculas: SiH4, NH3 y BeH2. a. Represente sus estructuras de Lewis. b. Prediga la geometría de cada una de ellas según la Teoría de RPECV. c. Indique la hibridación del átomo central.

SiH4 NH3 BeH2

a. H

HSiH H

H

NH H

H

Be H

b. Es una molécula del tipo AB4, (cuatro pares de e−

enlazantes), tendrá forma tetraédrica.

Es una molécula del tipo AB3E, (tres pares de e− enlazantes y

uno no enlazante), tendrá forma de pirámide triangular.

Es una molécula del tipo AB2, (dos pares de e−

enlazantes), tendrá forma lineal.

H Be H

c. Hibridación sp3 en el carbono Hibridación sp3 en el carbono Hibridación sp en el berilio

3 Sabiendo que : Zn(s)/Zn2+(1M)║H+(1M)/H2(1atm)/Pt(s) Eºpila = 0’76 V Zn(s)/Zn2+(1M)║Cu2+(1M)/Cu(s) Eºpila = 1’10 V

Calcule los siguientes potenciales estándar de reducción: a. Eº (Zn2+/Zn). b. Eº(Cu2+/Cu).

a. En la pila formada por el electrodo normal de hidrógeno y el de cinc, el ánodo ha de ser el electrodo de cinc porque el potencial del electrodo normal de hidrógeno es cero y si la pila existe ha de ser porque el del cinc sea negativo y en él ocurra la oxidación. Conociendo el potencial de la pila y el del hidrógeno podemos calcular el de cinc:

Eo = EoRed + EoOxid Zn. ; 0,76 V = 0 + EoOxid Zn; EoOxid Zn = 0,76 V ⇒ EoRed Zn = -0,76 V. b. Se procede de la misma forma. Como el potencial de la pila es 1,10 V, el cobre actuará como

cátodo y en él ocurrirá la reducción: Cu2+ + 2 e− → Cu Zn → Zn2+ + 2 e−

Eo = EoRed Cu + EoOxid Zn. ; 1,10 V = EoRed Cu + 0,76 V ⇒ EoRed Cu = 0,34 V.

Si

Page 32: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

5

4 Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a. A igual molaridad, cuanto más débil es un ácido menor es el pH de sus disoluciones. b. A un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil. c. No existen disoluciones diluidas de un ácido fuerte.

a. Falso. Si es más débil está menos disociado, menor será la concentración de H3O+ que origina y mayor, por tanto, será su pH.

b. Verdadero: su constante de basicidad es inversa a la de acidez del ácido. Las constantes de equilibrio de un par conjugado están relacionadas mediante el producto iónico del agua de la forma: Kw = Ka· Kb , por lo que cuánto mayor sea la del ácido, menor será la de su base conjugada ya que el producto de las dos ha de valer siempre 10−14.

c. Falso: no tiene nada que ver la concentración con la fortaleza. Puede existir un ácido fuerte (clorhídrico, por ejemplo) de una concentración muy pequeña (0,01 M, por ejemplo).

5 El sulfuro de cinc al tratarlo con oxígeno reacciona según: 2 ZnS(s) + 3 O2(g) → 2 ZnO(s) + 2 SO2(g)

Si las entalpías de formación de las diferentes especies expresadas en kJ/mol son: (ZnS) : ―184’1; (SO2): ―70’9; (ZnO) : ―349’3.

a. ¿ Cuál será el calor, a presión constante de una atmósfera, que se desprenderá cuando reaccionen 17 gramos de sulfuro de cinc con exceso de oxígeno?

b. ¿Cuántos litros de SO2, medidos a 25 ºC y una atmósfera , se obtendrán? Datos: R= 0’082 atm·L·K‾1·mol‾1. Masas atómicas: O = 16; S = 32; Zn = 65’4.

a. Con los calores de formación del ZnS(s) , ZnO(s) y SO2(g), se puede calcular la entalpía de la reacción que interesa:

∆Hro = Σ(∆HfoProductos) - Σ(∆HfoReactivos) = 2∆HfoZnO + 2∆HfoSO2 - 2∆HfoZnS = -472,2 kJ A partir de la entalpía correspondiente a la reacción de 2 mol de ZnS, se calcula la entalpía de 17 g:

kJ41,2ZnSmol2

kJ472,2·ZnSg97,4ZnSmol1·ZnSg17 −=

b. A partir de los 17 g de ZnS:

22 SOL 4,26

at1K298·at·L/K·mol0,082·

ZnSmol2SOmoles2·

ZnSg97,4ZnSmol1·ZnSg17 =

6 En un recipiente de 1L, a 2000 K, se introducen 6’1·10‾3 moles de CO2 y una cierta cantidad de H2,

produciéndose la reacción: H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g)

Si cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es de 6 atm, calcule: a. Los moles iniciales de H2. b. Los moles en el equilibrio de todas las especies químicas presentes.

Datos: R= 0’082 atm·L·K‾1·mol‾1. KC = 4’4

a. Será fácil averiguar lo que habrá sabiendo lo que se ha consumido:

CO2(g) H2(g) CO(g) H2O(g) Totales Inicialmente 0,0061 n - - 0,0061 + n Reaccionan x x - - 2x Equilibrio 0,0061 - x n - x x x 0,0061 + n

Como se conocen las condiciones de equilibrio, se puede calcular el número de moles en el mismo y con él, el número de moles iniciales de hidrógeno:

6 at ·1 L = (0,0061 + n)· 0,082 (at·L/K·mol)· 2000 K; n = 0,0305 m H2 b. A partir del valor de la constante de equilibrio y de las cantidades iniciales se establece la

siguiente ecuación:

m;0,0058nnm;0,0247nm;0,0003n

0,0058x4,4x)x)·(0,0305(0,0061

xK

OHCOHCO

2

c

222====

=⇒=−−

=

Page 33: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

6

2001.2. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Sulfito de sodio b. Hidróxido de niquel (II) c. Propanal d. HBrO e. SnCl4 f. CH2=CHCH=CHCH3

a. Na2SO3 b. Ni(OH)2 c. CH3CH2CHO d. Ácido hipobromoso. Oxobromato (I) de hidrógeno. e. Tetracloruro de estaño. Cloruro de estaño (IV). Cloruro estánnico. f. 1,3-Pentadieno.

2 a. Escriba las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes: Al (Z = 13), Na+ (Z = 11), O2‾ (Z = 8).

b. ¿Cuáles son isoelectrónicos? c. ¿Cuál o cuáles tienen electrones desapareados?

a. Al: 1s22s22p63s23p1. Na+: 1s22s22p6 O2−: 1s22s22p6 b. El Na+ y el O2−, porque ambos poseen la misma distribución electrónica. c. Sólo el aluminio tiene un electrón desapareado, el de su orbital 3p. Al: 1s22s22px22py22pz23s23px1

3 Al calentar bicarbonato de sodio, NaHCO3, en un recipiente cerrado se establece el siguiente equilibrio: 2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)

Indique razonadamente, cómo se afectaría la posición del equilibrio si permaneciendo constante la temperatura:

a. Se retira CO2 del sistema. b. Se adiciona H2O al sistema. c. Se retira parte de NaHCO3 del sistema.

Según el Principio de Le Chatelier que sostiene que si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación, se pueden razonar las tres cuestiones anteriores:

a. Si se retira CO2 el sistema se desplazará de forma que se reponga el retirado, esto es, formando más CO2,o sea, hacia la derecha.

b. El resultado será justamente al contrario que en el caso anterior, para consumir el agua adicionada, el sistema evoluciona desplazándose hacia la izquierda, hacia la formación de NaHCO3.

c. Dado que se trata de un sólido, la concentración del mismo no varía porque se aumente o disminuya su cantidad, permanecerá constante y por tanto el equilibrio no se desplazará en sentido alguno.

4 Indique el tipo de hibridación que presenta cada uno de los átomos de carbono en las siguientes moléculas:

a. CH3C≡CCH3 b. CH3CH=CHCH3 c. CH3CH2CH2CH3

CH3C≡CCH3 CH3CH=CHCH3 CH3CH2CH2CH3

a. Hibridación sp en los carbonos centrales y sp3

en los extremos.

Hibridación sp2 en los carbonos centrales y sp3

en los extremos.

Hibridación sp3 en los cuatro carbonos.

Page 34: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

7

5 a. Calcule la variación de entalpía que se produce cuando se obtiene benceno a partir del acetileno (etino) según la reacción:

3C2H2(g) → C6H6(l) sabiendo que las entalpías de formación del acetileno gaseoso y del benceno líquido son 226’7 kJ/mol y 49’0 kJ/mol, respectivamente.

b. Calcule el calor producido, a presión constante, cuando se queman 100 g de acetileno gaseoso sabiendo que: ΔHfº(CO2(g)) = ―393’5 kJ/mol y ΔHfº (H2O(l)) = ―285’5 kJ/mol.

Masas atómicas: H = 1; C = 12.

a. Para cualquier reacción: ∆Hro = Σ(∆HfoProductos) - Σ(∆HfoReactivos)

En ésta: ∆Hro = ∆HfoBenceno - 3∆HfoAcetileno = - 631,1 kJ

b. La reacción de combustión del acetileno es: C2H2(g) + 5/2O2(g) → 2CO2(g) + H2O(l).

∆Hco = Σ(∆HfoProductos) - Σ(∆HfoReactivos) = 2∆HfoDióxido + ∆HfoAgua - ∆HfoBenceno = -1299,2 kJ/mol

kJ3.937,7HCmol2kJ1023,8·

HCg26HCmol1·HCg100

2222

2222 −=

6 Calcule: a. El pH de una disolución 0’1 M de ácido acético, CH3COOH, cuyo grado de disociación es 1’33%. b. La constante Ka del ácido acético

a. El ácido acético en agua libera protones según el equilibrio: CH3-COOH + H2O CH3-COO− + H3O+

CH3COOH CH3COO− H3O+

Inicial c - - Disociados cα - - Equilibrio c(1-α) cα cα

pH = -log [H3O+] = -log cα = -log 0,1 · 0,0133 = 2,87 b. Conocidas las concentraciones en el equilibrio, se calcula el valor de Ka:

Ka = [ ][ ][ ] =≈

−=

−+2

2

3

33 cαα)(1

cαCOOHCH

COOCHOH 1,79·10−5

Page 35: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

8

2001.2. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Ácido cloroso b. Yoduro de amonio c. Ciclohexano d. As2S3 e. KHCO3 f. CH3CH2COOCH2CH3

a. HClO2 b. NH4I c.

d. Trisulfuro de diarsénico. Sulfuro arsenioso. Sulfuro de arsénico (III). e. Hidrógenocarbonato potásico. Hidrógenotrioxocarbonato (IV) de potasio. Carbonato ácido de

potasio. f. Propanato de etilo. Propionato de etilo.

2 En una reacción en la que ΔH<0 y ΔS<0, se considera que ambas funciones termodinámicas permanecen constantes al cambiar la temperatura. Razone, en función de la temperatura, cuándo esta reacción:

a. Estará en equilibrio. b. Será espontánea.

a. Para que un proceso esté en equilibrio es necesario que ΔG = 0 ⇒ 0 = ΔH – TΔS ; ΔH = TΔS ; Como es exotérmica (ΔH < 0) con disminución del desorden (ΔS < 0) puede suceder que se cumpla la condición anterior y esto sucederá a la temperatura: T = ΔH /ΔS.

b. Para que sea espontánea ΔG < 0. Como el término que queda negativo en la expresión de ΔG es el entálpico, para que el resultado sea negativo ha de suceder que ΔH> TΔS. Esto sucederá cuando T < ΔH /ΔS, o sea, para temperaturas inferiores a la de equilibrio.

3 Cuatro elementos se designan arbitrariamente como A, B, C y D. Sus electronegatividades se muestran en la tabla siguiente:

Elemento A B C D Electronegatividad 3’0 2’8 2’5 2’1

Si se forman las moléculas AB, AC, AD y BD: a. Clasifíquelas en orden creciente por su carácter covalente. Justifique la respuesta. b. ¿Cuál será la molécula más polar? Justifique la respuesta.

a. El carácter covalente será mayor cuánto menor sea la diferencia de electronegatividad. Según Pauling, el porcentaje de carácter iónico en un enlace se puede calcular mediante la ecuación:

100·%2)(

=

− BA xx41--

e-1 iónico carácter

donde xA y xB son las electronegatividades de los elementos que se enlazan. Si se calcula este carácter para las moléculas AB, AC, AD y BD, se obtiene respectivamente los siguientes porcentajes: 1,0%, 6,1%, 18,3% y 11,53%. El carácter iónico crece por tanto en el orden:

AB < AC < BD < AD Como el carácter covalente es opuesto al iónico, el orden creciente de covalente será:

AD < BD < AC < AB b. La que forma A (máxima electronegatividad) con D (mínima electronegatividad). Al ser mayor la

diferencia de elctronegatividad, mayor será la polarización en el enlace que forma.

4 a. ¿Cuál es la concentración en HNO3 de una disolución cuyo pH es 1? b. Describa el procedimiento e indique el material necesario para preparar 100 mL de disolución de

HNO3 10‾2 M a partir de la anterior.

a. Si el pH vale 1, es porque [H3O+] = 10−1. Al ser un ácido fuerte en la disolución acuosa no habrá

Page 36: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

9

moléculas de HNO3 sino H3O+ y NO3− en concentración de 0,1 M

b. Como la disolución que se quiere preparar es 10 veces más diluida que la original, bastará con tomar 10 mL de la primera disolución y diluir con agua hasta 100 mL. Si no se aprecia esta relación se procede de forma general:

- Se comienza calculando la cantidad de soluto que necesitamos tener para preparar la disolución final ya que este soluto lo habremos de tomar de la disolución original:

333 HNOmoles 0,001L0,100·M0,01disoluciónV(L)·MHNOmoles

disoluciónV(L)HNOmoles

M ===⇒=

- Como el soluto que necesitamos se encuentra a su vez disuelto en agua, hemos de calcular la cantidad de disolución precisa para que contenga ese soluto:

original Disolución L0,01 M

HNO moles 0,001

MHNOmoles

disolución V(L) 3 ===1,0

3

- Se mide dicho volumen con un probeta, se vierte en un vaso de precipitados y se añade agua sin llegar a 100 mL. Se traspasa a un matraz aforado de 100 mL y se limpia con agua destilada la varilla, el vaso y el embudo utilizado, agua que se añade de nuevo al matraz. Por ultimo se enrasa hasta 100 mL.

5 En la reacción: Br2(g) 2Br(g)

la constante de equilibrio KC, a 1200 ºC, vale 1’04·10‾3 a. Si la concentración inicial de bromo molecular es 1 M, calcule la concentración de bromo atómico

en el equilibrio. b. ¿Cuál es el grado de disociación del Br2?

a. Si x es la cantidad de bromo que se disocia:

Br2 Br Inicialmente 1 - Reaccionan x - Equilibrio 1-x 2x

[ ][ ] [ ] m/L0,032Br0,016x01,04·10-x1,04·10

x-14xK -3-3-

2

c =⇒=⇒=+===−

− 2

2

23 4;10·04,1 x

BrBr

b. Se define el grado de disociación como el porcentaje de moles disociados respecto a los que inicialmente había, luego:

α = 0,016 moles disociados/1 mol inicial = 0,016 = 1,6%.

6 Por una cuba electrolítica que contiene cloruro de cobre (II) fundido, circula una corriente eléctrica de 3 A durante 45 minutos. Calcule:

a. La masa de cobre que se deposita. b. El volumen de cloro que se desprende, medido en condiciones normales.

Datos: F = 96500 C; Masa atómica: Cu = 63’5.

a. Con la intensidad y el tiempo, se calcula la carga que circula por la cuba y, con ésta, los equivalentes-gramo depositados.

Q = I·t = 3 A· 2700 s = 8100 C

g2,66geq2

g63,5·

C96500geq1

·C8100 =

b. Como los equivalentes de cloro desprendidos son los mismos que los de cobre depositados se hace igual que antes:

L0,94mol1

L22,4·Clgeq2

Clmol1·C96500geq1

·C 81002

2 =

Page 37: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

10

2001.3. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hipoyodito de sodio. b. Óxido de teluro (IV). c. Fenol d. LiCl e. CaH2 f. CH3CH2OCH2CH3

a. NaIO b. TeO2 c.

OH

d. Cloruro de litio. Cloruro de litio (I). Cloruro lítico. e. Dihidruro de calcio. Hidruro cálcico. Hidruro de calcio (II). f. Éter etílico. Dietiléter. Etoxietano.

2 Dadas las siguientes moléculas: CCl4, BF3 y PCl3. a) Represente sus estructuras de Lewis. b) Prediga la geometría de cada una de ellas según la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. c) Indique la polaridad de cada una de las moléculas.

CCl4 BF3 PCl3

a. Cl

C l C Cl Cl

F

B F F

Cl P Cl Cl

b. Es una molécula del tipo AB4, (cuatro pares de e− enlazantes),

tendrá forma tetraédrica. Cl

C Cl Cl

Cl

Es una molécula del tipo AB3, (tres pares de e−

enlazantes), tendrá forma triangular equilátera.

F

B F F

Molécula del tipo AB3E, (tres pares de e− enlazantes y uno no enlazante), pirámide triangular.

P Cl Cl

Cl c. Aunque estas dos moléculas tengan sus enlaces

polarizados, con dipolo dirigido hacia cada halógeno por ser éste más electronegativo que el carbono o que el boro respectivamente, la geometría de la molécula anula esos

dipolos de forma que la molécula será apolar.

En ésta los tres dipolos dirigidos hacia los cloros se suman y

darán un dipolo total no nulo dirigido hacia la base que

forman los cloros. Será polar.

3 La siguiente tabla presenta la variación de la constante de equilibrio con la temperatura para la síntesis del amoniaco según la reacción: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Temperatura(ºC) 25 200 300 400 500 KC 6·105 0’65 0’011 6’2·10‾4 7’4·10‾5

Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a. La reacción directa es endotérmica. b. Un aumento de la presión sobre el sistema en equilibrio favorece la obtención de amoniaco.

a. Al aumentar la temperatura, disminuye el valor de KP por lo que la reacción será exotérmica. Sea una reacción exotérmica (∆H < 0) en la que se aumenta la temperatura (T2 > T1). Según la ecuación de Van’t Hoff integrada:

⇒<

∆−⇒<−⇒<⇒>

∆−= 0

TTRH

TTTTT T Si ;

TTRH

KK

ln121212

1212P

P

1

2 110111111

↓↑

Page 38: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

11

121

2

1

2PP

P

P

P

P KKKK

KK

ln <⇒<⇒<⇒ 10

b. Verdadero: el equilibrio se deslaza a dónde menos moles gaseosos existan para contrarrestar el aumento de presión.

4 Dada reacción: N2O(g) → N2(g) + 1/2O2(g) ΔH = 43 kJ y ΔS = 80 J/K

a. Justifique el signo positivo de la variación entropía. b. Si se supone que esas funciones termodinámicas no cambian con la temperatura ¿será espontánea la

reacción a 27 ºC?

a. Por cada mol gaseoso que desaparece, aparecen 1, 5 moles de sustancias gaseosas. Aumenta el desorden y por tanto la entropía.

b. Basta con sustituir: ∆G = ∆H - T∆S = 43 kJ – 300 K·0,08 kJ/k = 19 kJ > 0. No será espontánea.

5 En una valoración, 31’25 mL de una disolución 0’1 M de Na2C2O4 (oxalato de sodio) en medio ácido consumen 17’38 mL de una disolución de KMnO4 de concentración desconocida. Sabiendo que el oxalato pasa a CO2 y el permanganato a Mn2+. a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón. b. Calcule la concentración de la disolución de KMnO4. Datos: Masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55.

a. La ecuación iónica sin ajustar es: C2O42− + MnO4

− + H+ → Mn2+ + CO2 Se oxida el oxalato: C2O42− → 2CO2 + 2e−

Se reduce el permanganato: MnO4− + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O

Para que el número de electrones intercambiados sea el mismo: 5 x (C2O42- → 2CO2 + 2e-)

2 x (MnO4− + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O)

2MnO4− + 16H+ + 5 C2O42− + 10e- → 2Mn2+ + 8H2O + 10CO2 + 10e-

A partir de la iónica, se completa la molecular: 2KMnO4 + 8H2SO4 + 5Na2C2O4 → 2MnSO4 + 8H2O + 10 CO2 + K2SO4 + 5Na2SO4

b. A partir de la cantidad de la cantidad de oxalato se calcula la de permanganato:

M0,072DUl0,01738OCNamol5

KMnOmol2·OCNaDUL1OCNamol0,1·OCNaDUL0,03125

422

4

422

422422

=

6 Se disuelven 23 g de ácido metanoico, HCOOH, en agua hasta obtener 10 litros de disolución. La concentración de iones H3O+ es 0’003 M. Calcule:

a. El pH de la disolución y el grado de disociación. b. La constante Ka del ácido.

Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.

a. Suponiendo un grado de disociación α y calculando previamente la concentración inicial:

M0,05DUL 10HCOOHg 46HCCOHmol1·HCCOHg 23

=

H-COOH H-COO− H3O+

Inicial 0,05 - - Disociados 0,05α - - Equilibrio 0,05(1-α) 0,05α 0,05α

pH = -log [H3O+] = -log 0,003 = 2,52 α = [H3O+]/c = 0,003/0,05 = 0,06 = 6%

b. Ka = [ ][ ]====

+

0,06-10,05·0,06

)-(1c

)-c(1)c

HCOOHOHHCOO 222

3-

αα

αα(· 1,9·10-4

Page 39: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

12

2001.3. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Perclorato de cromo (III) b. Nitrato de paladio (II) c. Propanona d. H2SO3 e. CsOH f. CH3CH2Br

a. Cr(ClO4)3 b. Pd(NO3)2 c. CH3COCH3 d. Ácido sulfuroso. Trioxosulfato (IV) de hidrógeno. e. Hidróxido de cesio. Hidróxido de cesio (I). Hidróxido césico. f. Bromoetano. Bromuro de etilo.

2 Los elementos X, Y y Z tienen números atómicos 13, 20 y 35, respectivamente. a. Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos. b. ¿Serían estables los iones X2+,Y2+ y Z2‾ ? Justifique las respuestas.

a. Al (Z = 13) : 1s22s22p63s23p1 o [Ne]3s23p1 Ca (Z = 20) :1s22s22p63s23p64s2 o [Ar]4s2

Br (Z = 35) : 1s22s22p63s23p64s23d104p5 o [Ar]4s23d104p5 b. Z2‾ (Br2‾) será el más inestable de los tres, el elemento Z tendrá sólo un ión estable, aquel con el

que consigue la configuración electrónica de gas noble: Z‾ (bromuro). X2+ tampoco lo será. X formará dos iones estables: X+ y X3+, siendo el último de ellos el más

estable con diferencia, que corresponde al ión Al3+. Pero nunca formará el X2+. Y2+ si lo será (corresponde al Ca2+) porque fácilmente perderá sus dos electrones del orbital 4s

para conseguir configuración de gas noble.

3 Explique cuál o cuáles de las siguientes especies químicas, al disolverse en agua, formará disoluciones con pH menor que siete.

a. HF. b. Na2CO3. c. NH4Cl.

a. La de HF sí, porque en su disociación produce hidrogenoiones y su disolución tendrá carácter ácido:

HF + H2O F− + H3O+ b. No. Ocurre todo lo contrario. Los iones Na+ no producen reacciones de hidrólisis y los iones

carbonato generan iones OH− al reaccionar con el agua. Será una disolución básica. CO32− + H2O HCO3

− + OH− c. La de cloruro amónico sí tendra carácter ácido porque el ión amonio en su hidrólisis genera

hidrógenoiones. El ión cloruro no se hidroliza: NH4+ + H2O NH3 + H3O+

4 Complete las siguientes reacciones e indique el tipo al que pertenecen: a. CH≡CH + HCl → b. BrCH2-CH2Br (KOH/Etanol) → 2 KBr + c. CH3CH2CH3 + Cl2 (hν) → HCl +

a. CH≡CH + HCl → CH2=CHCl (Adición electrófila) b. BrCH2-CH2Br (KOH/Etanol) → 2 KBr + CH2=CH2 (Eliminación) c. CH3CH2CH3 + Cl2 (hν) → HCl + CH3CH2CH2Cl (Sustitución radicalaria)

5 En un recipiente de 10 litros se introducen 2 moles de compuesto A y 1 mol del compuesto B. Se calienta a 300 ºC y se establece el siguiente equilibrio:

A(g) + 3B(g) 2C(g)

Page 40: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

13

Sabiendo que cuando se alcanza el equilibrio el número de moles de B es igual al de C. Calcule: a. Las concentraciones de cada componente en el equilibrio. b. El valor de las constantes de equilibrio KC y KP a esa temperatura.

Datos : R= 0’082 atm·L·K‾1·mol‾1.

a. Haciendo un pequeño ejercicio de razonamiento se puede completar la siguiente tabla fácilmente: A(g) + 3B(g) 2C(g)

A B C Inicial 0,2 0,1 -

Disociados x Se gasta el triple que de A, luego: 3x -

Equilibrio 0,2 − x 0,1 − 3x Se produce doble que de A, luego 2x

Como en el equilibrio [B] = [C] ⇒ 0,1 – 3x = 2x; x = 0,1/5 (mol/L) = 0,02 m/L. En el equilibrio: [A] = 0,18 mol/L; [B] = [C] = 0,04 mol/L.

b. Aplicando la definición de constante de equilibrio: [ ]

[ ][ ]2-2Δn

cp2-

3

2

3

2

c at 0,0632·573)138,9(0,08(RT)KK;(m/L) 138,9)0,18·(0,04

0,04BA

CK ====== −

6 Dada la reacción: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

a. Determine la cantidad de calor, a presión constante, que es necesario suministrar para descomponer 3 kg de carbonato de calcio.

b. ¿Qué cantidad de carbonato de calcio se deberá utilizar para producir 7 kg de óxido de calcio si el rendimiento es del 90%?

Datos: Entalpías de formación (en kJ/mol): ( CaCO3) = –1209’6; (CO2) = –393’3; (CaO) = – 635’1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; Ca = 40.

a. La entalpía de cualquier reacción se define como: ∆Hro = Σ(∆HfoProductos) - Σ(∆HfoReactivos)

En este caso: ∆Hro = ∆HfoCaO + ∆HfoCO2 - ∆HfoCaCO3 = – 635’1 kJ + (–393’3 kJ) – (–1209’6 kJ) = 181,2 kJ/mol

kJ5436CaCOmol1

kJ181,2·CaCOg100CaCOmol1·CaCOkg3000

33

33 =

b.

33 CaCOg13889

reales 90teóricosg 100

·CaOg56

CaCOg100CaO·kg7000 =

Page 41: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

14

2001.4. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Óxido de magnesio b. Cromato de mercurio (I) c. 3-Etil-3-metilpentano d. PbSO4 e. PH3 f. CH3COCH2CH3

a. MgO b. Hg2CrO4 c. CH3CH2C(CH2CH3)2

CH3 d. Sulfato de plomo (II). Sulfato plumboso. Tetraoxosulafato (VI) de plomo (II). e. Fosfina. Trihidruro de fósforo. f. Butanona. Etilmetilcetona.

2 Dadas las moléculas CH4, C2H2, C2H4, razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a. En la molécula C2H4 los dos átomos de carbono presentan hibridación sp3. b. El átomo de carbono de la molécula CH4 posee hibridación sp3. c. La molécula de C2H2 es lineal.

a b c Falso. presentan hibridación sp2, con un orbital p sin hibridar para que se pueda formar el doble enlace por encima y por debajo del plano que forman los híbridos.

Verdadero: con los cuatro orbitales híbridos dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular.

Verdadero: presenta una hibridación sp en la que los orbitales híbridos forman entre sí un ángulo de 180º.

3 Dadas las siguientes reacciones (sin ajustar): CaO + H2O → Ca(OH)2

Ag + HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O Razone:

a. Si son de oxidación-reducción. b. ¿Qué especies se oxidan y qué especies se reducen?

a) La primera no es redox ya que no cambian sus estados de oxidación. La segunda si es: Ag → Ag+ y N5+ → N4+

b) La plata es el reductor porque se oxida: Ag → Ag+ + 1e- El ácido nítrico es el oxidante porque se reduce: NO3- + 2H+ + 1e- → NO2 + H2O

4 Tenemos 250 mL de una disolución de KOH 0’2 M. a. ¿Cuántos moles de KOH hay disueltos? b. ¿Cuántos gramos de KOH hay disueltos? c. Describa el procedimiento e indique el material necesario para preparar la disolución.

Masas atómicas: H = 1; O = 16; K = 39.

Page 42: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

15

a. 0,25 L· (0,2 m/L) = 0,05 moles de KOH. b. 0,05 moles· (56 g/mol) = 2,8 g de KOH. c. Se procede:

• Se pesan 2,8 g de KOH utilizando un pesasustancias. • Se disuelven en un vaso de precipitados en una cantidad de agua destilada muy inferior

al volumen de la disolución que se quiere preparar. • Se observa si se calienta y si es así se vierte la disolución en un matraz aforado de 250 mL

cuando esté fría. • Se enjuaga la varilla y el vaso utilizado con agua destilada y esta agua se vierte también

al matraz, enrasando después hasta 250 mL.

5 La reacción entre la hidracina (N2H4) y el peróxido de hidrógeno (H2O2) se utiliza para la propulsión de cohetes:

N2H4(l) + 2 H2O2(l) → N2(g) + 4 H2O(l) ΔH = ―710 kJ Las entalpías de formación de H2O2(l) y del H2O(l) son –187’8 kJ/mol y –285’5 kJ/mol,respectiva- mente.

a. Calcule la entalpía de formación de la hidracina. b. ¿Qué volumen de nitrógeno, medido a –10ºC y 50 mm de mercurio, se producirá cuando

reaccionen 64 g de hidracina? Datos: R = 0’082 atm·L·K‾1·mol‾1. Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16.

a. Como la entalpía de cualquier reacción se puede calcular de la forma: ∆Hro = Σ(∆HfoProductos) - Σ(∆HfoReactivos)

∆Hro = 4∆HfoAgua - 2∆HfoPeróxido - ∆HfoHidracina -710 kJ = 4m·(-285,5 kJ/mol) – 2 m·(-187,8 kJ/mol) - ∆HfoHidracina

∆HfoHidracina = 56,4 kJ/mol b.

( ) L653,5at0,066

K·263at·L/K·mol0,082·HNmol1

Nmol1·HNg32HNmol1·HNg64

42

2

42

4242 =

6 A 200 ºC y 2 atmósferas el PCl5 se encuentra disociado en un 50%, según el siguiente equilibrio: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

Calcule: a. La presión parcial de cada gas en el equilibrio. b. Las constantes KC y KP a esa temperatura.

Datos: R= 0’082 atm·L·K‾1·mol‾1.

a. Suponiendo n moles iniciales: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

PCl5 PCl3 Cl2 Total Inicial n - - Disociados nα - - Equilibrio n(1-α) nα nα n(1+α)

at.0,667Pα1

αPα)n(1

nαPPat;0,667Pα1α1P

α)n(1α)n(1P

235 ClPClPCl =+

=+

===+−

=+−

=

b.

[ ] m/l 0,0172/K·m)·473K0,082(at·l0,67at·(RT)KK

0,67at2at0,51

0,5Pα1

α

Pα)n(1α)n(1

Pα)n(1

P·PP

K

1Δnpc

2

2

2

22

2

PCl

ClPClp

5

23

===

=−

=−

=

+−

+

==

−−

Page 43: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

16

2001.4. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hidróxido de bario b. Permanganato de litio c. Dietil éter d. Ca3(PO4)2 e. B2O3 f. CH3CH2CH2Cl

a. Ba(OH)2 b. LiMnO4 c. CH3CH2OCH2CH3 d. Fosfato cálcico. Bis(tetraxofosfato (V)) de tricalcio. e. Trióxido de diboro. Óxido de boro (III). f. 1-Cloropentano.

2 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas pertenecientes a elementos neutros: A (1s2 2s2 2p2); B (1s2 2s2 2p5); C (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1); D (1s2 2s2 2p4).

Indique razonadamente: a. El grupo y periodo al que pertenece cada elemento. b. El elemento de mayor y el de menor energía de ionización. c. El elemento de mayor y el de menor radio atómico.

a. A: 2º período y grupo 14 (Carbono). B: 2º período, grupo 17 (Flúor). C: 4º período, grupo 1 (Potasio). D: 2º período, grupo 16 (Oxígeno).

b. Como la energía de ionización decrece con el tamaño, el de menor energía de ionización será el C (K) y el de mayor será el B (F).

c. Dado que el tamaño del átomo viene dado fundamentalmente por el número cuántico principal, el mayor será el D (K). Los otros tres pertenecen a un mismo período en el que debido al aumento de carga nuclear efectiva y, por tanto, mayor atracción entre los electrones y el núcleo, a medida que se avanza hacia la derecha en el período disminuirá el radio atómico por lo que el más pequeño será el B (F).

3

a. Ea cataliz. = 80 kJ – 40 kJ = 40 kJ. b. ∆H = HProductos – HReactivos = 20 kJ – 40 kJ = − 20 kJ c. La velocidad de reacción aumenta con la temperatura, ya que al aumentar ésta, aumenta la

energía cinética de las partículas y con ello también aumenta el número de choques eficaces.

4 Complete las siguientes reacciones e indique de qué tipo son: a. CH3CH=CH2 + HBr → b. CH3CH2CH3 + Cl2 (hν) → c. CH≡CH + H2 ( Pt/Pd) →

a. CH3CH=CH2 + HBr → CH3CHBrCH3

0

20

40

60

80

100

120

kJ

Reactivos

Productos

La figura muestra dos caminos posibles para una cierta reacción. Uno de ellos corresponde a la reacción en presencia de un catalizador:

a. ¿Cuál es el valor de la energía de activación de la reacción catalizada?

b. ¿Cuál es el valor de la entalpía de la reacción ?

c. ¿Qué efecto producirá un aumento de la temperatura en la velocidad de la reacción?

Page 44: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

17

b. CH3CH2CH3 + Cl2 (hν) → CH3CH2CH2Cl + HCl c. CH≡CH + H2 ( Pt/Pd) → CH2=CH2

5 Una disolución acuosa de ácido clorhídrico tiene una riqueza en peso del 35% y una densidad de 1’18 g/cm3. Calcule:

a. El volumen de esa disolución que debemos tomar para preparar 500 mL de disolución 0’2 M de HCl.

b. El volumen de disolución de NaOH 0’15 M necesario para neutralizar 50 mL de la disolución diluida del ácido.

Datos: Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5.

a. Llamando DU2 al disolución que se quiere preparar y DU1 a la disolución original de donde se parte:

11

11

22 DUml8,84

DUg1,18DUml1·

SOg35DUg100

·SOmol1SOg36,5

·DUL1

SOm0,2·DUL0,5 =

b. HCl + NaOH → NaCl + H2O Como el número de moles de clorhídrico y el de sosa son iguales:

Nº moles de ácido = Nº moles de base MDisolución ácido· VDisolución ácido = MDisolución base · VDisolución base

0,2 (m/L)· 0,05 L = 0,15 (m/L) · V ⇒ V = 0,067 L de disolución de NaOH

6 El principal método de obtención del aluminio comercial es la electrolisis de las sales de Al3+ fundidas. a. ¿Cuántos culombios deben pasar a través del fundido para depositar 1kg de aluminio? b. Si una célula electrolítica industrial de aluminio opera con una intensidad de corriente de 40.000

A. ¿Cuánto tiempo será necesario para producir 1 kg de aluminio? Datos: Faraday = 96500 C. Masa atómica: Al = 27.

a. Sabiendo, según las leyes de Faraday, que cada equivalente-gramo de sustancia que se deposita necesita 1 faraday (96500 C):

Cul.10.722.222Algeq1C96500·

Alg27Algeq3

Al·g1000 =−

b. t = Q/I = 10.722.222 C/40.000 A = 268 s

Page 45: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

18

2001.5. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Sulfuro de hidrógeno b. Nitrito de plata c. Clorobenceno d. Mn(OH)2 e. H2SeO3 f. CH3CHO

a. H2S b. AgNO2 c.

Cl

d. Dihidróxido de manganeso. Hidróxido manganoso. Hidróxido de manganeso (II). e. Ácido sulfuroso. Trioxosulfato (IV) de hidróegeno. f. Etanal. Acetaldehído.

2 Los átomos neutros X, Y, Z, tienen las siguientes configuraciones: X=1s22s2p1; Y=1s22s2p5; Z=1s22s2p63s2.

a. Indique el grupo y el periodo en el que se encuentran. b. Ordénelos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad. c. ¿Cuál es el de mayor energía de ionización?

a. X : 2º período, grupo 13) (Boro); Y : 2º período, grupo 15) (Nitrógeno); Z : 3º período, grupo 2) (Magnesio).

b. La electronegatividad es la tendencia de los átomos a atraer hacía los electrones que forman un enlace en una molécula. Será mayor cuánto más pequeño sea el átomo (más cerca estarán del núcleo) y cuánto más cercana esté su configuración electrónica a la de gas noble, Luego:

εZ < εX < εY (εMg < εB < εN ) c. Aquel en el que sea más difícil arrancar un electrón en estado gaseoso y fundamental según la

definición de energía de ionización, éste será el de menor tamaño, donde los electrones están más cercanos del núcleo y por tanto más atraídos: Y. (Nitrógeno).

3 a. ¿Cuál es el pH de 50 mL de una disolución de HCl 0’5 M? b. Si añadimos agua a los 50 mL de la disolución anterior hasta alcanzar un volumen de 500 mL,

¿cuál será el nuevo pH? c. Describa el procedimiento a seguir y el material necesario para preparar la disolución más

diluida.

a. pH = -log [ H3O+] = -log 0,5 = 0,3 b. Como la disolución es 10 veces más diluida, la concentración de H3O+ es 10 veces menor y el pH

será una unidad mayor. pH = -log [ H3O+] = -log 0,05 = 1,3

c. Se procede: • Con una probeta se miden los 50 mL de la primera disolución. • Se disuelven en un vaso de precipitados en una cantidad de agua destilada muy inferior

al volumen de la disolución que se quiere preparar. • Se observa si se calienta y si es así se vierte la disolución en un matraz aforado de 500 mL

cuando esté fría. • Se enjuaga la varilla y el vaso utilizado con agua destilada y esta agua se vierte también

al matraz, enrasando después hasta 500 mL.

4 Dado el equilibrio: H2O(g) + C(s) CO(g) + H2(g) ∆H > 0

Señale, razonadamente, cuál de las siguientes medidas produce un aumento de la concentración de monóxido de carbono:

Page 46: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

19

a. Elevar la temperatura. b. Retirar vapor de agua de la mezcla en el equilibrio. c. Introducir H2 en la mezcla en equilibrio.

a. Si conviene elevar la temperatura porque se favorece el sentido endotérmico de la reacción , se desplaza el equilibrio hacia la derecha y se forma, por tanto, monóxido de carbono.

b. No, porque si se retira vapor de agua, el sistema intenta generarlo desplazando el equilibrio hacia la izquierda y consumiendo, por tanto, monóxido de carbono.

c. Introducir hidrógeno provoca el mismo efecto que retirar vapor de agua. El sistema evolucionará gastando el hidrógeno introducido, desplazándose hacia la izquierda y consumiendo, por tanto, monóxido de carbono.

5 El KMnO4, en medio ácido sulfúrico, reacciona con el H2O2 para dar MnSO4, O2, H2O y K2SO4. a. Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón. b. ¿Qué volumen de O2 medido a1520 mm de mercurio y 125 ºC se obtiene a partir de 100 g de

KMnO4? R= 0’082 atm·L·K‾1·mol‾1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; K = 39; Mn = 55.

a. La ecuación molecular es: H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + H2O + K2SO4 Se oxida el peróxido de hidrógeno: H2O2 → O2 + 2H+ + 2e

Se reduce el permanganato: MnO4− + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O

Para que los electrones intercambiados sean los mismos: 5 x (H2O2 → O2 + 2H+ + 2e-)

2 x (MnO4− + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O)

2MnO4− + 16H+ + 5 H2O2 + 10e- → 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 + 10H+ + 10e-

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 → 2MnSO4 + 8H2O + 5O2 + K2SO4 b.

L25,82at2

K·398at·L/K·mol0,082·KMnOmol2

Omoles5·KMnOg158KMnOmol1·KMnOg100

4

2

4

44 =

de O2

6 Uno de los alimentos más consumido es la sacarosa C12H22O11. Cuando reacciona con el oxígeno se transforma en dióxido de carbono y agua desprendiendo 348’9 kJ/mol, a la presión de una atmósfera. El torrente sanguíneo absorbe, por término medio, 26 moles de O2 en 24 horas. Con esta cantidad de oxigeno:

a. ¿Cuántos gramos de sacarosa se pueden quemar al día? b. ¿Cuántos kJ se producirán en la combustión?

Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16

a. C12H22O11 + 12O2 → 12CO2 + 11H2O ∆H = − 348,9 kJ/mol

díaOHCg 741

OHCmol1OHCg 342

·O moles1

OHCmol1·día 1

O moles 26 112212

112212

112212

2

1122122 =

2

b.

kJ755,95OHCmol1

kJ 348,9·O moles1

OHCmol1·O moles 261122122

1122122 =

2

Page 47: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

20

2001.5. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hidrogenosulfato de potasio b. Óxido de vanadio (V) c. Ácido 2-metilpentanoico d. RbClO4 e. BaCl2 f. CH3CH2NHCH3

a. KHSO4 b. V2O5 c. CH3CH2CH2CH(CH3)COOH d. Perclorato de rubidio. Tetraoxoclorato (VII) de rubidio. e. Cloruro bárico. Cloruro de bario (II). Dicloruro de bario. f. Etilmetilamina. N-metiletanamina.

2 Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O. a. Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos. b. Ordene los compuestos anteriores de menor a mayor punto de ebullición. Justifique las

respuestas.

a. Enlace claramente iónico en fluoruro de cálcico porque está formado por un metal muy electropositivo y el no metal más electronegativo. Covalente en el dióxido de carbono con fuerzas de Van der Waals entre sus moléculas. Covalente en el agua con enlaces de hidrógeno entre sus moléculas.

b. Esta clasificación sirve para responder a la segunda cuestión. Un compuesto iónico tiene mayor punto de ebullición que un covalente molecular, y dentro de estos últimos, tendrá mayor punto de ebullición aquellos que poseen enlaces de hidrógeno intermoleculares frente a los que sólo presentan fuerzas de Van der Waals. Por tanto el punto de ebullición variará:

PEDióxido de carbono < PEAgua< PECloruro cálcico Los puntos de ebullición del dióxido de carbono y agua son respectivamente son: -78ºC y 100ºC. Sólo el de fusión del cloruro cálcico es 782ºC.

3 Para una reacción hipotética: A + B → C

en unas condiciones determinadas, la energía de activación de la reacción directa es 31 kJ, mientras que la energía de activación de la reacción inversa es 42 kJ.

a. Represente, en un diagrama energético, las energías de activación de la reacción directa e inversa. b. La reacción directa, ¿es exotérmica o endotérmica? Razone la respuesta. c. Indique cómo influirá en la velocidad de reacción la utilización de un catalizador.

a. b. Si la energía de activación de la

reacción directa es menor que la de la reacción inversa, la reacción, como se aprecia en el diagrama, ha de ser forzosamente exotérmica y su entalpía valdrá: 31 kJ – 42 kJ = − 11 kJ

c. La presencia de un catalizador rebaja la energía de activación,

4 Ponga un ejemplo de cada una de las siguientes reacciones: a. Adición a un alqueno.

Reactivos

Productos

42 kJ 31 kJ

ENERGÍ A

Coordenadas de reacción

Ea sin cataliz

Ea con cataliz

Page 48: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

21

b. Sustitución en un alcano. c. Deshidratación de un alcohol.

a. CH3CH=CH2 + HBr → CH3CHBrCH3 b. CH3CH2CH3 + Cl2 (hν) → CH3CH2CH2Cl + HCl c. CH3CHOHCH3 (H2SO4) → CH3CH=CH2 + H2O

5 Se disuelven 5 g de NaOH en agua suficiente para preparar 300 mL de disolución. Calcule: a. La molaridad de la disolución y el valor del pH. b. La molaridad de una disolución de HBr, de la que 30 mL de la misma son neutralizados con 25

mL de la disolución de la base. Masas atómicas: H = 1; O = 16; Na = 23.

a.

M 0,42 gNaOH40

NaOHmol1·DU L 0,3

NaOHg 5=

Como el NaOH está completamente disociado al ser una base fuerte, la concentración de hidroxilos será 0,42 M y por tanto:

pOH = − log 0,42 = 0,38 ⇒ pH = 13,62 b. Como el número de moles de bromhídrico y el de sosa son iguales:

HBr + NaOH → NaBr + H2O Nº moles de ácido = Nº moles de base

MDisolución ácido· VDisolución ácido = MDisolución base · VDisolución base MDisolución ácido · 0,03 L = 0,42 (m/L) · 0,025 L ⇒ MDisolución ácido = 0,35 M

6 Se introduce una mezcla de 0’5 moles de H2 y 0’5 moles de I2 en un recipiente de 1 litro y se calienta a la temperatura de 430 ºC. Calcule:

a. Las concentraciones de H2 , I2 y HI en el equilibrio, sabiendo que, a esa temperatura, la constante de equilibrio KC es 54'3 para la reacción:

H2(g) + I2 (g) 2HI(g) b. El valor de la constante KP a la misma temperatura.

a. Llamando x a los moles que se disocian, se construye la tabla:

H2 I2 HI Conc. Iniciales 0,5 0,5 - Reaccionan x x Equilibrio 0,5 − x 0,5 − x 2x

[ ][ ][ ] ( )

0,394xx-0,5

2x54,3;x0,5

4x54,3 ;HI

HIK 2

2

22

2=⇒=

−==

[H2] = [I2] = 0,106 m/L [HI] = 0,788 m/L b. Como ∆n = 0, las diferentes constantes de equilibrio tendrán el mismo valor:

Kc = Kp = 54,3

Page 49: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

22

2001.6. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Sulfuro de cinc b. Yodito de cesio c. 1,2-Dietilbenceno d. UO2 e. Sn(NO3)4 f. CH3CH2COOH

a. ZnS b. CsIO2 c. CH2CH3

CH2CH3

d. Dióxido de uranio. Óxido de uranio (IV). e. Nitrato estánnico. Tetraquis(trioxonitrato (V)) de estaño. f. Ácido propanoico. Ácido propiónico.

2 Dados los siguientes grupos de números cuánticos (n, l, m): (3, 2, 0); (2, 3, 0); (3, 3, 2); (3, 0, 0); (2, -1, 1); (4, 2, 0).

Indique: a. ¿Cuáles no son permitidos y por qué? b. Los orbitales atómicos que se corresponden con los grupos cuyos números cuánticos sean

posibles.

a. No son permitidos: • (2,3,0) porque el número cuántico secundario (l) ha de ser menor que el principal (n) • (3,3,2) por la misma razón. • (2,-1,1) porque el número cuántico secundario (l) no puede ser negativo.

b. Los permitidos corresponden los orbitales: • (3,2,0) Orbital 3d. • (3,0,0) Orbital 3s. • (4,2,0) Orbital 4d.

3 Se construye una pila, en condiciones estándar, con un electrodo de cobre y un electrodo de aluminio. a. Indique razonadamente cuál es el cátodo y cuál el ánodo. b. Calcule la f.e.m de la pila.

Datos: Potenciales estándar de reducción: Cu2+/Cu = 0’34 V; Al3+/Al = ―1’65 V.

a. El cátodo es el electrodo de Cu porque su Eo es mayor y será él ión Cu2+ el que se reduzca y el ánodo el de Al.

Cu2+ + 2e- → Cu Al → Al3+ + 3e-

b. Eo = EoRed Cu + EoOxid Al. = 0,34 V + 1,65 V = 1,99 V

4 Las fórmulas moleculares de tres hidrocarburos lineales son: C3H6, C4H10 y C5H12. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a. Los tres pertenecen a la misma serie homóloga. b. Los tres presentan reacciones de adición. c. Los tres poseen átomos de carbono con hibridación sp3.

a. Falso. El primero es un alqueno y los dos últimos son alcanos. b. Falso. Sólo los hidrocarburos insaturados presentan reacciones de adición, o sea, sólo el C3H6. c. Verdadero: en los dos alcanos todos los carbonos tienen hibridación sp3 y en el alqueno el

carbono que no forma parte del doble enlace.

5 Calcule: a. El pH de una disolución 0’03 M de ácido perclórico, HClO4, y el de una disolución 0’05 M de

NaOH.

Page 50: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

23

b. El pH de la disolución que resulta al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones anteriores (suponga que los volúmenes son aditivos).

a. Tanto el ácido perclórico (ácido fuerte) como el hidróxdio sódico (base fuerte) se disocian totalmente:

HClO4 + H2O → ClO4− + H3O+

pH = -log [H3O+] = -log 0,03 = 1,52 NaOH + H2O → Na+ + OH−

pH = 14 – pOH =14 + log [OH-] = 14 + log 0,05 = 12,7 b. Como hay m´s moles de sosa, ésta neutralizará al ácido y sobrará.

HClO4 + NaOH → NaClO4 + H2O

[ ] mol/L0,01L0,05L0,05

m/LL·0,030,05m/LL·0,050,05OH Exceso =+−

=−

pH = 14 + log [OH-] = 14 + log 0,01 = 12

6 En un recipiente de 2 litros que se encuentra a 25 ºC,se introducen 0’5 gramos de N2O4 en estado gaseoso y se produce la reacción :

N2O4(g) 2NO2(g) Calcule:

a. La presión parcial ejercida por el N2O4 en el equilibrio. b. El grado de disociación del mismo.

Datos: KP = 0’114. Masas atómicas: N = 14; O = 16.

a. Si llamamos x a la concentración de tetróxido que se disocia según: N2O4(g) 2NO2(g)

La concentración inicial de tetróxido es:

N2O4 NO2

Conc. Inicial 0,0027 - Reaccionan x - Conc. Equilibrio 0,0027 - x 2x

[ ]

[ ]

( ) at0,10K·298at·L/K·mm/L·0,0820,00413cRTV

nRTP

m/L0,00413ON0,0013xx0,0027

24x0,00466

0,00466K8/K·mol)·290,082(at·Lat·0,114(RT)pKK

tetróxido

42

1Δnc

====

=⇒=⇒−

=

=== −−

b. El grado de disociación es el porcentaje de moles disociados y como tal:

48%0,48inicialesmoles0,0027

disociadosmoles0,0013α ===

Page 51: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

24

2001.6. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Óxido de cobalto (III) b. Tetracloruro de titanio c. 1,2,4-Trimetilciclohexano d. SO2 e. HBrO3 f. CH3CH2NH2

a. Co2O3 b. TiCl4 c. CH3

CH3 CH3

d. Dióxido de azufre. Óxido de azufre (IV). e. Ácido brómico. Trioxobromato (V) de hidrógeno. f. Etilamina.

2 En función del tipo de enlace explique por qué: a. El NH3 tiene un punto de ebullición más alto que el CH4. b. El KCl tiene un punto de fusión mayor que el Cl2. c. El CH4 es insoluble en agua y el KCl es soluble.

a. Porque en el amoníaco existen enlaces de hidrógeno (por la elevada diferencia de electronegatividad entre el nitrógeno y el hidrógeno) y en el metano no.

b. Porque el KCl es un sólido cristalino con enlace iónico y el cloro (gaseoso) es una sustancia covalente con Fuerzas de Van der Waals muy débiles comparativamente.

c. Porque el metano es apolar y el cloruro potásico, al ser iónico, está muy polarizado.

3 Complete las ecuaciones siguientes e indique los pares ácido-base conjugados, según la teoría de Brönsted-Lowry:

a. CN‾ + H3O+ b. NH4+ + OH‾ c. NO2‾ + H2O

a. CN‾ + H3O+ HCN + H2O (Cianuro-Ácido cianhídrico) b. NH4+ + OH‾ NH3 + H2O (Amonio-Amoníaco) c. NO2‾ + H2O HNO2 + OH− (Nitrito-Ácido nitroso)

4 Para el siguiente equilibrio: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) ΔH>0

Indique, razonadamente, el sentido en que se desplaza el equilibrio cuando: a. Se agrega cloro gaseoso a la mezcla en equilibrio. b. Se aumenta la temperatura. c. Se aumenta la presión del sistema.

Según el Principio de Le Chatelier que sostiene que si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación, se pueden razonar las tres cuestiones anteriores:

a. Si se agrega cloro gaseoso a la mezcla en equilibrio, éste reaccionará consumiendo cloro y por tanto se desplazará hacia la izquierda.

b. El aumento de la temperatura favorece el sentido endotérmico de la reacción por lo que se desplazará hacia la derecha intentando consumir la energía comunicada.

c. Al aumentar la presión, el sistema evoluciona tratando de disminuir la misma, esto se consigue desplazando el equilibrio hacia donde menos moles de sustancia gaseosa existan, o sea, a la izquierda.

Page 52: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

25

5 Las entalpías de formación del agua líquida y del dióxido de carbono gas son respectivamente, – 285’5 kJ/mol y – 393’5 kJ/mol a 25 ºC y la entalpía de combustión del acetileno es – 1295’8 kJ/mol.

a. Calcule la entalpía de formación del acetileno si consideramos que el agua formada en la combustión está en estado líquido.

b. Sabiendo que la entalpía de formación del etano es – 84’6 kJ/mol, calcule la entalpía de hidrogenación del acetileno según la reacción:

C2H2(g) + 2H2(g) → C2H6(g)

a. Como la entalpía de cualquier reacción se puede calcular de la forma: ∆Hro = Σ(∆HfoProductos) - Σ(∆HfoReactivos)

Para la reacción: C2H2(g) + 5/3O2(g) → 2CO2(g) + H2O(l) ∆Hro = ∆HfoAgua + 2∆Hfodióxido - ∆HfoAcetileno

−1295 kJ = −285,5 kJ/mol) + 2· (−393,5 kJ) − ∆HfoAcetileno

∆HfoAcetileno = 222,5 kJ/mol b.

C2H2(g) + H2(g) → C2H6(g) ∆Hro = ∆HfoEtano − ∆HfoAcetileno = − 84,6 kJ – 222,5 kJ = − 307,1 kJ

6 En medio ácido sulfúrico, el permanganato de potasio reacciona con Fe (II) según: KMnO4 + FeSO4 + H 2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

a. Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b. Calcule el número de moles de sulfato de hierro (III) que se obtienen cuando reaccionan 79 g de

permanganato de potasio con la cantidad necesaria de Fe (II). a. Masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55.

a. La ecuación molecular es: FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Se oxida el ión ferroso: Fe2+ → Fe3+ + 1e− Se reduce el permanganato: MnO4

− + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O Para que los electrones intercambiados sean los mismos, bastaría con multiplicar la semireacción del ferroso por 5, pero como el hierro figura en la reacción ha de ser múltiplo de dos, se multiplica la de hierro por 10 y la del permanganato por 2:

10 x (Fe2+ → Fe3+ + 1e-) 2 x (MnO4

− + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O) MnO4

− + 16H+ + 10Fe2+ + 10e- → 2Mn2+ + 8H2O + 10Fe3+ + 10e- 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O

b.

3424

342

4

44 )(SOFemol1,25

KMnOmol2)(SOFemol5·

KMnOg158KMnOmol1·KMnOg79 =

Page 53: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

SELECTIVIDAD 2002.

EXÁMENES RESUELTOS

El examen consta de dos opciones A y B. El alumno deberá desarrollar una de ellas completa sin mezclar cuestiones de ambas, pues, en este caso, el examen quedaría anulado y la puntuación global en Química sería cero. Cada opción (A o B) consta de seis cuestiones estructuradas de la siguiente forma: una pregunta sobre nomenclatura química, tres cuestiones de conocimientos teóricos o de aplicación de los mismos que requieren un razonamiento por parte del alumno para su resolución y dos problemas numéricos de aplicación. Valoración de la prueba:

• Pregunta nº 1. o Seis fórmulas correctas............................... 1'5 puntos. o Cinco fórmulas correctas............................ 1'0 puntos. o Cuatro fórmulas correctas.......................... 0'5 puntos o Menos de cuatro fórmulas correctas........... 0'0 puntos.

• Preguntas nº 2, 3 y 4 ......................................... Hasta 1'5 puntos cada una. • Preguntas nº 5 y 6 ............................................. Hasta 2'0 puntos cada una.

Cuando las preguntas tengan varios apartados, la puntuación total se repartirá, por igual, entre los mismos. Cuando la respuesta deba ser razonada o justificada, el no hacerlo conllevará una puntuación de cero en ese apartado. Si en el proceso de resolución de las preguntas se comete un error de concepto básico, éste conllevará una puntuación de cero en el apartado correspondiente. Los errores de cálculo numérico se penalizarán con un 10% de la puntuación del apartado de la pregunta correspondiente. En el caso en el que el resultado obtenido sea tan absurdo o disparatado que la aceptación del mismo suponga un desconocimiento de conceptos básicos, se puntuará con cero. En las preguntas 5 y 6, cuando haya que resolver varios apartados en los que la solución obtenida en el primero sea imprescindible para la resolución de los siguientes, se puntuarán éstos independientemente del resultado de los anteriores. La expresión de los resultados numéricos sin unidades o unidades incorrectas, cuando sean necesarias, se valorará con un 50% del valor del apartado. La nota final del examen se redondeará a las décimas de punto.

Page 54: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2002.1. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Sulfuro de hidrógeno. b. Óxido de vanadio (V). c. Ácido 3-metilbutanoico. d. K2SO3 e. Hg(OH)2 f. CH3CH2CHO

a. H2S b. V2O5 c. CH3CH(CH3)CH2COOH d. Sulfito potásico. Trioxosulfato (IV) de dipotasio. e. Hidróxido de mercurio (II). Hidróxido mercúrico. Dihidróxido de mercurio. f. Propanal.

2 a. Escriba las configuraciones electrónicas de los iones siguientes: Na+(Z=11) y F−(Z = 9). b. Justifique que el ion Na+ tiene menor radio que el ion F−. c. Justifique que la energía de ionización del sodio es menor que la del flúor.

a. Na+(Z=11) : 1s22s22p6 y F−(Z = 9) : 1s22s22p6. b. El átomo de sodio (ratómico sodio = 186 pm) es mucho más grande que el de cloro (ratómico cloro = 99

pm), pero la reducción que sufre el sodio al perder el único electrón de su tercer nivel energético y el aumento de tamaño que sufre el átomo de cloro cuando capta un electrón y por tanto aumentar las repulsiones entre ellos, hace que este orden se invierta en los respectivos iones: riónico sodio = 95 pm < riónico cloro =181 pm.

c. Es razonable porque el átomo de flúor es mucho más pequeño que el de sodio y por tanto sus electrones estarán mucho más atraídos por el núcleo. EI Flúor = 1681 kJ/mol > EI Sodio = 495 kJ/mol

3 El nitrógeno y el hidrógeno reaccionan según la siguiente ecuación química: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH < 0

Indique, razonadamente, qué ocurrirá cuando una vez alcanzado el equilibrio: a) Se añade N2 b) Se disminuye la temperatura. c) Se aumenta el volumen del reactor, manteniendo constante la temperatura.

El Principio de Le Chatelier dice que si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores externos (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. Atendiendo a él, se pueden razonar las tres cuestiones anteriores:

a. Si se añade nitrógeno, para consumir el que se adiciona, el sistema evoluciona desplazando el equilibrio hacia la derecha, hacia la formación de amoníaco.

b. Una disminución de la temperatura favorece el sentido exotérmico de la reacción, ya que el sistema tenderá a generar calor para contrarrestar la bajada de temperatura. Se desplaza por tanto hacia la derecha.

c. Un aumento de volumen del reactor provoca una disminución de la presión en el interior del mismo y el sistema evoluciona aumentando dicha presión. Para ello se desplazará hacia la izquierda porque por cada 2 moles de gas que desaparecen de los productos, aparecen cuatro de reactivos. Aumenta el número de moles gaseosos y por ende, aumenta la presión.

4 Los compuestos CH3CH2OH y CH3CH2CH3 tienen masas moleculares similares. Indique, justificando la respuesta:

a. Cuál tiene mayor punto de fusión. b. Cuál de ellos puede experimentar una reacción de eliminación y escríbala.

a. El etanol, porque posee enlaces de hidrógeno entre sus moléculas. b. El etanol, puede deshidratarse, eliminando agua de su molécula para producir un alqueno: eteno.

CH3CH2OH (H2SO4/H+) → CH2=CH2 + H2O

Page 55: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

5 a. Represente el ciclo de Born-Haber para el fluoruro de litio. b. Calcule el valor de la energía reticular del fluoruro de litio sabiendo:

o Entalpía de formación del [LiF(s)] = –594’1 kJ/mol o Energía de sublimación del litio = 155’2 kJ/mol o Energía de disociación del F2 = 150’6 kJ/mol o Energía de ionización del litio = 520’0 kJ/mol o Afinidad electrónica del flúor = –333’0 kJ/mol.

a. Qf

+

SLi (D/2)F2 Uo + P.I.Li + A.E.F

b.

kJ/m1011,6U

UkJ/m)333,0(kJ/m520,0kJ/m150,621kJ/m155,2kJ/m594,1

UAEPID21S Δ

o

o

of

−=

+−+++=−

++++=

6 En una disolución acuosa de HNO2 0’2 M, calcule: a. El grado de disociación del ácido. b. El pH de la disolución.

Dato: Ka = 4’5.10-4.

a. Llamando α al grado de disociación del ácido nitroso, que se disocia en agua según: HNO2 + H2O NO2- + H3O+

HNO3 NO2- H3O+ Inicial 0, 2 - - Disocian 0,2α - - Equilibrio 0,2(1- α) 0,2α 0,2α

010·5,410·5,42,0;1

20105,4 4422

4 =−+−

= −−− αααα,·

Resolviendo la ecuación de segundo grado, se obtienen dos soluciones de las que una es absurda porque es negativa. La positiva es:

α = 0,046 = 4,6% b. Por definición:

pH = −log[H3O+] = − log cα = −log 0,2· 0,046 = 2,03

Li(s) 1/2F2(g)

Li(g) F(g) Li+(g) F−(g)

LiF (cristal)

Page 56: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2002.1. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Nitrito de hierro (II) b. Peróxido de cobre (II) c. 3-Pentanona d. LiH e. K2HPO4 f. CH3COOCH2CH3

a. Fe(NO2)2 b. CuO2 c. CH3CH2COCH2CH3 d. Hidruro de litio (I). Hidruro lítico. Hidruro de litio. e. Hidrógenotetraoxofosfato (V) de dipotasio. Fosfato ácido de potasio. Hidrógenofosfato potásico. f. Etanato de etilo. Acetato de etilo.

2 a. ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio? b. ¿Cuántos átomos de aluminio hay en 0’5 g de este elemento? c. ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0’5 g de tetracloruro de carbono?

Masas atómicas: C = 12; Na = 23; Al = 27; Cl = 35’5

a. Como en un mol de sodio hay 6,023·1023 átomos de sodio, la masa del átomo se puede calcular:

g3,82·10átomos6,023·10

g23 2323

−= /átomo

b. Como en un mol de aluminio hay 6,023·1023 átomos de aluminio y pesa 27 g:

Alátomos1,11·10g27

Alátomos6,023·10Al·g0,5 2223

=

c. Como en un mol de CCl4 hay 6,023·1023 moléculas de CCl4 y pesa 154 g:

4214

23

4 CClmoléculas1,95·10g154

CClmoléculas6,023·10·CClg0,5 =

3 Dadas las sustancias PCl3 y CH4: a. Represente sus estructuras de Lewis b. Prediga la geometría de las moléculas anteriores según la teoría de Repulsión de Pares de

Electrones de la Capa de Valencia. c. Indique la hibridación que presenta el átomo central en cada caso.

CH4 PCl3

a. H

H C H H

Cl

P Cl Cl

b. Es una molécula del tipo AB4, (cuatro pares de e− enlazantes), tendrá forma tetraédrica.

Es una molécula del tipo AB3E, (tres pares de e− enlazantes y uno no enlazante), tendrá

forma de pirámide triangular.

c. Hibridación sp3 en el carbono Hibridación sp3 en el fósforo

4 a. Qué volumen de una disolución 0’1 M de ácido clorhídrico se necesitará para neutralizar 50 mL de una disolución 0’05 M de hidróxido de sodio.

b. Escriba la reacción de neutralización.

P

Cl Cl

Cl

Page 57: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

c. Describa el procedimiento e indique el material necesario para llevar a cabo la valoración anterior

a. NaOH + HCl → NaCl + H2O

b. HClDUL0,025HClmol0,1

DUL1·NaOHmol1

HClmol1·DUL1NaOHm0,05NaOH·DUL0,05 =

c. Se prepara 50 ml de disolución de NaOH 0,05 M y se vierte en un erlenmeyer. Se monta la bureta mediante la pinza en el soporte metálico y con agua comprueba su buen funcionamiento y se llena con la ayuda del embudo de la disolución de HCl 0,1 M, que se ha preparado previamente, y se enrasa correctamente. Se añade a la disolución de NaOH unas gotas del indicador apropiado que, tratándose de ácido fuerte y base fuerte, podrá ser cualquiera que vire su color en un intervalo de pH de 3 a 11 aproximadamente. A continuación, y sin dejar de agitar la disolución contenida en el erlenmeyer, se va dejando caer lentamente la disolución de la bureta hasta que se produzca el cambio de color. (Para ver mejor el cambio de color, se coloca debajo del matraz un folio y cuando se empiece a ver como se colorea la zona donde cae la disolución, se procede muy lentamente y sin dejar de agitar).

5 En un recipiente de 10 L se hacen reaccionar, a 450ºC, 0’75 moles de H2 y 0’75 moles de I2, según la ecuación:

H2(g) + I2(g) 2 HI(g) Sabiendo que a esa temperatura Kc = 50, calcule en el equilibrio:

a. El número de moles de H2, I2 y de HI. b. La presión total en el recipiente y el valor de Kp.

Dato: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1.

a. Llamando x a la concentraciones de yodo e hidrógeno que desaparecen, ya que son las mismas: H2(g) + I2(g) ⇔ 2HI(g)

H2 I2 HI Conc. Iniciales 0,75 0,75 - Reaccionan x x Equilibrio 0,75-x 0,75-x 2x

( )0,585x

x0,752x50;

x0,754x50 2

2=⇒

−=

−=

[H2] = [I2] = 0,165 m/L [HI] = 1,170 m/L b. Como ∆n = 0, Kc = Kp = 50 y el valor de la presión se puede calcular con el número total de moles

(que será el mismo que inicialmente por ser ∆n = 0), con la ecuación de los gases ideales: .atm8,89PK;·723at·L/K·mol0,082·m1,5L·10PRT;nVP TTTT ===

6 Se hace pasar una corriente de 0’5 A a través de un litro de disolución de AgNO3 0’1 M durante 2 horas. Calcule:

a. La masa de plata que se deposita en el cátodo. b. La concentración de ion plata que queda en la disolución, una vez finalizada la electrólisis.

Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Ag = 108.

a. Con la intensidad de corriente y el tiempo se calcula la carga que ha circulado por la disolución y aplicando la 2ª ley de Faraday se calculan los equivalentes-gramos de plata depositados. Con ellos y, teniendo en cuenta que la plata sólo transfiere 1 electrón, se calculan los gramos de plata.

Agg4,03Aggeq1

Agg108·

C96500Aggeq1

C·3600

C3600s7200A·0,5tI·Q

=−

−===

b. Si a los moles iniciales se le restan los que se ha depositado en el cátodo, quedarán los que permanecen disueltos en el volumen de 1 litro:

[ ] ++ =−

= AgM0,063L1

g108mol1g·4,03mol0,1

Ag

Page 58: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2002.2. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hipobromito de sodio b. Ácido fosfórico c. m-Dimetilbenceno d. FeO e. SiI4 f. CH2=CH–CH=CH2

a. NaBrO b. H3PO4 c. CH3

CH3

d. Óxido ferroso. Óxido de hierro (II). Monóxido de hierro. e. Tetrayoduro de silicio. Yoduro de silicio (IV). f. 1,3-Butadieno.

2 Explique, en función del tipo de enlace que presentan, las siguientes afirmaciones: a. El cloruro de sodio es soluble en agua. b. El hierro es conductor de la electricidad. c. El metano tiene bajo punto de fusión

a. El cloruro sódico es un compuesto iónico y como tal, se disolverá bien en disolventes polares como el agua, dada la facilidad con que las moléculas de agua solvatarán los iones cloruro y los iones sódico.

b. En general todos los metales, y entre ellos el hierro, son buenos conductores de la electricidad por poseer muchos electrones libres (teoría del gas electrónico) o por no haber diferencia de energía entre la banda de valencia y la banda de conducción (teoría de orbitales moleculares).

c. El metano es un gas en el que las moléculas están atraídas por débiles fuerzas de Van der Waals, Sus puntos de fusión y ebullición serán muy bajos: -182,5 y –161,6ºC respectivamente.

3 Sea el sistema en equilibrio CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a. La presión total del reactor será igual a la presión parcial del CO2. b. Kp es igual a la presión parcial del CO2. c. Kp y Kc son iguales.

a. Verdadero porque el único gas existente en el reactor es el dióxido de carbono. b. Verdadero por la misma razón. c. Falso. Para que así fuese, la variación del número de moles de sustancias gaseosas tendría que ser

cero, pero en este caso vale 1 por lo que KP = KC· (RT)1 = KC· RT

4 a. Enuncie el primer principio de la termodinámica. b. Razone si cuando un sistema gaseoso se expansiona disminuye su energía interna. c. Justifique cómo varía la entropía en la reacción:

2 ClO4K(s) → 2 KClO3(s) + O2(g).

a. Se puede enunciar de varias formas, la más usual es diciendo que “La energía no puede crearse ni destruirse, pero sí puede transformarse”, o lo que es igual: la energía que absorbe o desprende un sistema es igual a la que desprende o absorbe, repectivamente, el entorno.

b. En las reacciones químicas en las que se produce un aumento del número de moles de gas hay una expansión de los gases contra la presión exterior y por ello se realiza un trabajo a costa de la energía interna del sistema, razón por la que ésta disminuirá.

c. Al aparecer sustancias gaseosas se produce un aumento del desorden y como la entropía se puede considerar como una medida precisamente del aumento del desorden del sistema, ésta aumentará.

Page 59: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

5 Dada la reacción : KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

a. Ajuste la reacción anterior por el método del ión-electrón. b. Calcule los mL de disolución 0’5 M de KMnO4 necesarios para que reaccionen completamente

con 2’4 g de FeSO4. Masas atómicas: O = 16; S = 32; Fe = 56.

a. En la reacción: FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Se oxida el ión ferroso a férrico: Fe2+ → Fe3+ + 1e− Se reduce el permanganato a ión manganoso: MnO4

− + 8H+ + 5e− → Mn2+ + 4H2O Para que el número de electrones intercambiados en las semireacciones sea el mismo y, dado que el número de iones férrico ha de ser par, se multiplica por 10 y por 2 respectivamente, en vez de por 5 y por 1:

10 x (Fe2+ → Fe3+ + 1e−) 2 x (MnO4

− + 8H+ + 5e− → Mn2+ + 4H2O) 2MnO4

− + 16H+ + 10Fe2+ + 10e− → 2Mn2+ + 8H2O + 10Fe3+ + 10e− 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O

b. Como la reacción ya está ajustada, se puede hacer una sencilla proporción con los moles de ambos reactivos:

DUmL6,3 LDU0,0063KMnOmol0,5

Disol.L1·FeSOmol10

KMnO mol2·FeSOg151,6

FeSOmol1·FeSOg2,444

4

4

44 ==

6 En la etiqueta de un frasco comercial de ácido clorhídrico se especifican los siguientes datos: 35% en peso; densidad 1’18 g/mL. Calcule:

a. El volumen de disolución necesario para preparar 300 mL de HCl 0’3 M. b. El volumen de NaOH 0’2 M necesario para neutralizar 100 mL de la disolución 0’3 M de HCl.

Masas atómicas: H =1; Cl = 35’5.

a. A partir de la cantidad de disolución que quiere prepararse:

( ) DU'mL7,95DU'g1,18DU'mL1·

SOg35DU'g100

·SOmol1SOg36,5

·DUmL1000

SOm0,3·DUmL300 =

b. La reacción de neutralización es: NaOH + HCl → NaCl + H2O

y como se produce mol a mol de HCl y NaOH:

( ) NaOH DUmL150NaOHm0,2

NaOH DUmL1000·HClmol1

NaOHmol1·HCl DUmL1000

HClm0,3·HCl DUmL100 =

Page 60: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2002.2. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Perclorato de cromo (III) b. Nitrato de paladio (II) c. 1,3-Propanodiol d. FeCl2 e. Ag2O f. CH3COOCH2CH2CH3

a. Cr(ClO4)3 b. Pd(NO3)2 c. CH2OHCH2CH2OH d. Cloruro ferroso. Cloruro de hierro (II). Dicloruro de hierro. e. Óxido de diplata. Óxido de plata (I). Óxido argéntico. f. Acetato de propilo. Etanato de propilo.

2 Razone si las siguientes afirmaciones son correctas o no: a. 17 g de NH3 ocupan, en condiciones normales, un volumen de 22’4 litros. b. En 17 g NH3 hay 6’023. 1023 moléculas. c. En 32 g de O2 hay 6’023. 1023 átomos de oxígeno.

Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16.

a. Correcta. 17 g de amoníaco (gas en condiciones normales) es un mol de amoníaco y ocupará el volumen molar que en condiciones normales vale 22,4 L.

b. Correcta. 17 g de amoníaco es un mol de amoníaco y en él habrá, según la Avogadro 6,023· 1023 moléculas de amoníaco.

c. Falso. 32 g de O2 es un mol de oxígeno molecular y en él hay 6,023· 1023 moléculas de O2 y como es diatómico, habrá el doble de átomos: 1,205· 1024 átomos e O.

3 Dados los elementos A (Z=13), B (Z=9) y C (Z=19) a. Escriba sus configuraciones electrónicas. b. Ordénelos de menor a mayor electronegatividad. c. Razone cuál tiene mayor volumen.

a. A(Z=13, Al): 1s22s22p63s23p1. B(Z=9, F): 1s22s22p5. C(Z=19, K): 1s22s22p63s23p64s1.

b. La electronegatividad es la tendencia de los elementos a atraer hacía sí los electrones que forman parten de un enlace dentro de una molécula y aumentará a medida que el átomo del elemento en cuestión sea más pequeño ya que más cerca del núcleo estarán los electrones que están formando dicho enlace. Luego se ordenarán: εC < εA <εB (εK < εAl < εF)

c. El C(K). Su mayor número cuántico principal, que es quien da información del tamaño de los orbitales vale 4, mientras que en los otros vale 3 (A) y 2 (B) respectivamente.

4 En 500 mL de una disolución acuosa 0’1 M de NaOH . a. Cuál es la concentración de OH−. b. Cuál es la concentración de H3O+. c. Cuál es su pH.

a. Como es una base fuerte, se encuentra completamente disociada y [OH−] vale 0,1 M. b. A partir del producto iónico del agua:

Kw = [H3O+]· [OH−]. Despejando queda:

[H3O+] = Kw/[OH−] = 10−14/0,1 = 10−13 M. c. Según su definición:

pH = −log [H3O+] = −log 10−13 = 13

Page 61: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

5 En un recipiente de 1 L y a una temperatura de 800°C, se alcanza el siguiente equilibrio: CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g)

Calcule: a. Los datos que faltan en la tabla.

[CH4] [H2O] [CO] [H2] Moles iniciales 2’00 0’50 0’73 Variación en el nº de moles al alcanzar el equilibrio −0’40 Nº de moles en el equilibrio 0’40

b. La constante de equilibrio Kp . Dato: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1 .

a. Dado que de agua se consume lo mismo que de metano, la variación de moles de metano será la misma que la de agua (−0,40) y también será esta cantidad de moles que aparecen de monóxido y de hidrógeno, aunque de hidrógeno habrá más que de monóxido en el equilibrio, ya que había una cantidad inicial que habrá que sumársela a la que aparece. Así, la tabla quedará:

CH4 H2O CO H2 Moles iniciales 2,00 0,50 - 0,73

Variación del nº moles al alcanzar el equilibio −0,40 −0,40 - - Moles en el equilibrio 1,60 0,10 0,40 1,13

b. Se calcula Kc sin más que sustituir en la expresión de la constante de equilibrio y con ésta, se calcula KP, o directamente, teniendo en cuenta que ∆n = 2:

24222

3

ΔnP at 4,25·10K)·(1073)at·L/K·mol(0,082(m/L)

10,1·

11,6

11,13·

10,4

(RT)cKK =

==

6 Dadas las entalpías estándar de formación del CO2, – 393’5 kJ. mol-1 y del SO2, – 296’1 kJ.mol-1 y la de combustión:

CS2(l) + 3 O2(g) → CO2(g) + 2 SO2(g) ∆H° = – 1072 kJ Calcule:

a. La entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono. b. La energía necesaria para la síntesis de 2’5 kg de disulfuro de carbono.

Masas atómicas: C = 12; S = 32.

a. Para cualquier reacción: ∆Hro = Σ(∆HfoProductos) - Σ(∆HfoReactivos)

∆Hro = ∆HfoCO2 + 2∆HfoSO2 – ∆HfoCS2 -1072 kJ = 1 m· (– 393,5 kJ/mol) + 2 m· (– 296,1 kJ/mol) – 1 m· ∆HfoCS2

∆HfoCS2 = 86,3 kJ/mol b. Mediante una simple proporción o mediante factores de conversión:

kJCSmol1kJ·

CSg76CSmol1·CSg2500 8,838.23,86

22

22 =

Page 62: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2002.3. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hidróxido de hierro (III) b. Sulfato de potasio c. Ciclohexano d. BaCO3 e. H2O2 f. CH3CH2CHCl2

a. Fe(OH)3 b. K2SO4 c.

d. Carbonato bárico. Trioxocarbonato (IV) de bario. e. Peróxido de hidrógeno. Agua oxigenada. f. 1,1-Dicloropropano.

2 Defina afinidad electrónica. a. ¿ Qué criterio se sigue para ordenar los elementos en la tabla periódica? b. ¿ Justifique cómo varía la energía de ionización a lo largo de un periodo?

a. El orden creciente del número atómico (número de protones que el elemento tiene en el núcleo atómico).

b. Puesto que a medida que se avanza en un período, el radio atómico va disminuyendo, el potencial de ionización irá aumentando ya que se precisará más energía para arrancar un electrón al estar éste más cerca del núcleo y, por tanto, más atraído por él. En los períodos largos, cuando se ha sobrepasado aproximadamente la mitad del período, puede haber una pequeño aumento del radio atómico debido a la repulsión electrónica y al efecto pantalla que hace disminuir la carga nuclear efectiva, en estos casos habrá una ligera disminución del potencial de ionización como ocurre en el caso del Ga, In Tl... Pero en general aumentará a medida que se avanza en el período.

3 En un matraz vacío se introducen igual número de moles de H2 y N2 que reaccionan según la ecuación: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) .

Justifique si, una vez alcanzado el equilibrio, las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a. Hay doble número de moles de amoniaco de los que había inicialmente de N2. b. La presión parcial de nitrógeno será mayor que la presión parcial de hidrógeno. c. La presión total será igual a la presión de amoniaco elevada al cuadrado.

a. Falso. Habrá doble número de moles de amoníaco de los que han desaparecido de hidrógeno pero no de los que inicialmente había.

b. Verdadero. Por cada mol que se consume de nitrógeno, se consumen tres de hidrógeno. Si inicialmente se introduce igual número de moles de ambos, cuando se llegue al equilibrio habrá más moles de nitrógeno que es del que menos se gasta, y, si hay más moles de nitrógeno, su presión parcial será mayor.

c. Falso. La presión total será la suma de las presiones parciales de los tres gases en equilibrio: amoníaco, nitrógeno e hidrógeno.

4 Complete las siguientes reacciones y ajuste la que corresponda a una combustión: a. CH3CH=CHCH3 + H2 → b. CH3CH3 + O2 → c. CH4 + Cl2 → νh

a. CH3CH=CHCH3 + H2 → CH3CH2CH2CH3 b. CH3CH3 + 7/2O2 → 2CO2 + 3H2O c. CH4 + Cl2 → νh CH3Cl + HCl

Page 63: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

5 Sabiendo que la constante de ionización del ácido acético (Ka) tiene un valor de 1’8.10-5, calcule: a. El grado de disociación. b. El pH de una disolución 0’01 M. de ácido acético (CH3COOH).

a. Para el equilibrio: CH3COOH + H2O → CH3COO − + H3O+

conociendo la concentración inicial de ácido y llamando α al grado de disociación, se puede construir la tabla:

CH3COOH CH3COO − H3O+

Inicial c - - Disociados cα - - Equilibrio c(1-α) cα cα

[ ][ ][ ] α1

cαCOOHCH

OHCOOCHK2

3

33a −

==+− ·

Como el valor de la constante de equilibrio es muy pequeño, el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia la izquierda y se podrá hacer la aproximación 1 − α ≈ 1 sin correr riesgo de alterar el resultado de la ecuación. Queda:

4,2%0,042c

Kαcαα1

cαK a22

a ===⇒≈−

=−

01,010·8,1 5

b. Aplicando la definición de pH: pH = − log[ H3O+] = −log cα = −log 0,01· 0,042 = 3,37

6 Dada la siguiente reacción química : 2 AgNO3 + Cl2 → N2O5 + 2 AgCl + ½ O2

Calcule: a. Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3. b. El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20ºC y 620 mm de mercurio.

Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: N = 14 ; O = 16; Ag = 108.

2AgNO3 + Cl2 ⇒ N2O5 + 2AgCl + ½ O2 a. Con la reacción ajustada, a partir de los 20 de nitrato de plata:

( ) 523

52

3

33 ONmoles0,059

AgNOmol2ONmol1·

AgNOg170AgNOmol1

·AgNOg20 =

b. Se procede de la misma manera, pero llegando hasta el volumen a través de la ecuación de los gases ideales:

( )

2

23

2

3

33

O de L 0,75at0,947

K·293at·L/K·molm·0,082 0,029P

nRTV

O de moles0,029 AgNOmol2

Omoles0,5·AgNOg170AgNOmol1·AgNOg20

=

==

=

Page 64: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2002.3. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Permanganato de bario b. Dióxido de azufre c. Ácido 3-metilbutanoico d. NaNO2 e. AgF f. CH3COCH3

a. Ba(MnO4)2 b. SO2 c. CH3CH(CH3)CH2COOH d. Nitrito sódico. Dioxonitrato (III) de sodio. e. Fluoruro de plata. Fluoruro argéntico. f. Propanona. Acetona.

2 En 0’5 moles de CO2 , calcule: a. El número de moléculas de CO2. b. La masa de CO2. c. El número total de átomos.

Masas atómicas: C = 12; O = 16.

a. Como en un mol de dióxido de carbono hay 6,023·1023 moléculas del mismo:

223

2

223

2 CO moléculas3,011·10CO mol1

CO moléculas6,023·10·COm0,5 =

b. Como cada mol pesa 44 g:

22

22 COg 22

CO mol1COg 44

·COm0,5 =

c. Como cada molécula está formada por tres átomos:

átomos9,033·10CO molécula1

átomos 3·COmoléculas3,011·10 23

22

23 =

3 a. Indique los números de oxidación del nitrógeno en las siguientes moléculas: N2; NO; N2O; N2O4. b. Escriba la semirreacción de reducción del HNO3 a NO.

a. Teniendo en cuanta que el estado de oxidadción del oxigeno es siempre − 2 (excepto en los peróxidos) , el del nitrógeno será respectivamente: 0, +2, +1 y +4.

b. El ácido nítrico pasa a monóxido de nitrógeno: NO3

− + 4H+ + 3e− → NO + 2H2O

4 Razone, mediante un ejemplo, si al disolver una sal en agua: a. Se puede obtener una disolución de pH básico. b. Se puede obtener una disolución de pH ácido. c. Se puede obtener una disolución de pH neutro.

a. Cualquier sal proveniente de ácido fuerte y base débil, por ejemplo, cloruro amónico. En una disolución de esta sal sólo se hidrolizarán los cationes que, como provienen de una base débil, constituirán ácidos conjugados relativamente fuertes, produciendo en su hidrólisis hidrogénoiones y haciendo que la disolución tenga carácter ácido.

NH4Cl + H2O → NH4+ + Cl− NH4+ + H2O NH3 + H3O+

b. Cualquier sal proveniente de ácido débil y base fuerte, por ejemplo, cianuro potásico. En una disolución de esta sal sólo se hidrolizarán los aniones que, como provienen de una ácido débil, constituirán bases conjugadas relativamente fuertes, produciendo en su hidrólisis hidroxilos y haciendo que la disolución tenga carácter básico.

KCN + H2O → CN− + K+

Page 65: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

CN− + H2O HCN + OH− c. Cualquier sal proveniente de ácido fuerte y base fuerte, por ejemplo, cloruro potásico. Ninguno

de sus iones se hidroliza y no variará la concentración de hidrogénoiones ni la de hidroxilos. Ambas serán 10−7 y la disolución será neutra.

5 a. Calcule la variación de la entalpía estándar de la reacción: CaC2(s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(s) + C2H2(g)

b. Qué calor se desprende en la combustión de 100 dm3 de acetileno, C2H2, medidos a 25°C y 1 atm.

Datos: Entalpías estándar de formación en kJ.mol-1: CaC2 = – 59’0; CO2 = – 393’5; H2O = – 285’8; Ca(OH)2 = – 986’0; C2H2 = 227’0.

a. La variación de entalpía en una reacción química es, por definición: ∆Hro = Σ(∆HfoProductos) - Σ(∆HfoReactivos)

Para la reacción: CaC2(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(s) + C2H2(g)

∆Hro = ∆HfoAcetileno + ∆HfoHidróxido −2∆HfoAgua − ∆HfoCarburo = = 1 m· (227,0 kJ/m) + 1m· (– 986 kJ/m) − 2 m· (− 285,8 kJ/m) – 1 m· (− 59 kJ/m) = −128,4 kJ

b. La reacción de combustión del acetileno (etino) es: C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2CO2 (g) + H2O(l)

Y de forma similar al apartado anterior: ∆Hro = ∆HfoAgua + 2∆HfoDióxido - ∆HfoAcetileno =

= 1 m· (− 285,8 kJ/m) + 2 m· (− 393,5 kJ/m) − 1 m· (227,0 kJ/m) = − 1299.8 kJ Esta es la energía desprendida cuando se quema un mol de acetileno. Para 100 L a 25ºC y 1 atm:

( ) m 0,0041298K ·at·L/K·m0,082

L atm·0,1 1RTPVn ===

0,0041 mol · (-1299.8 kJ/mol) = - 5,32 kJ

6 Al calentar PCl5(g) a 250°C, en un reactor de 1 litro de capacidad, se descompone según: PCl5 (g) PCl3(g) + Cl2(g)

Si una vez alcanzado el equilibrio, el grado de disociación es 0’8 y la presión total es 1 atm, calcule: a. El número de moles de PCl5 iniciales. b. La constante Kp a esa temperatura.

Dato: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1.

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) Llamando n al número de moles iniciales y α al grado de disociación, se construye la tabla:

PCl5 PCl3 Cl2 Total Inicial n - - Disociados nα - - Equilibrio n(1-α) nα nα n(1+α)

a. Aplicando la acuación de los gases ideales a la totalidad de los gases en equilibrio, se puede calcular el número de gases totales y con él, el número de moles iniciales de pentacloruro:

smole0,013K523·at·L/K·mol0,082·0,8)(1

L1·at1α)RT(1

PVnα)RT;n(1PV =+

=+

=+=

b. KP se puede relacionar con la presión total y el grado de disociación de la forma:

at 1,781at0,81

0,8Pα1

α

Pα)n(1α)n(1

Pα)n(1

P·PP

K 2

2

2

22

2

PCl

ClPClp

5

23 =−

=−

=

+−

+

==

Page 66: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2002.4. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Clorato de calcio b. Hidróxido de níquel (II) c. Propanal d. Na2O2 e. Fe2S3 f. CH3CH2NHCH3

a. Ca(ClO3)2 b. Ni(OH)2 c. CH3CH2CHO d. Peróxido de sodio. Dióxido de disodio. e. Trisulfuro de dihierro. Sulfuro de hierro (III). Sulfuro férrico. f. Etilmetilamina. N-Metiletanamina.

2 a. ¿Por qué el volumen atómico aumenta al bajar en un grupo de la tabla periódica? b. ¿Por qué los espectros atómicos son discontinuos? c. Defina el concepto de electronegatividad.

a. Porque aumenta el número cuántico principal, n, que es el que condiciona el tamaño de los orbitales que existen en el átomo.

b. Porque corresponden a absorciones o emisiones de ciertas frecuencias solamente que pertenecen al espectro electromagnético.

c. Consiste en la tendencia por parte de un átomo a atraer hacia sí los electrones de cualquier enlace que forma dentro de una molécula.

3 Dadas las siguientes especies químicas: H3O+, OH−, HCl, HCO3−, NH3 y HNO3 , justifique, según la teoría

de Brönsted-Lowry: a. Cuáles pueden actuar sólo como ácidos. b. Cuáles pueden actuar sólo como bases. c. Cuáles pueden actuar como ácidos y como bases.

a. Como ácido: H3O+ + H2O H2O + H3O+

HCl + H2O → Cl− + H3O+ HNO3 + H2O → H3O+ + NO3

− b. Como base:

OH− + H2O H2O + OH− NH3 + H2O → NH4+ + OH−

c. Anfótero: HCO3

− + H2O H2CO3 + OH− HCO3

− + H2O CO32- + H3O+

4 Un vaso contiene 100 mL de agua. Calcule: a. Cuántos moles de agua hay en el vaso. b. Cuántas moléculas de agua hay en el vaso. c. Cuántos átomos de hidrógeno y oxígeno hay en el vaso.

Masas atómicas: H = 1; O = 16.

a. Como la densidad del agua es 1 g/mL y cada mol pesa 18 g:

OH m 5,55OHg 18OH mol 1O·Hg 100 2

2

22 =

b. Como en un mol de agua hay 6,023·1023 moléculas de la mismo:

OH moléculas3,342·10OH mol1

OH moléculas6,023·10O·Hm5,55 224

2

223

2 =

Page 67: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

c. Como cada molécula está formada por tres átomos (2 de hidrógeno y 1 de oxígeno):

O de átomos6,684·10OH molécula1

O átomos 2O·Hmoléculas3,342·10 24

22

24 =

H de átomos3,342·10OH molécula1

H átomo 1O·Hmoléculas3,342·10 24

22

24 =

5 El óxido nítrico (NO) se prepara según la reacción: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

a. Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón. b. Calcule la masa de cobre que se necesita para obtener 0’5 L de NO medidos a 750 mm de

mercurio y 25 ºC. Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masa atómica: Cu = 63’5.

a. Asignando los respectivos estados de oxidación se observa que cambian su estado el Cu y el N: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Se oxida el cobre a ión cúprico: Cu → Cu2+ + 2e− Se reduce el ácido nítrico a monóxido de nitrógeno: NO3

− + 4H+ + 3e− → NO + 2H2O Para que el número de electrones intercambiados en las semirreacciones sea igual:

3x(Cu → Cu2+ + 2e−) 2x(NO3- + 4H+ + 3e− → NO + 2H2O)

3Cu + 2NO3− + 8H+ + 6e− → 3Cu2+ + 6e− + 2NO + 4H2O

3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O b. Aplicando la ecuación de los gases iseales al No obtenido, se calculan los moles de éste y con

ellos, la cantidad de Cu

NOmoles0,02K298·at·L/K·m0,082

at0,986 · L 0,5RTPVn =

==

Cug1,92Cum1Cug63,5

·NOm2Cum3NO· m 0,02 =

6 La combustión del pentaborano líquido se produce según la reacción: 2 B5H9(l) + 12 O2 (g) → 5 B2O3(s) + 9 H2O(l)

Calcule: a. La entalpía estándar de la reacción. b. El calor que se desprende, a presión constante, en la combustión de un gramo de pentaborano.

Datos: Masas atómicas: H = 1; B = 11. ∆Hfº[B5H9(l)] = 73’2 kJ.mol-1; ∆Hfº[B2O3(s)] = –1263’6 kJ.mol-1; ∆Hfº[H2O(l)] = –285’8 kJ.mol-1.

a. La variación de entalpía en una reacción química es, por definición: ∆Hro = Σ(∆HfoProductos) – Σ(∆HfoReactivos)

Para la reacción: 2B5H9(l) + 12O2(g) → 5B2O3( s) + 9H2O(l)

∆Hro = 5∆HfoÓxido + 9∆HfoAgua – 2∆HfoPentaborano = 5 m· (–1263,6 kJ/m) + 9m· (–285,8 kJ/m) – 2 m· (73,2 kJ/m) = – 9036,6 kJ

b. Como la energía calculada es la correspondiente a la combustión de 1 mol, mediante una sencilla operación:

(1 g B5H9)· (1 m B5H9/64 g B5H9)· (– 9036,6 kJ /2 m B5H9) = – 70,6 kJ

Page 68: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2002.4. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hidruro de aluminio b. Hipoyodito de cobre (II) c. o-Dibromobenceno d. NH4Cl e. BaCr2O7 f. CH3CH2OCH3

a. AlH3 b. Cu(IO)2 c. Br

Br

d. Cloruro amónico. Cloruro de amonio. e. Dicromato de bario. Heptaoxodicromato (VI) de bario. f. Etilmetiléter. Metoxietano.

2 Dadas las sustancias: NH3 y H2O. a. Represente sus estructuras de Lewis. b. Prediga la geometría de las moléculas anteriores mediante la teoría de Repulsión de Pares de

Electrones de la Capa de Valencia. c. Indique la hibridación del átomo central en cada caso.

H2O NH3

a. H

O H

H

H H H

b. Es una molécula del tipo AB2E2, (dos pares de e− enlazantes y dos no enlazantes),

tendrá forma angular.

Es una molécula del tipo AB3E, (tres pares de e− enlazantes y uno no enlazante), tendrá

forma de pirámide triangular.

c. Hibridación sp3 en el oxígeno Hibridación sp3 en el nitrógeno

3 En la figura se muestra el diagrama de energía para una hipotética reacción química. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a. La reacción directa es exotérmica. b. La energía de activación de la reacción directa es mayor

que la energía de activación de la reacción inversa. c. La energía de la reacción química es igual a la diferencia

entre las energías de activación de la reacción inversa y directa.

a. Verdadero: la entalpía de los productos es inferior a la de los reactivos y se desprenderá energía en la reacción.

b. Falso. En la figura se puede apreciar que Ea1(energía de activación de la reacción directa) es menor que Ea2(energía de activación de la reacción inversa)

c. Falso. La energía de la reacción química es igual a la diferencia entre las energías de activación de la reacción directa e inversa

∆H = Ea1 − Ea2

N H

H H

Ea1

Ea2

Page 69: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

4 Dados los compuestos: 2-butanol, CH3CHOHCH2CH3, y 3-metilbutanol, CH3CH(CH3)CH2CH2OH, responda, razonadamente, a las siguientes cuestiones:

a. ¿Son isómeros entre sí? b. ¿Presenta alguno de ellos isomería óptica?

a. No, porque no tiene el mismo número de átomo de cada elemento. La fórmula molecular del 2-butanol es C4H10O y la del 3 metil-1-butanol es C5H12O.

b. Sí, el 2-butanol , porque su segundo carbono es asimétrico. En el plano se pueden representar sus enantiómeros de la forma:

H

CH3 C CH2 CH3

OH

H

CH3 CH2 C CH3

OH

5 Calcule: a. El pH de una disolución 0’02 M de ácido nítrico y el de una disolución 0’05 M de NaOH. b. El pH de la disolución que resulta al mezclar 75 mL de la disolución del ácido con 25 mL de la

disolución de la base. Suponga los volúmenes aditivos.

a. Tanto uno como el otro (ácido y base) son fuertes, se encuentran completamente disociados y por tanto: Para el ácido nítrico: pH = − log [H3O+] = − log 0,02 = 1,7 Para el hidróxido sódico: pH = 14 + log [OH-] = 14 + log 0,05 = 12,7

b. Antes se ha de calcular el exceso de uno o de otro en la reacción de neutralización; HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O

Moles de HNO3 = 0,075 L · 0,02 m/L = 0,00150 moles Moles de NaOH = 0,025 L · 0,05 m/L = 0,00125 moles Moles de HNO3 en exceso = 0,00150 moles − 0,00125 moles = 0,00025 moles Como el volumen total es 0,075 L + 0,025 L = 0,100 L, la concentración final de ácido será:

[H3O+] = 0,00025 m / 0,1 L = 0,0025 m/L pH = − log [OH-] = − log 0,0025 = 2,6

6 Una muestra de 6’53 g de NH4HS se introduce en un recipiente de 4 L de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, y se descompone a 27ºC según la ecuación:

NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) Una vez establecido el equilibrio la presión total en el interior del recipiente es 0’75 atm. Calcule:

a. Las constantes de equilibrio Kc y Kp. b. El porcentaje de hidrógenosulfuro de amonio que se ha descompuesto.

Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: H = 1, N = 14; S = 32.

NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) a. Se trata de un equilibrio heterogéneo en el que los únicos gases son los que aparecen en los

productos y como aparece la misma cantidad de cada uno, la presión parcial de cada uno de ellos será la mitad de la total de modo que la expresión de KP es:

24-2Δnpc

22

TSHNHp

(m/L) 10·2,32300)·(0,082·0,141(RT)KK

at; 0,141at) 0,3752

PP·PK 23

===

==

==

−−

(

b. Los moles que desaparecen de NH4HS son los mismo que aparecen de amoníaco o de sulfuro de hidrógeno:

g;3,11mol0,0610K/K·mol)·300,082(at·L

Lat·40,375RT

VPnn 3

34

NHaparecidosNHdisociudos HSNH =====

El porcentaje disociado se calcula fácilmente como la fracción de sólido disociado entre la de sólido inicial:

47,64%100·6,533,11%disociado ==

Page 70: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2002.5. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Nitrato de plata b. Sulfuro de cobalto (II) c. o-Nitrofenol d. SiO2 e. TiF4 f. CH3NH2

a. AgNO3 b. CoS c. NO2

OH

d. Dióxido de silicio. Óxido de silicio (IV). Óxido silícico. e. Tetrafluoruro de titanio. Fluoruro titánico. Fluoruro de titanio (IV). f. Metilamina. Matanamina.

2 Dados los elementos cuyos números atómicos son 7, 17 y 20. a. Escriba sus configuraciones electrónicas. b. Razone a qué grupo y periodo de la tabla periódica pertenecen. c. ¿Cuál será el ion más estable de cada uno? Justifique la respuesta.

a. Z = 7, Nitrógeno: 1s22s22p3. Z = 17, Cloro: 1s22s22p63s23p5. Z = 20, Calcio: 1s22s22p63s23p64s2.

b. Nitrógeno: 2º período, grupo 15; Cloro: 3º período, grupo 17; Calcio: 4º período, grupo 2. c. Tomando como criterio la consecución de la estructura de gas noble en cada uno de ellos, el

nitrógeno tenderá a ganar 3 electrones y formar el ión N3− adquiriendo de esta forma la estructura electrónica del helio, el cloro ganará 1 electrón formando el ión Cl− y llegando a la configuración electrónica del argón y el calcio perderá 2 electrones, formando el ion Ca2+ y quedando con la estructura electrónica del argón..

3 Dados los potenciales normales de reducción Eº(Pb2+/Pb) = – 0’13 V y Eº(Zn2+/Zn) = – 0’76 V a. Escriba las semirreacciones y la reacción ajustada de la pila que se puede formar. b. Calcule la fuerza electromotriz de la misma. c. Indique qué electrodo actúa como ánodo y cuál como cátodo.

a. En el ánodo se oxida el Zn: Zn → Zn2+ + 2e-

Y en el cátodo se reduce el ión plumboso: Pb+ + 2e- → Pb

La reacción global es: Zn + Pb2+ → Zn2+ + Pb

b. Eo = EoReducción plomo + EoOxidación cinc = − 0,13 V + 0,76 V = 0,63 V c. Ánodo es el electrodo donde se produce la oxidación: el de cinc, y cátodo donde ocurre la

reducción: el de plomo.

4 a. Defina serie homóloga. b. Escriba la fórmula de un compuesto que pertenezca a la misma serie homóloga de cada uno de

los que aparecen a continuación: CH3CH3; CH3CH2CH2OH; CH3CH2NH2

a. Serie homóloga es un conjunto de compuestos que, teniendo el mismo grupo funcional, cada uno de ellos se diferencia del anterior en que posee un carbono más en la cadena carbonada.

b. Sólo hay que alargar la cadena carbonada en algún carbono: Propano (CH3CH2CH3), 1-butanol (CH3CH2CH2CH2OH) y propilamina (CH3CH2CH2NH2) respectivamente

Page 71: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

5 Si 25 mL de una disolución 2’5 M de CuSO4 se diluyen con agua hasta un volumen de 450 mL: a. ¿Cuántos gramos de cobre hay en la disolución original? b. ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?

Masas atómicas: O = 16; S = 32; Cu = 63’5.

a. Aplicando la definición de molaridad o mediante factores de conversión:

( ) Cug3,97SOmol1SOg63,5

·DUmL1000

SOm2,5·DUmL25 =

b. Como al diluir a 450 mL se hace 18 veces más grande el volumen, la molaridad será 18 veces más pequeña. Aplicando la definición de molaridad:

( )M0,139

DUL0,45DUmL1000

SO2,5m·DUmL25

VCuSOmolesM

2

11

4 =

=

6 A 25ºC el valor de la constante Kp es 0’114 para la reacción en equilibrio: N2O4(g) 2 NO2(g)

En un recipiente de un litro de capacidad se introducen 0’05 moles de N2O4 a 25ºC. Calcule, una vez alcanzado el equilibrio:

a. El grado de disociación del N2O4. b. Las presiones parciales de N2O4 y de NO2 .

Dato: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1.

a. Se puede construir, en función del grado de disociación y de los moles iniciales de N2O4 , la siguiente tabla:

N2O4 NO2 Totales Inicialmente 0,05 - 0,05 Reaccionan 0,05α - 0,05α Equilibrio 0,05(1-α) 2·0,05α 0,05(1+α)

Si se sustituyen estos valore en la expresión de Kc, fácilmente se puede despejar el valor del grado de disociación de la ecuación resultante:

52,2%0,522α00,0570,0057α-0,01α0,114

1α)-0,05(1

2

1·α0,1

cK 2 ==⇒=+⇒=

=

b. Aplicando a los moles totales de equilibrio la ecuación de los gases ideales , se calcula la presión total y, con ésta y la fracción molar de cada gas, las presiones parciales:

at1,32Pα)0,05(1

0,05·2αP1Pat;0,54Pα)0,05(1α)0,05(1P

at1,86L1

298K·/K·mol)0,082(at·L·0,522)(1·moles0,05P

42242 ONNOON =+

=−==+−

=

=+

=

Page 72: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2002.5. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Bromato de sodio b. Ácido sulfuroso c. 2-Metil-1-penteno d. AuCl3 e. LiOH f. CH3CH2CH2CH2OH

a. NaBrO3 b. H2SO3 c. CH2=C(CH3)CH2CH2CH3 d. Tricloruro de oro. Cloruro de oro (III). Cloruro aúrico. e. Hidróxido de litio. Hidróxido de litio (I). f. 1-butanol.

2 En 10 litros de hidrógeno y en 10 litros oxígeno, ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, hay:

a. El mismo número de moles. b. Idéntica masa de ambos. c. El mismo número de átomos.

Indique si son correctas o no estas afirmaciones, razonando las respuestas..

Según Avogadro, al estar en las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moles y como cada mol contiene 6,023·1023 moléculas, también contendrán el mismo número de moléculas. Como ambas moléculas son diatómicas, también el número de átomos será el mismo en ambos casos. Lo que sí será diferente será su masa por tener distinta masa molar: el de oxígeno pesará 16 veces más.

3 a. ¿Cuál es la geometría de la molécula BCl3? b. ¿Es una molécula polar? c. ¿Es soluble en agua?

Justifique las respuestas

a. Estructura de Lewis:

Cl

Cl B Cl

RPECV: Es una molécula del tipo AB3, (tres

pares de e− enlazantes), tendrá forma de triángulo equilátero.

Enlace de valencia: Hibridación sp2 en el boro

F µ1

B µ2 µ3 F F

µ1 + µ2 + µ3 = 0

b. Es apolar. Aunque los enlaces sean polares por la mayor electronegatividad del cloro, la geometría anula los tres momentos dipolares de los enlaces y la molécula, en definitiva, es apolar.

c. No, por ser apolar. El agua es un disolvente polar y, como tal, sólo disolverá sustancias polares.

4 En dos disoluciones de la misma concentración de dos ácidos débiles monopróticos HA y HB, se comprueba que [A−] es mayor que la de [B−]. Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes:

a. El ácido HA es más fuerte que HB. b. El valor de la constante de disociación del ácido HA es menor que el valor de la constante de

disociación de HB. c. El pH de la disolución del ácido HA es mayor que el pH de la disolución del ácido HB.

Cl

Cl

Cl

Page 73: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

a. Verdadero. Si la [A−] es mayor que la de [B−], es porque el ácido HA se encuentra más disociado y, al tener la misma concentración, la razón es que HA será más fuerte.

b. Falso. Si HA se encuentra más disociado es porque el valor de su constante de acidez es mayor. c. Falso. Si la [A−] es mayor que la de [B−], también lo será la de hidrogenoiones porque habrá la

misma concentración que de los respectivos aniones, razón por la cual, la acidez de la disolución de HA es mayor y, por tanto su pH será menor

5 Determine los valores de las entalpías de las siguientes reacciones: a. H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) b. CH2=CH2(g) + H2(g) → CH3CH3(g)

Datos: Energías de enlace (kJ. mol-1) : (H-H) = 436’0; (Cl-Cl) = 242’7; (C-H) = 414’1; (C=C) = 620’1; (H-Cl) = 431’9; (C-C) = 347’1.

a. La entalpía de cualquier reacción se puede calcular restándole a la suma de las energías de enlaces rotos, la suma de las energías de los enlaces formados. En la primera reacción se rompe un mol de enlaces H − H y otro de enlaces Cl − Cl y se forman 2 moles de enlaces Cl − H, luego:

∆Hro = EH-H + ECl-Cl − 2 · EH-Cl = = 1 m· (436,0 kJ/m) + 1 m· (242,7 kJ/m) − 2 m· (431,9 kJ/m) = −185,1 kJ

b. En la segunda se rompe un mol de enlace C = C y otro de enlaces H − H, y se forma 1 mol de enlaces C − C y 2 moles de enlaces C − H. Entonces:

∆Hro = EC=C + EH-H − EC-C − 2 · EH-C = = 1 m· (620,1 kJ/m) +1 m· (436,0 kJ/m) −1 m· (347,1 kJ/m) − 2 m· (414,1 kJ/m) = −119,2 kJ

6 En medio ácido, el ion cromato oxida al ion sulfito según la ecuación: CrO42– + SO32 – + H+ → Cr3+ + SO42 – + H2O

a. Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón. b. Si 25 mL de una disolución de Na2SO3 reaccionan con 28’1 mL de disolución 0’088 M de K2CrO4 ,

calcule la molaridad de la disolución de Na2SO3 .

a. La reacción completa, sin ajustar, es: K2CrO4 + K2SO3 + HCl → K2SO4 + CrCl3 + KCl + H2O

Se oxida el ión sulfito a sulfato: SO32- + H2O → SO42- + 2H+ + 2e− Se reduce el ión cromato a ión crómico: CrO42− + 8H+ + 3e− → Cr3+ + 4H2O

Para que el número de electrones intercambiados en las semirreacciones sea igual: 3 x (SO32- + H2O → SO42- + 2H+ + 2e−) 2 x (CrO42− + 8H+ + 3e− → Cr3+ + 4H2O)

2 CrO42− + 16H+ + 3SO32− + 3H2O + 6e− → 2 Cr3+ + 8H2O + 3SO42− + 6H+ + 6e− 2 K2CrO4 + 3K2SO3 + 10HCl → 3K2SO4 + 2CrCl3 + 4KCl + 5H2O

b. Se calculan los moles de sulfito potásico y con ellos la molaridad de la disolución:

3242

32

42

4242 SOdeKmoles0,0037

CrOKmoles2SOKmoles3

·CrOdeKDUL1CrOKmoles0,088

·CrOKDUL0,0281 =

[ ] M0,148DUmL0,025

moles0,0037 V

SOKmolesSOK 3232 ===

Page 74: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2002.6. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hidróxido de platino (IV) b. Dióxido de azufre c. Propeno d. KMnO4 e. CsHSO3 f. CH3CH2OH

a. Pt(OH)4 b. SO2 c. CH2=CHCH3 d. Permanganato potásico. Tetraoxomanganato (VII) de potasio. e. Hidrógenosulfito césico. Hidrógenotrioxosulfato (IV) de cesio. Sulfito ácido de cesio. f. Etanol. Alcohol etílico.

2 a. ¿Por qué el H2 y el I2 no son solubles en agua y el HI sí lo es? b. ¿Por qué la molécula BF3 es apolar, aunque sus enlaces estén polarizados?

a. Porque tanto el H2 como el I2 no son polares y el HI sí lo es. El agua como disolvente sólo disuelve a las sustancias que, como ella, sean polares.

b. Aunque los enlaces sean polares por la mayor electronegatividad del flúor, la geometría triangular equilátera anula los tres momentos dipolares de los enlaces y la molécula, en definitiva, es apolar.

F µ1 µ1 + µ2 + µ3 = 0 B µ2 µ3 F F

3 Dadas las siguientes reacciones : NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O

Cu + Cl2 → CuCl2 CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

a. Justifique si todas son de oxidación-reducción. b. Identifique el agente oxidante y el reductor donde proceda.

a) La primera no es de oxidación-reducción porque no cambian los estados de oxidación. Es una reacción ácido-base. La segunda y tercera si son.

b) En la segunda el oxidante es el cloro que se reduce a cloruro y el reductor el cobre que se oxida a Cu2+ :

Cu → Cu2+ + 2e− Cl2 + 2e− → 2Cl−

y en la tercera el oxidante es el oxígeno que se reduce a O2-. Y el reductor el C que pasa de C– 4 a C+4.

½O2 + 2e− → O2− C4− → C4+ + 8e−

4 a. El pH de una disolución de un ácido monoprótico (HA) de concentración 5.10-3 M es 2’3. ¿Se trata de un ácido fuerte o débil? Razone la respuesta.

b. Explique si el pH de una disolución acuosa de NH4Cl es mayor, menor o igual a siete.

a. Si el pH = 2,3 ⇒ [H3O+] = 10−2,3 = 5· 10−3 que es la misma concentración del ácido, lo que quiere decir que se encuentra completamente disociado y que, por tanto, se trata de un ácido fuerte.

b. Cuando el cloruro amónico se disuelve, se disocia según: NH4Cl + H2O → NH4+ + Cl−

Page 75: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

El ión cloruro proviene del ácido clorhídrico que es un ácido fuerte, El cloruro es su base conjugada débil y no se hidroliza. Sin embargo el amonio es el ácido conjugado de una base débil, el amoníaco. El amonio sí se hidroliza según:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+ En la disolución se generan hidrógenoiones, y tendrá por tanto carácter ácido y pH menor que 7.

5 El níquel reacciona con ácido sulfúrico según: Ni + H2SO4 → NiSO4 + H2

a. Una muestra de 3 g de níquel impuro reacciona con 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico 18 M. Calcule el porcentaje de níquel en la muestra.

b. Calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25º C y 1 atm, cuando reaccionan 20 g de níquel puro con exceso de ácido sulfúrico.

Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masa atómica: Ni = 58’7

a. Como la reacción está ajustada y el único dato que se posee acerca de lo que interviene en la reacción es que se han gastado 2 mL de disolución de ácido, a partir de este dato y con las conversiones adecuadas:

( ) 70,44%Nig3

muestrag100·

Nmol1Nig58,7

·SOHmol1

Nimol1·DUmL1000

SOHm18·DUmL242

42 =

b. Se hace igual que el apartado anterior aunque en este caso hay que calcular después el volumen aplicando la ecuación de los gases ideales:

( )

2

242

242

HL0,88at1

K·298at·L/K·molm·0,082 0,036P

nRTV

H m 0,036SOHmol1

molH1·DUmL1000

SOHm18·DUmL2

=

==

=

6 Para la reacción: CO2(g) + C(s) 2 CO(g)

Kp = 10, a la temperatura de 815ºC. Calcule, en el equilibrio: a. Las presiones parciales de CO2 y CO a esa temperatura, cuando la presión total en el reactor es

de 2 atm. b. El número de moles de CO2 y de CO, si el volumen del reactor es de 3 litros.

Dato: R= 0’082 atm.L.K-1.mol-1.

a. Se puede construir, en función del grado de disociación y de los moles iniciales de CO2 , la siguiente tabla:

CO2 CO Totales Inicialmente n - n Reaccionan nα - nα Equilibrio n(1-α) 2nα n(1+α)

Si se sustituyen estos valore en la expresión de KP, queda una ecuación en función de la presión total y el grado de disociación de la que se puede calcular este último:

at1,72Pα1

2αPat0,28Pα1α1P

75%0,75αat2·α1

4αat10Pα1

Pα)n(1α)n(1

Pα)n(1

2nα

·Pχ·Pχ

PPK

COCO

2

2

2

22

2

TCO

2T

2CO

CO

2CO

p

2

22

=+

==+−

=

==⇒−

=⇒−

=

+−

+

==

b. A partir de la presión parcial de cada gas y aplicando la ecuación de los gases ideales:

mol;0,058RT

VPn;mol0,0094

RTVPn 2

22

COCO

COCO ====

Page 76: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2002.6. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hidrógenocarbonato de sodio b. Sulfuro de plomo (II) c. Benceno d. Al2O3 e. H2CrO4 f. CH≡C-CH3

a. NaHCO3 b. PbS c.

d. Trióxido de dialuminio. Óxido alumínico. Óxido de aluminio (III). e. Ácido crómico. Tetraoxocromato (VI) de hidrógeno. f. Propino.

2 Razone si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles en un estado fundamental o en un estado excitado:

a) 1s2 2s2 2p4 3s1. b) 1s2 2s2 2p63s23p1. c) 1s2 2s2 2p6 2d103s2.

a. Sería posible si corresponde a un estado excitado del flúor al pasar un electrón de orbital 2p al 3s. b. Se trata del estado fundamental del átomo de aluminio. c. Es imposible. En el nivel 2 no hay orbitales d.

3 Razone la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones, en relación con un proceso exotérmico: a. La entalpía de los reactivos es siempre menor que la de los productos. b. El proceso siempre será espontáneo.

a. Falso. Si la energía de los reactivos fuese menor, habría que realizar una aporte de la misma para que se produzca la reacción y en realidad ocurre todo lo contrario ya que es exotérmica.

b. Falso. La espontaneidad de un proceso depende la energía libre de Gibbs siendo espontáneo un proceso cuando dicha energía es negativa. Esta energía es:

∆G = ∆H - T∆S En una reacción exotérmica la variación de entalpía es negativa pero si transcurre con un aumento del orden también será negativa la variación de entropía. Si ocurre este caso y:

T∆S >∆H la reacción no es espontánea ya que ∆G queda positivo.

4 Ponga un ejemplo de los siguientes tipos de reacciones: a. Reacción de adición a un alqueno. b. Reacción de sustitución en un alcano. c. Reacción de eliminación de HCl en un cloruro de alquilo.

a. CH3CH=CHCH3 + H2 (Pt) → CH3CH2CH2CH3 b. CH4 + Cl2 → νh CH3Cl + HCl c. CH3CH2CH2CH2Cl + KOH → CH3CH2CH=CH2 + KCl + H2O

5 a. Calcule la molaridad de una disolución de HNO3 del 36% de riqueza en peso y densidad 1’22 g/mL.

b. ¿Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0’5 L de disolución 0’25 M? Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16;

Page 77: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

a. A partir del porcentaje en peso de la disolución original y mediante factores de conversión:

M6,97 Disolución L1

DisoluciónmL 1000Disolución mL1Disolucióng1,22

·HNOg 63HNOm1·

Disolucióng 100HNOg 36

3

33 =

·

b. Sabiendo que el número de moles de soluto que se precisa para preparar la segunda disolución es el número de moles que hemos de tomar de la primera:

M1· V1 = M2· V2 6,97 m/L· V1 = 0,25 m/L· 0,500 L ⇒ V1 = 0,0179 L DU1 = 17,9 mL DU1

o mediante factores de conversión:

( ) 13

1

2

32 DU mL 17,9

HNO m6,97 DU mL 1000·

DU mL 1000HNOm0,25·DUmL500 =

6 Se electroliza una disolución acuosa de NiCl2 pasando una corriente de 0’1 A durante 20 horas. Calcule a. La masa de níquel depositada en el cátodo. b. El volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se desprende en el ánodo.

Datos: F= 96500 C. Masas atómicas: Cl = 35’5; Ni = 58’7.

a. Con la intensidad de corriente y el tiempo se calcula la carga que ha circulado por la disolución y aplicando la 2ª ley de Faraday se calculan los equivalentes-gramos de níquel depositados. Con ellos y, teniendo en cuenta que el níquel transfiere 2 electrones, se calculan los gramos de níquel.

Agg2,19Aggeq2

Agg58,7·

C96500Aggeq1

C·7200

C7200s72000A·0,1tI·Q

=−

−===

b. El proceso completo de esta electrolisis responde a la reacción: NiCl2(aq) → Ni(s) + Cl2(g)

( ) 222 ClL0,835

mol1ClL22,4·

Nimol1Clmol1·

Nig58,7Nimol1·Nig2,19 =

Page 78: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

1

SELECTIVIDAD 2003.

EXÁMENES RESUELTOS

El examen consta de dos opciones A y B. El alumno deberá desarrollar una de ellas completa sin mezclar cuestiones de ambas, pues, en este caso, el examen quedaría anulado y la puntuación global en Química sería cero. Cada opción (A o B) consta de seis cuestiones estructuradas de la siguiente forma: una pregunta sobre nomenclatura química, tres cuestiones de conocimientos teóricos o de aplicación de los mismos que requieren un razonamiento por parte del alumno para su resolución y dos problemas numéricos de aplicación. Valoración de la prueba:

• Pregunta nº 1. o Seis fórmulas correctas............................... 1'5 puntos. o Cinco fórmulas correctas............................ 1'0 puntos. o Cuatro fórmulas correctas.......................... 0'5 puntos o Menos de cuatro fórmulas correctas........... 0'0 puntos.

• Preguntas nº 2, 3 y 4 ......................................... Hasta 1'5 puntos cada una. • Preguntas nº 5 y 6 ............................................. Hasta 2'0 puntos cada una.

Cuando las preguntas tengan varios apartados, la puntuación total se repartirá, por igual, entre los mismos. Cuando la respuesta deba ser razonada o justificada, el no hacerlo conllevará una puntuación de cero en ese apartado. Si en el proceso de resolución de las preguntas se comete un error de concepto básico, éste conllevará una puntuación de cero en el apartado correspondiente. Los errores de cálculo numérico se penalizarán con un 10% de la puntuación del apartado de la pregunta correspondiente. En el caso en el que el resultado obtenido sea tan absurdo o disparatado que la aceptación del mismo suponga un desconocimiento de conceptos básicos, se puntuará con cero. En las preguntas 5 y 6, cuando haya que resolver varios apartados en los que la solución obtenida en el primero sea imprescindible para la resolución de los siguientes, se puntuarán éstos independientemente del resultado de los anteriores. La expresión de los resultados numéricos sin unidades o unidades incorrectas, cuando sean necesarias, se valorará con un 50% del valor del apartado. La nota final del examen se redondeará a las décimas de punto.

Page 79: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

2

2003.1. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Sulfito de calcio. b. Hidróxido de estroncio. c. Metanal. d. PtI2 e. H3PO4. f. CH2= CHCH=CH2.

a. CaSO3. b. Sr(OH)2. c. H-CHO. d. Yoduro de platino (II). Ioduro platinoso. Diioduro de platino. e. Ácido fosfórico (aunque se trata del ortofosfórico, sólo se dice fosfórico), Tetraoxofosfato (V) de

hidrógeno. f. 1,3-Butadieno (o sólo butadieno).

2 a. Indique cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos son posibles para un electrón en un átomo: (4,2,0,+1/2), (3,3,2,-1/2), (2,0,1,+1/2), (3,2,-2,-1/2), (2,0,0,-1/2).

b. De las combinaciones anteriores que son correctas, indique el orbital donde se encuentre el electrón.

c. Enumere los orbitales del apartado anterior en orden creciente de energía

a. b. • (4,2,0,+½) está permitido y representa un electrón en un orbital 4d.

• (3,3,2,−½) no es posible por el número cuántico secundario, l, ha de ser menor que el principal,n.

• (2,0,1,+½) no es posible por el número cuántico magnético, m, no puede ser mayor que el secundario, l.

• (3,2,-2,−½) está permitido y representa un electrón en un orbital 3d.

• (2,0,0,−½) está permitido y representa un electrón en un orbital 2s.

c. el orden creciente de las energías de los tres orbitales anteriores, teniendo en cuenta que el valor de ésta viene dado por la suma de n + l, será: 2s (2+0) < 3d (3+2) < 4d (4+2).

3 a. Describa el efecto de un catalizador sobre el equilibrio químico. b. Defina cociente de reacción, Q. c. Diferencie entre equilibrio homogéneo y heterogéneo.

a. La presencia de un catalizador en un equilibrio no modifica el estado del mismo ni el valor de la constante de equilibrio por lo que equilibrio no se desplazará en ningún sentido. Sólo aumenta la velocidad de reacción, haciendo que la misma alcance antes el equilibrio.

b. El cociente de reacción responde a la misma expresión de la constante de equilibrio pero en él, la concentraciones no corresponden a las de equilibrio, sino a las de un instante cualquiera en el transcurso de la reacción.

c. Un equilibrio es homogéneo cuando todas las sustancias que intervienen en la reacción (reactivos y productos) se encuentran en la misma fase y heterogéneo cuando hay distintas fases entre ellas.

4 Complete las siguientes reacciones orgánicas e indique de qué tipo son:: a. CH3CH2CH2OH (H2SO4, calor) → + H2O b. CH3CH2CH=CH2 + HI → c. C6H6 (Benceno) + HNO3 → + H2O

a. CH3CH2CH2OH (H2SO4, calor) → CH3CH=CH2 + H2O (Eliminación) b. CH3CH2CH=CH2 + HI → CH3CH2CHICH3 (Adición electrófila) c. C6H6 (Benceno) + HNO3 → C6H5NO2 + H2O (Sustitución electrófila)

Page 80: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

3

5 A efectos prácticos la gasolina se puede considerar como un octano. Si las entalpías de formación del H2O(g), CO2(g) y C8H18(l) son respectivamente –241,8, -393,5 y – 250,0 kJ/mol, calcule:

a) Entalpía de combustión del octano. b) Energía que necesita un automóvil por cada km si su consumo es de 5 L cada 100 km.

Datos: densidad del octano líquido: 0,8 kg/L; masas atómicas: C: 12, H: 1.

a. Una vez ajustada la reacción de combustión del octano, con los calores de formación del CO2(g) , H2O(g) y C8H18(l) y aplicando la definición de entalpía de una reacción, se puede calcular la entalpía de la reacción que interesa:

C8H18(l) + 25/2O2(g) → 8CO2( s) + 9H2O(g) ∆Hro = Σ(∆HfoProductos) − Σ(∆HfoReactivos) = ∆Hro = 8∆HfoDióxido + 9∆HfoAgua − ∆HfoOctano =

8 m· (− 393,5 kJ/m) + 9 m· (− 241,8 kJ/m) – 1 m· (− 250 kJ/m) = − 5074,2 kJ/mol de octano b. Se calcula la gasolina que consumirá cada kilómetro y, como se conoce la que proporciona un

mol, se realiza una operación de corrección:

( )

kJ1780,4HCmol1kJ5074,2·HmolesC0,35

HC moles 0,35g114HC mol1·

L1g800·

km100L5·km1

188188

188188

=

=

6 Se preparan 100 mL de una disolución acuosa de ácido nitroso que contienen 0,47 g de éste ácido. a. El grado de disociación del ácido nitroso. b. El pH de la disolución .

Datos: Ka(HNO2) = 5,0 · 10-4 . Masas atómicas: N = 14; H = 1. O: 16.

a. Para el ácido nitroso, cuya concentración inicial es: [HNO2] = (0,47 g/0,1 L)·(1 mol/47 g) = 0,1 M

La rección de disociación en agua es: HNO2 + H2O NO2

− + H3O+

HNO2 NO2− H3O+

Conc. Inicial 0,1 - - Conc. Disociada 0,1α - - Conc. Equilibrio 0.1(1- α) 0,1α 0,1α

Sustituyendo en la expresión de la constante de equilibrio:

6,1%0,061α0;4·10α4·100,1αα1

0,1α4·10 4422

4 ===−+⇒−

= −−−

b. Conocido el grado de disociación, sólo resta sustituir en la concentración de hidrogenoiones: pH = − log[ H3O+] = − log cα = − log 0,1· 0,061 = 2,21

Page 81: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

4

2003.1. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Ácido perclórico. b. Óxido de titanio (IV). c. Fenol. d. PbF2 e. NH4HCO3. f. CH3COOCH3.

a. HClO4. b. TiO2. c.

OH

d. Fluoruro de plomo (II). Difluoruro de plomo. Fluoruro plumboso. e. Carbonato ácido de amonio. Hidrógenocarbonato amónico. Hidrógenotrioxocarbonato (IV) de

amonio. f. Etanato de metilo. Acetato de metilo.

2 La estricnina es un potente veneno que se ha usado como raticida, de fórmula C21H22O2N2. Para 1 mg de estricnina, calcule:

a. En número de moles de carbono. b. El número de moléculas de estricnina. c. El número de átomos de nitrógeno.

a. Como en un mol de estricnina hay 21 moles de carbono:

carbono de m6,28·10NOHC mol 1

C mol 21NOHCg334NOHCmol1·NOHCg0,001 5

222221222221

222221222221

−=

b. Como en un mol de estricnina hay 6,023·1023 moléculas de estricnina y su masa molar es 334 g:

22222118

222221

22222123

222221

222221222221

NOHC demoléculas1,8·10

NOHC mol 1NOHC moléculas 6,023·10

NOHCg334NOHCmol1·NOHCg0,001

=

=

c. Como en un molécula de estricnina hay 2 átomos de nitrógeno:

nitrógeno de átomos 3,6·10estricninamolécula1

Nátomos2estricnina moléculas 1,8·10 1818 =

3 Dada las sustancias NF3 , a) Represente las estructuras de Lewis b) Deduzca, mediante el método de RPECV, la geometría de cada molécula. c) Indique si es o no polar.

a.

F

N F F

La estructura de Lewis indica tres pares de electrones compartidos y uno sin compartir

Según el método de RPECV, es una molécula del tipo AB3E, (tres pares de e− enlazantes y uno no enlazante), tendrá forma de pirámide

triangular.

Polar con momento dipolar total dirigido hacia la base de la pirámide donde están los átomos de flúor por ser estos mucho más electronegativos que el átomo de nitrógeno.

N

F F

F

Page 82: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

5

4 Sean cuatro disoluciones caracterizadas por. A: pH=4; B: [OH-] = 10-14; C: [H3O+] = 10-7; D: pH = 9

a. Ordénelas de menor a mayor acidez. b. Indique cuáles son ácidas, básicas o neutras.

a. Se calcula la concentración de hidrogenoiones en cada una y se ordenan de forma creciente según las mismas o se calcula el pH de cada una de ellas y se ordenan en orden decreciente del mismo.

i. [H3O+]A = 10-pH = 10-4 ii. [H3O+]B = Kw/[OH−] = 1

iii. [H3O+]c =10-7 iv. [H3O+]D = 10-pH = 10-9

Por tanto, el carácter ácido aumenta: D < C < A < B b. Ácidas ([H3O+] > 10-7 o pH < 7): A y B;

Básicas ([H3O+] < 10-7 o pH > 7): D; Neutras ([H3O+] = 10-7 o pH = 7) C.

5 Para la reacción: SnO2(s) + 2H2(g) Sn(s) + 2H2O(g)

A 750ºC, la presión total del sistema es 32 mm Hg y la presión parcial del agua es 27,3 mm Hg. Calcule: a. El valor de Kp a esa temperatura b. El número de moles de H2 y de vapor de agua si el volumen del reactor es de 2 L.

a. Como los dos únicos gases que existen en el equilibrio son el hidrógeno y agua, si la presión parcial del agua es 27,3 mm Hg, la del hidrógeno será la total menos la del agua:

32 mm Hg – 27,3 mm Hg = 4,7 mm Hg. Conocidas las presiones, se sustituye en la expresión de Kp:

33,74P

PK 2

H

2OH

P2

2 ==

b. Aplicando la ecuación de los gases ideales para cada uno de los dos:

mol;10·8,56RT

VPn;mol10·1,47

RTVP

n 4OHOH

4HH

22

22

−− ====

6 Para cada una de las siguientes electrólisis calcule: a. Masa de cinc depositada en el cátodo al pasar por una disolución de Zn2+ una corriente de 1,87 A

durante 42,5 minutos. b. Tiempo necesario para que se depositen 0,58 g de plata al pasar por una disolución de AgNO3

una corriente de 1,84 A.

a. Se calcula la cantidad de carga que ha circulado y después se aplica la segunda ley de Faraday: Q = I· t = 1,87 A· 2550 s = 4768,5 C

( ) Zng1,616Zngeq2

Zng65,4·

C96500Zng -eq 1

·C 4768,5 =

b. El proceso es, ahora, el inverso: antes se aplica la segunda ley de Faraday para calcular la carga que ha circulado y, con ésta y la intensidad, se calcula el tiempo:

( ) C519,2Aggeq1C96500·

Agg107,8Aggeq1

·Agg0,58 =

t = Q/I = 519,2 C / 1,84 A = 282 s.

Page 83: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

6

2003.2. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Óxido de cromo (III). b. Nitrato de magnesio. c. Ácido benzoico. d. HgS e. H3BO3. f. CHCl3.

a. Cr2O3. b. Mg(NO3)2. c.

COOH

d. Sulfuro de mercurio (II). Sulfuro mercúrico. Sulfuro de mercurio. e. Ácido ortobórico. Trioxoborato (III) de hidrógeno. f. Triclorometano. Cloroformo.

2 Cuatro elementos que llamaremos A, B, C y D tienen respectivamente los números atómicos: 2, 11, 17 y 25. Indique:

a. El grupo y el período al que pertenecen. b. Cuáles son metales. c. El elemento que tiene mayor afinidad electrónica.

a. A los grupos 18, 1, 17 y 7 y a los períodos 1º, 3º, 3º y 4º, respectivamente. Se trata de los elementos He, Na, Cl y Mn.

b. El B y el D (sodio y manganeso respectivamente). c. El de mayor afinidad electrónica será el que siendo más pequeño adquiera más estabilidad

cuando gane un electrón por acercarse su configuración a la de gas noble. En este caso es el cloro (C). Su reducido tamaño hace que el electrón que gane esté atraído fuertemente por el núcleo y además, cuando gane un electrón, el cloro adquiere configuración electrónica de argón.

3 Dados los equilibrios: 3F2(g) + Cl2(g) 2ClF3(g)

H2(g) + Cl2) 2HCl(g) 2NOCl(g) 2NO(g) + Cl2(g)

a. Indique cuál de ellos no se afectará por un cambio de volumen, a temperatura constante. b. ¿Cómo afectará a cada equilibrio un incremento del número de moles de cloro?. c. ¿Cómo influirá en los equilibrios un aumento de la presión?.

Justifique las respuestas.

a. Un cambio de volumen (o de presión) sólo afectará a aquellos equilibrios en los que el número de moles de sustancias gaseosas es diferente en reactivos y productos para poder contrarrestar con su desplazamiento (aumentando o disminuyendo dicho número de moles de sustancias gaseosas) la perturbación exterior que se le produzca.

b. Desplazándose el mismo en el sentido en el cual se consuman parte de los moles añadidos según el Principio de Le Chatelier, o sea, hacia la derecha en los dos primeros y hacia la izquierda en el tercero.

c. Como ya se ha dicho en el apartado a, en el segundo equilibrio no afectará un cambio de presión. En la primera reacción se desplazará a la derecha disminuyendo el número de moles de gas y por tanto la presión en el reactor y al contrario en el tercero.

4 Dados los compuestos: CH3COOCH2CH3, CH3CONH2, CH3CHOHCH3 y CH3CHOHCOOH, a. Identifique los grupos funcionales presentes en cada uno de ellos. b. Razone si alguno de ellos presenta átomos de carbono asimétricos.

a. CH3COOCH2CH3 (Éster, acetato de etilo) CH3CONH2 (Amida, acetamida) CH3CHOHCH3 (Alcohol, 2-propanol) CH3CHOHCOOH (Alcohol y ácido, ácido 2-hidroxipropanoico)

Page 84: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

7

b. En el carbono central del ácido hay unidos cuatro sustituyentes distintos (CH3−, OH−, H− y COOH−) , luego éste será asimétrico.

5 En 50 mL de disolución 0,05 M de HCl se disuelven 1,5 g de NaCl. Suponiendo que no se altera el volumen, calcule:

a. Concentración de cada uno de los iones. b. pH de la disolución.

a. Ambas especies NaCl (sal) y HCl (ácido fuerte) se encontrarán completamente disociados. Los hidrogenoiones serán los provenientes del ácido clorhídrico:

[H3O+] = 0,05 M Los iones Na+ presentes serán los que provienen del cloruro sódico:

[Na+] = (1,5 g / 58,5 g·mol-1) / 0,05 L = 0,51 M Los iones Cl− presentes en total serán los que provienen del cloruro sódico más los del ácido clohídrico:

[Cl-] = [H3O+] + [Na+] = 0,56 M b. La disolución de NaCl en el ácido no va a influir para nada en la concentración de

hidrógenoiones, por lo que el pH seguirá siendo: pH = − log [H3O+] = − log 0,05 = 1,3

6 El carbonato de sodio se puede obtener por la descomposición térmica del bicarbonato sódico según la reacción.

2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O Se de descomponen 50 g de bicarbonato del 98% de riqueza en peso. calcule:

a. Volumen de CO2 desprendido medido a 25ºC y 1 at de presión b. Masa de carbonato que se obtiene.

a. Se calculan los gramos de bicarbonato sódico puros existentes en la muestra y con ellos los moles de dióxido de carbono:

( ) 23

2

3

33 COm0,29HNaCOm 2

COmol1·NaHCOg84NaHCOm1·

mineralg100NaHCOg 98

·mineralg50 =

Aplicando la ecuación de los gases ideales:

2CO de L7,13at1

K·298at·L/K·mol0,082 m· 0,29P

nRTV ===

b. Lo mismo que anteriormente:

( ) g29,16NaHCOg168

CONag106·

mineralg100NaHCOg 98

·mineralg503

323 =

Page 85: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

8

2003.2. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Dihidrógenofosfato de aluminio. b. Cloruro de estaño (IV). c. 2-propanol. d. Cu(BrO2)2 e. SbH3. f. CH3OCH3.

a. Al(H2PO4)3 b. SnCl4. c. CH3CHOHCH3 d. Bromito cúprico. Bis[Dioxobromato(III)] de cobre. e. Estibina. Trihidruro de antimonio. f. Dimetiléter. Metoximetano. Éter metílico.

2 La fórmula empírica de un compuesto es C2H4O. Si su masa molecular es 88, calcule: a. Su fórmula molecular. b. El número de átomos de H en 5 g de dicho compuesto.

La masa molecular de la fórmula molecular (88) es el doble de la masa molecular de la fórmula empírica (44), por lo que la fórmula molecular tendrá el doble de átomos de cada elemento: C4H8O2.

a.

284284

28423

284

284284 OHC molécula1

átomosH8·OHCmol1

OHCmoléculas6,023·10·OHCg88OHC mol1·OHCg5 =

= 2,7·1023 átomos de hidrógeno

3 Razone la veracidad o falsedad de las afirmaciones: a. Todas las reacciones de combustión son procesos redox. b. El agente oxidante es la especie que dona electrones. c. En una pila, la oxidación se produce en el ánodo.

a. Verdadero: el oxígeno se reduce (cambia su estado de oxidación de 0 a – 2) y el elemento que se quema se oxida aumentando su estado de oxidación.

b. Falso, el oxidante se reduce y gana electrones. c. Verdadero: la oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo.

4 De los ácidos débiles nitroso y cianhídrico, el primero es más fuerte que el segundo. a. Escriba sus reacciones de disociación en agua indicando sus bases conjugadas. b. Razone cuál de las dos bases es más fuerte.

a. Cuando se disuelvan en agua se disociarán parcialmente según: HNO2 + H2O H3O+ + NO2

− (ión nitrito, base conjugada del ácido nitroso) HCN + H2O H3O+ + CN− (ión cianuro, base conjugada del ácido cianhídrico)

b. Las constantes de equilibrio de un par conjugado está relacionadas a través del producto iónico del agua de la forma:

Kw = Ka · Kb, de manera que cuánto más débil sea un ácido, más fuerte será su base conjugada. La base conjugada más fuerte será, por tanto, el ión cianuro. Concretamente:

Ka(HCN) = 5·10−10 < Ka(HNO2) = 4·10−4 Kb(CN−) = 2·10−5 > Kb(NO2

−) = 2,5·10−11 (

5 Si las entalpías estandar de formación del CO2(g) y CaCO3(s) y CaO(s) son respectivamente − 393,5, –1206,2 y – 635,6 kJ/mol, calcule:

a) Variación de entalpía cuando se descomponen 1 mol de carbonato de calcio según: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

b) Energía necesaria para preparar 3 kg de óxido de calcio.

Page 86: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

9

a. Primero hay que calcula la entalpía de la reacción de descomposición del carbonato cálcico. Para cualquier reacción:

∆Hro = Σ(∆HfoProductos) − Σ(∆HfoReactivos) En ésta:

CaCO3(s) → CO2(g) + CaO(s) ∆Hro = ∆HfoDióxido de carbono + ∆HfoÓxido cálcico − ∆HfoCarbonato cálcico = 177 kJ/mol

b. Una vez calculada la entalpía referida a cada mol que desaparece de carbonato y, por tanto, a cada mol que aparece de óxido cálcico, se calcula con una proporción la correspondiente a 3000 g del mismo:

3000 g CaO · (1 mol CaO/56 g CaO) · (177 kJ/ 1 mol CaO) = 168.000 kJ

6 El cloruro amónico se descompone según la reacción: NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g)

En un recipiente de 5 L, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 2,5 g de NH4Cl y se calienta a 300ºC hasta llegar al equilibrio. Si para éste Kp = 1,2·10-3, calcule:

a) Presión total de la mezcla en equilibrio b) Masa de NH4Cl que queda en el recipiente.

NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g) a. La presión total de la mezcla será la suma de las presiones parciales de los dos únicos gases que

existen en el equilibrio: amoníaco y cloruro de hidrógeno que serán iguales pues de ambos se produce la misma cantidad. Sustituyendo en la expresión de Kp:

at.0,069P2

P0,00122

PP·PK T

2T

2T

HClNHp 3=⇒

=⇒

==

b. De cada uno de los productos se puede calcular los moles que se han formado aplicando la ecuación de los gases ideales, ya que se conoce su presión, temperatura y volumen:

moles0,00367K573·at·L/K·mol0,082

L5·at0,0345nn formadosNHformadosHCl 3===

Por cada mol que se forme de los productos, se descompone un mol de cloruro amónico. La masa de cloruro amónico que quede sin reaccionar la podemos calcular restando la que ha reaccionado a la que inicialmente había, esto es:

g2,3moles0,043m0,00367g/mol53,5

g2,5nn

n-nn

formadosHClinicialesNH

osreaccionadClNHinicialesClNHreaccionarsinClNH

4

444

==−=

=−=

==

Page 87: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

10

2003.3. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Peróxido de bario. b. Ácido clórico. c. 1,2-Etanodiol. d. MnI2 e. FeSO4. f. CH≡CH.

a. BaO2 b. HClO3. c. CH2OHCH2OH d. Yoduro manganoso. Yoduro de manganeso (II). Diyoduro de manganeso. e. Sulfato ferroso. Tetraoxosulfato (VI) de hierro (II). f. Etino. Acetileno.

2 Dado de elemento de Z = 19: a. Escriba su configuración electrónica. b. Indique a qué grupo y período pertenece. c. ¿Cuáles son los posibles números cuánticos de su electrón más externo?

a. 1s22s22p63s23p64s1 b. Grupo 1, 4º período. c. (4,0,0,1/2) o (4,0,0,−1/2)

3 La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido: MnO4

− + Cl− + H+ → Mn2+ + Cl2 + H2O Razone la veracidad o falsedad de las afirmaciones:

a. El Cl− es el reductor. b. El MnO4

− experimenta una oxidación. c. En la reacción ajustada se obtienen cuatro moles de agua por cada mol de permanganato.

a. Verdadero, se oxida de cloruro a cloro: 2Cl− → Cl2 + 2e− b. Falso, es el oxidante y se reduce de permanganato a ión manganoso,:

5e− + MnO4− + 8H+ → Mn2+ + 4H2O

c. Verdadero. Si se ajusta la reacción con el método ión-electrón: 5 x (2Cl− → Cl2 + 2e−)

2 x (5e− + MnO4− + 8H+ → Mn2+ + 4H2O)

10Cl− + 10e- + 2MnO4− + 16H+ → 2Mn2+ + 4H2O + 5Cl2 + 2e−

10KCl + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 8H2O + 5Cl2 + 6K2SO4

4 Defina los siguientes conceptos y ponga algún ejemplo de cada uno de ellos: a. Serie homóloga. b. Isomería de cadena. c. Isomería geométrica.

a. La que está constituida por un grupo de compuestos con la misma función y en la que cada elemento se diferencia de otro en la longitud de la cadena carbonada.

b. La que presentan dos compuestos que sólo se diferencian en la cadena carbonada. Por ejemplo: Butano CH3CH2CH2CH3 Metilpropano CH3CH(CH3)CH3

c. La que pueden presentar algunos compuestos con doble enlace según tengan sustituyentes iguales o no a un lado del plano nodal del doble enlace. Por ejemplo:

CH3 Cl CH3 CH3 C = C C = C Cl CH3 Cl Cl Trans-2,3-diclorobuteno-2 Cis-2,3-diclorobuteno-2

Page 88: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

11

5 Una disolución de HNO3 15 M tiene una densidad de 1,4 g/mL. Calcule: a. Concentración de la misma en tanto por ciento en peso. b. Volumen que hay que tomar de la misma para preparar 10 L de HNO3 0,05 M.

a. Mediante factores de conversión, a partir de la molaridad:

100·disoluciónmasa

solutomasapesoen% =

67,5%100·SOmol1

SOg63·

DUg1,4DUmL1·

DUmL1000SOm15

=

b. Sabiendo que el número de moles que habrá en la disolución que se quiere preparar es el número de moles de soluto que se necesitan tomar de la disolución original:

originalDUL0,033SOm15

DUL1·DUmL1000SOm0,05·DUL10 1

22 =

6 Para la reacción: SO2Cl2(g) SO2 (g) + Cl2(g)

a 375ºC, Kp vale 2,4. A esta temperatura se introducen 0,050 moles de SO2Cl2 en un recipiente cerrado de 1 L de capacidad. En el equilibrio, calcule:

a. Presiones parciales de los gases presentes. b. Grado de disociación a esa temperatura.

SO2Cl2(g) SO2 (g) + Cl2(g)

SO2Cl2 SO2 Cl2 Total Inicial 0,05 - - 0,05 Disociados 0,05α - - 0,05α Equilibrio 0,05 (1 − α) 0,05α 0,05α 0,05 (1 + α)

a. Se puede calcular el grado de disociación a partir del valor de Kc, valor que se calcula previamente a partir de Kp:

Kc = Kp (RT)−∆n = 2,4 at· (0,082 at·L/K·mol · 648 K)−1 = 0,045 m/L

60%0,6α0;2,5·10α2,25·10α2,5·10

1α)-0,05(1

2

1·α0,05

0,045cK 3323 ===−+⇒

== −−−

b. Conocida la cantidad que hay de cada gas, la temperatura y el volumen del reactor, se puede calcular la presión de cada gas sin más que aplicar la ecuación de los gases ideales a cada uno de llos. También se puede calcular la presión total a partir de los valores de Kp y α y, con ésta y las fracciones molares, se calculan las presiones parciales:

at4,27PP0,61

0,6at2,4Pα1

αK 2

2

2p =⇒−

=⇒−

=

at.1,60Pα1

α·PxPPat;1,067Pα1α1·PxP TSOClSOTClSOClSO 2222222

=+

====+−

==

Page 89: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

12

2003.3. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hidróxido de plata. b. Fluoruro de hidrógeno. c. Etanoamida. d. (NH4)2SO4 e. H2O2. f. CH3CH2COOH.

a. AgOH b. HF. c. CH3CONH2 d. Sulfato amónico. Tetraoxosulfato (VI) de diamonio. e. Peróxido de hidrógeno. Agua oxigenada. f. Ácido propanoico. Ácido propiónico.

2 Calcule: a. Masa en g de una molécula de agua. b. Átomos de hidrógeno en 2 g de agua c. Moléculas en 11,2 L de H2 medido en C.N.

a. Como un mol de agua pesa 18 g y en él hay 6,023· 1023 moléculas de agua: 18 g / 6,023·1023 moléculas = 2,99·10-23 g

b. Como en cada mol de agua hay 6,023· 1023 moléculas de agua y en cada molécula de agua hay dos átomos de hidrógeno:

=

OHmolécula1

Hátomos2·OHmol1

OHmoléculas10·6,023·OHg 18OHmol1O·Hg2

22

223

2

22 1,34·1023 átomos de H

c. Como cada mol en C.N. ocupa 22,4 L:

2

223

2

22 Hmol1

Hmoléculas10·6,023·H L22,4Hmol1HL11,2 = 3,01·10·1023 moléculas

3 Justifique las siguientes afirmaciones: a. A 25ºC y 1 atm, el agua es líquida y el sulfuro de hidrógeno es gas. b. El etanol es soluble en agua y el etano no. c. En C.N. el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo es sólido.

a. Debido a los enlaces de hidrógeno existentes en el agua y no en el H2S. Ellos son los causantes de la elevación de su punto de fusión lo que hace que en condiciones standard se presente en estado líquido.

b. En agua se disuelven las sustancias polares como el etanol, pero no las apolares como el etano. c. Porque las fuerzas de V. d. W. aumentan con la masa molecular, razón por la cual, a medida que

descendemos en el sistema periódico en un mismo grupo, los elementos tendrán mayor punto de fusión.

4 a. Explique qué significan los términos fuerte y débil aplicados a una base o a un ácido. b. Si se añade agua a una disolución de pH = 4, ¿qué ocurre con la concentración de H3O+?.

a. Según Brönsted-Lowry, ácido fuerte es aquella especie con elevada tendencia a ceder protones al disolvente de una disolución (débil será justamente lo contrario) y base fuerte aquella que tenga elevada tendencia a captar protones de dicho disolvente (base débil será lo contrario).

b. Se diluye y disminuye la concentración de hidrogenoiones. Se hará menor que 10-4 y su pH se hará mayor que 4.

Page 90: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

13

5 La fotosíntesis se puede representar mediante la reacción: 6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g) ∆Ho = -3402,8 kJ

Calcule: a) Entalpía de formación de la glucosa. b) Energía necesaria para formar 500 g de glucosa mediante fotosíntesis.

Datos: ∆Hfodióxido = -393,5 kJ/mol; ∆HfoAgua = -285,8 kJ/mol

a. Para cualquier reacción: ∆Hro = Σ(∆HfoProductos) − Σ(∆HfoReactivos)

6CO2 (g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g) ∆Hro = ∆HfoGlucosa − 6∆HfoDióxido − 6∆HfoAgua

1 mol · 3402,8 kJ/mol = ∆HfoGlucosa − 6m · (− 393,5 kJ/mol) − 6m · (− 285,8 kJ/mol) ∆HfoGlucosa = − 673 kJ/mol

b. Mediante un simple cálculo: 500 g C6H12O6 · (1 mol C6H12O6/180 g C6H12O6) · (3402,8 kJ/ 1 mol C6H12O6) = 9452,2 kJ

6 Sea la reacción: NaBr + HNO3 → Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O

a. Ajuste la reacción por el método ión-electrón. b. Calcule la masa de bromo que se obtendrán con 100 g de bromuro sódico.

a. Cambian de estado de oxidación el Br (de – 1 a 0) y el N (de 5 a 4): HNO3 + NaBr → Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O

(2Br− → Br2 + 2e−) 2 x (NO3- + 2H+ + 1e− ⇒ NO2 + H2O)

2Br− + 2NO3− + 4H+ + 2e- → Br2 + 2NO2 + 2H2O + 2e−

2NaBr + 4HNO3 → Br2 + 2NO2 + 2NaNO3 + 2H2O b. Sabiendo que la obtención de un mol de bromo precisa 2 moles de bromuro sódico:

( ) g77,67Brmol1Brg160

·NaBrm2Brm1·

NaBrg103NaBrm1·NaBrg100

2

22 =

Page 91: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

14

2003.4. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Óxido de zirconio (IV). b. Sulfuro de arsénico (III). c. 3-metilpentano. d. KMnO4 e. LiH f. CH3COCH3.

a. ZrO2. b. As2S3. c. CH3CH2CH(CH3)CH2CH3 d. Permanganato potásico. Tetraoxomanganato (VII) de potasio. e. Hidruro de litio. Hidruro de litio (I). f. Propanona (Acetona).

2 Razone la veracidad o falsedad de las afirmaciones: a) Los metales son buenos conductores de la electricidad. b) Todos los compuestos del carbono tienen hibridación sp3. c) Los compuestos iónicos conducen la corriente en estado sólido.

a) Verdadero. Los metales son buenos conductores eléctricos, algunos de ellos a bajas temperaturas apenas si oponen resistencia al paso de la corriente (superconductores). Esta facilidad de conducción se explica con:

1. Teoría del gas electrónico: debido al gran número de cargas libres y la gran movilidad de las mismas.

2. Teoría de bandas: en los metales la banda valencia y la banda de conducción llegan a superponerse.

b) Falso, si hay doble enlace presentan hibridación sp2 y si hay triple, sp. c) Falso: en estado fundido o en disolución. En estado sólido presenta las cargas necesarias para la

conducción pero no disponen de movilidad al ocupar un sitio fijo en la red.

3 Sabiendo que Eo(Cl2/Cl−) = 1,36 V, Eo(I2/I−) = 0,54 V y Eo(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V, razone: a. Si el Cl2 reacciona con los iones Fe2+ para transformarlos en Fe3+. b. Si el I2 reacciona con los iones Fe2+ para transformarlos en Fe3+.

a. Para que el ión ferroso se oxide, el cloro se tiene que reducir según la reacción : Cl2 + 2e− → 2Cl− + Fe2+ 2 x (Fe2+ → Fe3+ + 1e−)

Cl2 + 2Fe3+ → 2Cl− + 2Fe2+ A la que le corresponde un potencial:

Eopila = Eo(Cl2/Cl-) + Eo(Fe2+/Fe3+) = 1,36 V + (– 0,77 V) = 0,59 V > 0 ⇒ Si se produce la reacción. b. Para que el ión ferroso se oxide, el iodo se tiene que reducir según la reacción :

I2 + 2e− → 2I− + Fe2+ 2 x (Fe2+ → Fe3+ + 1e−) I2 + 2Fe3+ → 2I− + 2Fe2+

A la que le corresponde un potencial: Eopila = Eo(I2/I−) + Eo(Fe2+/Fe3+) = 0,54 V +(– 0,77 V) = – 0,23 V < 0 ⇒ No reacciona.

4 Dadas las especies NH4+, CH3-COOH, HCO3- y OH-, justifique según Brönsted-Lowry a) su comportamiento como ácido y/o base b) indique su par conjugado en cada caso.

• Carácter ácido NH4+ + H2O NH3 + H3O+ (base conjugada: amoníaco)

CH3-COOH + H2O H3O+ + CH3-COO- (base conjugada: ión acetato) • Anfótero

HCO3- + H2O CO32- + H3O+ (base conjugada: ión carbonato)

Page 92: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

15

HCO3- + H2O H2CO3 + OH- (ácido conjugado: ácido carbónico) • Carácter básico

OH- + H2O H2O + OH- (ácido conjugado: agua)

5 Al tratar 5 g de galena con sulfúrico se obtienen 410 cm3 de H2S medidos en C.N. según: PbS + H2SO4 → PbSO4 + H2S

Calcule: a. Riqueza de la galena en PbS b. Volumen de H2SO4 0,5 molar que se consume en la reacción.

a. A partir del único dato que se posee de alguna de las sustancias que intervienen en la reacción (volumen de sulfuro de hidrógeno) y sabiendo que un mol de gas en C.N. ocupa 22,4 L:

87,5%g5

g100·

PbSmol1PbSg239

·SHmol1

PbSmol1·L22,4

SHmol1·L0,412

2 =

b. Se procede de igual manera pero en este caso la proporción se establece entre el sulfuro de hidrógeno y el ácido sulfúrico:

DUmL36,6DUL0,0366SOHmol0,5

DUL1·SHmol1

SOHmol1·L22,4

SHmol1·L0,41422

422 ==

6 En un recipiente de 5 L se introducen 1,84 moles de nitrógeno y 1,02 moles de oxígeno. Se calienta a 2000ºC y se establece el equilibrio:

N2(g) + O2(g) 2NO(g) En estas condiciones reacciona el 3% del nitrógeno existente. Calcule:

a. Valor de Kp a esa temperatura. b. Presión total en el equilibrio.

N2(g) + O2(g) 2NO(g) a. Construyendo una tabla con los moles que reaccionan y que se producen.

N2 O2 NO Moles Iniciales 1,84 1,02 - Reaccionan 1,84·0,03 1,84·0,03 Equilibrio 1,84 - 1,84·0,03 =1,785 1,02 - 1,84·0,03 = 0,99 1,84·0,03 = 0,0552

3

2

cP 10·1,72

50,99·

51,785

50,0552

KK −=

==

b. Como se conoce el número total de moles, sólo hay que aplicar la ecuación de los gases ideales:

at92,8L5

k2273·at·L/K·mol0,082·m0,0552)0,99(1,785P =++

=

Page 93: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

16

2003.4. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hidróxido de magnesio. b. Yodato de potasio. c. Etilmetiléter. d. NaClO e. H2Se. f. CH2BrCHBrCH2CH3.

a. Mg(OH)2 b. KIO3. c. CH3OCH2CH3 d. Hipoclorito sódico. Oxoclorato (I) de sodio. e. Seleniuro de hidrógeno. Seleniuro de dihidrógeno. f. 1,2-Dibromobutano.

2 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas 1. ns1 2. ns2np4 3. ns2np6.

a. Indique el grupo al que pertenece cada una de ellas. b. Nombre dos elementos de cada uno de los grupos anteriores. c. Razone cuáles serían los estado de oxidación más probables de los elementos de esos grupos.

a. ns1. Es la configuración electrónica general del grupo 1, hidrógeno y alcalinos: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. Su estado de oxidación más probable será +1 ya que tenderán a perder un electrón con facilidad por su gran tamaño atómico (son los elementos más voluminosos en cada período) y porque con ello adquieren configuración de gas noble.

b. ns2np4. Es la configuración electrónica general del grupo 16, anfígenos: oxígeno, azufre, selenio, teluro y polonio. Su estado de oxidación más probable será -2 ya que tenderán a ganar dos electrones con facilidad (son átomo muy pequeños comparados con los de su mismo período) para adquirir con ello configuración de gas noble.

c. ns2np6. Es la configuración electrónica general del grupo 18, gases nobles: neón, argón, kriptón, xenón y radón. El helio pertenece a este grupo pero no tiene ese tipo de configuración electrónica (1s2). Debido a sus configuraciones tan estables ni perderán ni ganarán electrones y su estado de oxidación será 0.

3 Indique razonadamente cómo variará la entropía en los siguientes procesos: a. Disolución de nitrato potásico en agua. b. Solidificación del agua. c. Síntesis del amoníaco: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

a. Se pasa de un estado muy ordenado (cristal de nitrato potásico) a otro muy desordenado como es la disolución. Aumenta por tanto el desorden y con él, la entropía.

b. Sucede ahora lo contrario, se pasa de estado líquido a sólido ordenado, por lo que disminuye la entropía al aumentar el orden en el sistema.

c. En esta reacción disminuye el desorden porque por cada cuatro moles de gas que desaparecen, sólo aparecen dos moles. Disminuirá por tanto la entropía.

4 Indique uno de los tipos de isomería que pueden presentar los siguientes compuestos y represente los correspondientes isómeros:

a. Propanona. b. Butano. c. Ácido 2-flúorpropanoico..

a. Por ejemplo, de función: propanal. CH3CHO b. Por ejemplo, de cadena: metilpropano. CH3CH(CH3)CH3 c. Por ejemplo, de posición: ácido 3-flúorpropanoico. CH2FCH2COOH

Page 94: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

17

5 Dada una disolución acuosa de HCl 0,2 M, calcule: a. Gramos de HCl que hay en 20 mL de la disolución. b. Volumen de agua que añadir a estos 20 mL para que la disolución pase a ser 0,01 M.

a. Con el volumen de la disolución y su molaridad sepuden calcular los moles de ácido y después pasarlos a gramos:

HClg0,146HClmol1HClg36,5

·L1

HClmol0,2·L0,02 =

b. En la disolución resultante, el número de moles de soluto será el que hay en los 20 mL que se toman y el volumen será la suma de los 20 mL originales más el de agua que se tiene que añadir:

L0,38VM0,01LVL0,02

L1HClmol0,2·L0,02

=⇒=+

6 Dos cubas electrolíticas conectadas en serie contienen una disolución de AgNO3 la primera y de H2SO4 la segunda. Al pasar cierta cantidad de electricidad se obtienen en la primera 0,09 g de plata. Calcule:

a. Carga eléctrica que ha circulado. b. Volumen de hidrógeno que se obtiene en la segunda medido en C.N.

a. Si las cubas están conectadas en serie, la carga que circula por ellas será la misma. Con la cantidad de plata depositada se calcula la carga que circulado en la primera cuba mediante una de las leyes de Faraday:

.Cul80,56Algeq1C96500·

Agg107,8Aggeq1

Ag·g0,09 =

b. Ahora, el proceso es el inverso. Como la carga que ha circulado en la segunda cuba es la misma que en la primera, se pueden calcular los equivalentes gramos de hidrógeno que se han desprendido y con ellos el volumen en condiciones normales. O también teniendo en cuenta que número de equivalentes-gramo desprendidos de hidrógeno ha de ser el mismo que se ha depositado de plata en la primera cuba:

L10·9,35Hmol1L22,4·

HdegeqHmol1·

Aggeq1Hdegeq1

·Agg107,8Aggeq1

·Agg0,09 3

22

22 −=

−2

Page 95: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

18

2003.5. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Bromuro de hidrógeno. b. Fosfato de litio. c. 2-buteno. d. Co(OH)2 e. HNO2. f. CH2CHO.

a. HBr b. Li3PO4. c. CH3CH=CHCH3 d. Hidróxido cobaltoso. Hidróxido de cobalto (II). Dihidróxido de cobalto. e. Ácido nitroso. Dioxonitrato (III) de hidrógeno. f. Etanal. Acetaldehído.

2 a. Defina el concepto de energía de ionización de un elemento. b. Justifique porqué la primera energía de ionización disminuye al descender en un grupo del

sistema periódico. c. Dados los elementos: F, Ne y Na, ordénelos de mayor a menor energía de ionización.

a. Energía mínima necesaria para separar un electrón de un átomo neutro gaseoso en su estado fundamental. Se puede hablar de sucesivas energías de ionización si se trata de arrancar un segundo, un tercer, etc..., electrón del átomo.

b. Porque aumenta el tamaño del átomo, los electrones de la capa de valencia se encuentran más alejados del núcleo y por tanto menos atraídos, es por ello que habrá que aportar menos energía para arrancarlos.

c. Utilizando el criterio del apartado anterior (tamaño) y el hecho de que el sodio adquiera configuración de gas noble al perder un electrón, el orden decreciente será: EINe > EIF > EINa. Concretamente, las energías de ionización de los tres son 2081, 1681 y 495 kJ/mol.

3 Justifique si las siguientes afirmaciones son correctas: a. El ión HSO4

− puede actuar como ácido según Arrehnius. b. El ión CO32− puede actuar como base según Brönsted-Lowry.

a. Sí, porque posee H+ en su molécula para poder cederlos. HSO4

− SO42− + H+ b. Sí, porque puede aceptar hidrogenoiones en disolución acuosa.

CO32− + H2O HCO3− + OH−

4 Calcule el número de átomos que hay en: a) 44 g de CO2 b) 50 L de He medido en C.N. c) 0,5 moles de O2.

En los tres casos hay que calcular el número de moléculas existentes en la muestra y, con ellas el número de átomos ya que en cada molécula hay 3, 1 y 2 átomos respectivamente:

a) ( ) =

22

223

2

22 moléculaCO1

átomos3COmol1

COmoléculas6,023·10COg44COmol1·COg44 1,80·1023 átomos

b) ( ) =

Hemol1

Heátomos6,023·10He L 22,4Hemol1·He L50

231,34·1024 átomos

c) ( ) =

22

223

2 moléculaO1átomos2

Omol1Omoléculas6,023·10O m 0,5 6,02·1023 átomos

Page 96: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

19

5 La reacción siguiente tiene lugar en medio ácido: MnO4

− + Ag + H+ → Mn2+ + Ag+ + H2O a. Ajuste la reacción por el método ión-electrón. b. Calcule los gramos de plata que se pueden oxidar con 50 mL de una disolución 0,2 M de

permanganato.

a. La reacción molecular completa sería: Ag + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + Ag2SO4 + K2SO4 + H2O

Se oxida la plata: Ag → Ag1+ + 1e− Se reduce el permanganato: MnO4

− + 8H+ + 5e− → Mn2+ + 4H2O Para que el número de electrones intercambiados en las semireacciones sea el mismo y, dado que el número de iones Ag1+ ha de ser par en los productos, se multiplica por 10 y por 2 respectivamente, en vez de por 5 y por 1:

10 x (Ag → Ag1+ + 1e−) 2 x (MnO4- + 8H+ + 5e− → Mn2+ + 4H2O)

2MnO4− + 16H+ + 10Ag + 10e− → 2Mn2+ + 8H2O + 10Ag+ + 10e−

10Ag + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Ag2SO4 + 8H2O + K2SO4 b. Teniendo en cuenta que 10 moles de Ag necesitan 2 moles de KMnO4 para oxidarse:

( ) Agg5,39Agmol1Agg107,8·

MnOm2Agm10·

DU L 1MnOm0,2·DU L0,05 -

4

-4 =

6 El cloruro de hidrógeno se obtiene según: Cl2(g) + H2(g) → 2HCl(g) ∆Ho = -184,4 kJ

Calcule: a. Energía desprendida en la obtención de 100 kg de cloruro de hidrógeno. b. Entalpía de enlace H-Cl si las de los enlaces H-H y Cl-Cl son respectivamente: 435 y 243 kJ/mol.

a. La energía que aparece en la reacción es la desprendida cuando se forman 2 moles de HCl, luego:

( ) kJ252.602HClmol2

kJ 184,4-·g36,5

HClm1·g100.000 −=

b. La entalpía de cualquier reacción se puede calcular restándole a la suma de las energías de enlaces rotos, la suma de las energías de los enlaces formados. En la primera reacción se rompe un mol de enlaces H − H y otro de enlaces Cl − Cl y se forman 2 moles de enlaces Cl − H, luego:

∆Hro = EH-H + ECl-Cl − 2 · EH-Cl = − 184,4 kJ = 1 m· 435 kJ/m + 1 m· 243 kJ/m – 2 m· EH-Cl

EH-Cl = 431,2 kJ/mol

Page 97: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

20

2003.5. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hidrógenocarbonato de cesio. b. Óxido de cadmio. c. o-Dimetilbenceno d. Al(OH)3 e. CrF3. f. (CH3)N

a. CsHCO3 b. CdO. c. CH3 CH3

d. Hidróxido de aluminio (III). Trihidróxido de aluminio. Hidróxido alumínico. e. Fluoruro crómico. Trifluoruro de cromo. Fluoruro de cromo (III). f. Trimetilamina.

2 Dadas las sustancias NH3 y BCl3, a) Represente el número de pares de electrones que tienen sin compartir b) Indique la hibridación de cada átomo central. c) Deduzca, mediante el método de RPECV, la geometría de cada molécula.

Cl

Cl B Cl

BCl3 (3 pares

compartidos)

H

H N H

NH3

(3 pares compartidos y 1 sin compartir)

Hibridación sp2 en el boro Hibridación sp3 en el nitrógeno

Es una molécula del tipo AB2E2, (dos pares de e− enlazantes y dos no enlazantes),

tendrá forma angular.

Es una molécula del tipo AB3E, (tres pares de e− enlazantes y uno no enlazante), tendrá

forma de pirámide triangular.

3 a) Dibuje el diagrama de entalpía de la reacción: CH2=CH2 + H2 CH3CH3

sabiendo que la reacción directa es exotérmica y muy lenta a presión atmosférica y temperatura ambiente.

b) ¿Cómo se modifica el diagrama de entalpía de la reacción anterior por efecto de un catalizador positivo?

c) Justifique si la reacción directa es exotérmica o endotérmica.

a. H Comp. Act. EA1 EA2

Reactivos Productos Coordenadas de la reacción

b. Un catalizador positivo aumenta la velocidad de reacción al rebajar la energía de activación.

c. Forzosamente ha de ser exotérmica, puesto que la energía de activación de la reacción inversa es mayor que la de la reacción directa.

N H

H H

Page 98: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

21

4 Complete las siguientes reacciones indicando el tipo de reacción de que se trata: a. CH2=CH2 + H2 (Catalizador) → b. CH3CH3 + Cl2 (hν) → c. CH3OH + 2O2 →

a. CH2=CH2 + H2 (Catalizador) → CH3CH3 (Adición) b. CH3CH3 + Cl2 (hν) → CH3CH2Cl + HCl (Sustitución radicálica) c. CH3OH + 3/2 O2 → CO2 + 2H2O (Combustión)

5 Se dispone de 80 mL d disolución 0,8 M de NaOH. Calcule: a. Volumen de agua que hay que añadir para que su concentración sea 0,5 M. Suponga volúmenes

aditivos. b. pH de la disolución resultante.

a. En la disolución resultante, el número de moles de soluto será el que hay en los 80 mL que se toman y el volumen será la suma de los 80 mL originales más el de agua que se tiene que añadir:

( ) aguadeL1,2VLm0,05

LV0,08

L0,08·L

mol0,8=⇒=

+

b. Se trata de una base fuerte que se encuentra completamente disociada en disolución acuosa por lo que la concentración de hidroxilos será 0,05 M. Con ésta se calcula el pOH y después el pH:

pH = 14 – pOH = 14 – (–log [OH-]) = 14 + log 0,05 = 12,7

6 En un recipiente de 5 litros que se encuentra a 50ºC se introducen 0,28 moles de N2O4 gaseoso y se produce la reacción:

N2O4(g) NO2(g) Al llegar al equilibrio la presión total es de 2 atm. Calcule:

a. Grado de disociación del N2O4 a esa temperatura. b. Valor de Kp a 50ºC

N2O4(g) 2NO2(g) a. Se puede construir una tabla con los moles que hay inicialmente y en el equilibrio en función del

grado de disociación, α: N2O4 NO2 Totales Moles iniciales 0,28 - 0,28 Reaccionan 0,28α - 0,28α Moles en equilibrio 0,28(1-α) 2· 0,28α 0,28(1+α)

Aplicando la ecuación de los gases ideales a la totalidad de moles presentes en el equilibrio:

0,3481K323·at·L/K·mol0,082·m0,28

L5·at21nRTPVαα)RT;n(1PV =−=−=+=

b. Conocido el grado de disociación basta con sustituir en la tabla y saber los moles que hay de cada especie en el equilibrio. Estos valores se pueden sustituir en la expresión de Kc y calcular esta constante. Como se conoce la temperatura, se podrá, a partir de Kc, calcular Kp mediante la expresión:

Kp = Kc· (RT)∆n = [ ][ ]

( ) at 1,106K)23at·L/K·m·3(0,082m/5L0,182

m/5L0,195(RT)ON

NO 2Δn

42

22 ==

También se puede sustituir directamente en la expresión que relaciona Kp con el grado de disociación y la presión total:

at1,106at20,34810,348·4P

α14α

Pα)0,28(1α)0,28(1

Pα)0,28(1

0,28·2α

·Px·Px

PP

K 2

2

2

2

2

ON

22NO

ON

2NO

p42

2

42

2 =−

=−

=

+−

+

===

Page 99: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

22

2003.6. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Cromato de calcio. b. Peróxido de estroncio. c. 2-Pentanona. d. HClO2 e. N2O3. f. CH2=CHCH2CH=CHCH3

a. CaCrO4 b. SrO2. c. CH3COCH2CH2CH3 d. Ácido cloroso. Dioxoclorato (III) de hidrógeno. e. Trióxido de dinitrógeno. Óxido de nitrógeno (III). f. 2,4-Hexadieno.

2 Dadas las sustancias H2S, PH3 y CCl4, a) Represente el número de pares de electrones que tienen sin compartir b) Deduzca, mediante el método de RPECV, la geometría de cada molécula. c) Indique la hibridación de cada átomo central.

CCl4 PH3 SH2

a. Cl

ClCCl Cl

H

PH H

H

S H

b. Es una molécula del tipo AB4, (cuatro pares de e−

compartidos), tendrá forma tetraédrica.

Es una molécula del tipo AB3E, (tres pares de e− compartidos y uno sin

compartir), tendrá forma de pirámide triangular.

Es una molécula del tipo AB2E2, (dos pares de e− compartidos y

dos sin compartir), tendrá forma angular.

c. Hibridación sp3 en el carbono Hibridación sp3 en el fósforo Hibridación sp3 en el azufre

3 Dado el equilibrio: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) ∆H < 0

a. Explique cómo se aumentaría la cantidad de SO3 sin adicionar ninguna sustancia. b. Escriba la expresión de Kp. c. Razone como afectaría al equilibrio la presencia de un catalizador.

a. Disminuyendo la temperatura (el equilibrio aumenta la temperatura generando calor, o sea, desplazándose hacia la derecha, hacia la formación de SO3) o aumentando la presión (de esta forma el equilibrio se desplazará para tratar de disminuir la presión, o sea, hacia el lado donde menos número de moles gaseosos haya, esto es, a la derecha, formando más cantidad de SO3) y también retirando el SO3 formado (el equilibrio lo repondrá formando más cantidad).

b. 22

3

O2SO

2SO

p PP

PK =

c. De ninguna forma. El catalizador sólo influye en la velocidad de reacción pero desplaza el equilibrio en ningún sentido.

P

S

Page 100: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

23

4 Justifica si es posible que: a. Una reacción endotérmica sea espontánea. b. Los calores de reacción a presión constante y a volumen constante sean iguales en algún proceso

químico.

a. Para que una reacción sea espontánea ha de suceder que ∆G = ∆H - T∆S < 0

Como la entalpía es positiva (endotérmica), la energía libre será negativa siempre que ∆S sea positivo (aumente el desorden) y además T∆S >∆H. De esta forma ∆G será negativo y la reacción será espontánea.

b. Ambos calores se relacionen entre sí de la forma Qp = Qv + ∆nRT

Serán iguales cuando ∆n = 0, o sea, si no hay gases en el proceso o si, habiendo gases, no hay variación del número de moles gaseosos entre productos y reactivos.

5 El ácido nítrico reacciona con sulfuro de hidrógeno dando azufre y monóxido de nitrógeno. a. Ajuste la reacción por el método ión-electrón. b. Calcule el volumen de H2S medido a 60ºC y 1 atm necesario para que reaccione con 500 mL de

HNO3 0,2 M.

a. La correspondiente reacción será: HNO3 + H2S → S + NO + H2O

Se oxida el sulfuro de hidrógeno: H2S → S + 2H+ + 2e− Se reduce el nitrato: NO3

− + 4H+ + 3e− → NO + 2H2O Para que se intercambie el mismo número de electrones en ambas semirreacciones:

3 x (H2S → S + 2H+ + 2e−) 2 x (NO3

− + 4H+ + 3e− → NO + 2H2O) 3H2S + 2NO3

− + 8H+ + 6e− → 3S + 2NO + 4H2O + 6e− 3H2S + 2HNO3 → 3S + 2NO + 4H2O

b. Se pueden calcular los moles de H2S a partir de los moles de HNO3 y aplicar después la ecuación de los gases ideales:

( ) SH de moles0,15NOm2

SHm3·L 1NOm0,2·L0,5 2-

3

2-3 =

L4,09atm1

K333·at·L/K·mol0,082 m· 0,15P

nRTV ===

6 En una disolución acuosa 0,01 M de ácido cloroacético, éste se encuentra disociado en un 31%. Calcule: a. Ka del ácido. b. pH de la disolución resultante.

ClCH2COOH + H2O ClCH2COO− + H3O+

a. Se puede realizar una tabla en función del grado de disociación y la concentración inicial: ClCH2COOH ClCH2COO− H3O+

Inicial c = 0,01 - - Disociado cα = 0,01· 0,31 - - Equilibrio c(1 − α) = 0,01(1 − 0,31) cα = 0,01· 0,31 cα = 0,01· 0,31

Sólo hay que sustituir en la expresión de la constante de acidez: [ ][ ]

[ ] =−

==+−

α1cα

COOHClCHOH·COOClCHK

2

2

32a 1,39 · 10-3

b. Sólo hay que aplicar la definición de pH:

pH = − log[ H3O+] = − log 0,01 · 0,31= 2,5

Page 101: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

24

2003.6. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Sulfuro de cinc. b. Ácido bromoso. c. Metilpropano. d. CO e. Fe(NO3)3 f. CH2OHCHOHCH2OH.

a. ZnS b. HBrO2. c. CH3CH(CH3)CH3 d. Monóxido de carbono. Óxido de carbono (II). e. Nitrato férrico. Tris[trioxonitrato (V)] de hierro. f. 1,2,3-Propanotriol. Glicerina.

2 Las masas atómicas del hidrógeno y del helio son respectivamente 1 y 4. razone la veracidad o falsedad de la siguientes afirmaciones:

a) Un mol de He contiene los mismos átomos que 1 mol de H2 b) La masa de un átomo de helio es 4 g. c) En un gramo de hidrógeno hay 6,023·1023 átomos.

a) Falso. Contienen las mismas moléculas pero al ser el He monoatómico y el H2 es diatómico, en el mol de helio habrá la mitad de átomos que en el de hidrógeno .

b) Falso. Será 4 u.m.a. Su masa molar es la que vale 4 g. c) Verdadero porque 1 g es 0,5 moles, pero como es diatómico tendrá 0,5· 2· 6,023·1023 átomos, o

sea, 6,023·1023 átomos.

3 a. Escriba la configuración electrónica del cloro (Z = 17) y del potasio (Z = 19). b. ¿Cuáles serán los iones más estables a que darán lugar los átomos anteriores? c. ¿Cuál de estos iones tendrá menor radio?

a. Cl: 1s22s22p63s23p5 K: 1s22s22p63s23p64s1. b. Lógicamente, el cloro tenderá a ganar un electrón con facilidad por su reducido tamaño y porque

con ello adquiere configuración de gas noble, luego su ión más estable será el ión cloruro: Cl−. Justamente al contrario sucederá con el potasio: debido a su gran tamaño y a que perdiendo un electrón adquiere configuración de gas noble, perderá con relativa facilidad su electrón del cuarto nivel y su ión más estable será: K+.

c. Al perder el potasio su único electrón del cuarto nivel, reducirá de forma ostensible su tamaño y, contrariamente, el cloro aumentará el suyo cuando entre un nuevo electrón en el átomo debido a la repulsión electrónica con el resto de electrones. Por tanto el potasio (+1) tendrá menor radio que el cloro (-1). Concretamente sus valores son 0,133 y 0,181 nm respectivamente.

4 Dadas las especies HSO4−, HNO3, S2−, NH3, H2O y H3O+, justifique según Brönsted-Lowry cuáles

pueden actuar como: a) ácido b) base c) ácido y base

a) Como ácido (cediendo protones al agua): HSO4−, HNO3, H3O+.

HSO4− + H2 → SO42− + H3O+

HNO3 + H2O → NO3− + H3O+

H3O+ + H2O H2O + H3O+ b) Como base: S2-, NH3

S2− + H2O HS− + OH −

NH3 + H2O NH4+ + OH − c) Como ácido y como base: H2O

H2O + H2O H3O+ + OH −

Page 102: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

25

5 En la reacción: Br2(g) 2Br(g)

La constante de equilibrio Kc a 1200ºC vale 1,04·10-3. a) ¿Cuál es el grado de disociación del Br2? b) Si la concentración inicial de bromo molecular es 1 M calcule la concentración de bromo atómico

en el equilibrio.

Br2(g) 2Br(g) Si x es el número de moles que se disocian:

Br2 Br Inicialmente 1 - Reaccionan x - Equilibrio 1 − x 2x

[ ][ ]

[ ] m/L0,032Br0,016x

0 0,00104-0,00104x4x0,00104x-1

4xBrBrK 2

2

22

c

=⇒=

⇒=+⇒===

El grado de disociación es la fracción de moles disociados por moles iniciales: α = 0,016 moles disociados/1 mol inicial = 0,016 = 1,6%.

6 A 25ºC y 1 at la variación de entalpía es 3351 kJ para la reacción: 2Al2O3(s) → 4Al(s) + 3O2(g)

Calcule: a. Entalpía de formación del óxido de aluminio. b. Entalpía cuando se forman 10 g de óxido de aluminio.

a. La reacción del problema es justamente la contraria a la de formación del óxido de aluminio y multiplicada por dos,

− 2 x (2Al(s) + 3/2O2(g) → Al2O3(s)) 2Al2O3(s) → 4Al(s) + 3O2(g)

∆Hro = − 2∆HfoTrióxido luego:

∆HfoTrióxido = − ∆Hro /2 = − 1675,5 kJ/mol b. Una vez calculada la de un mol de óxido, mediante un factor de corrección, se calcula la de 10 g:

10 g Al2O3 · (1 mol Al2O3 /102 g Al2O3 ) · (−1675,5 kJ/ 1 mol Al2O3) = − 164,2 kJ

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SELECTIVIDAD 2004.

EXÁMENES RESUELTOS

CRITERIOS DE CORRECCIÓN.

El examen consta de dos opciones A y B. El alumno deberá desarrollar una de ellas

completa sin mezclar cuestiones de ambas, pues, en este caso, el examen quedaría anulado y la puntuación global en Química sería cero. Cada opción (A o B) consta de seis cuestiones estructuradas de la siguiente forma: una pregunta sobre nomenclatura química, tres cuestiones de conocimientos teóricos o de aplicación de los mismos que requieren un razonamiento por parte del alumno para su resolución y dos problemas numéricos de aplicación. Valoración de la prueba:

• Pregunta nº 1. o Seis fórmulas correctas............................... 1'5 puntos. o Cinco fórmulas correctas............................ 1'0 puntos. o Cuatro fórmulas correctas.......................... 0'5 puntos o Menos de cuatro fórmulas correctas........... 0'0 puntos.

• Preguntas nº 2, 3 y 4 ......................................... Hasta 1'5 puntos cada una. • Preguntas nº 5 y 6 ............................................. Hasta 2'0 puntos cada una.

Cuando las preguntas tengan varios apartados, la puntuación total se repartirá, por igual, entre los mismos. Cuando la respuesta deba ser razonada o justificada, el no hacerlo conllevará una puntuación de cero en ese apartado. Si en el proceso de resolución de las preguntas se comete un error de concepto básico, éste conllevará una puntuación de cero en el apartado correspondiente. Los errores de cálculo numérico se penalizarán con un 10% de la puntuación del apartado de la pregunta correspondiente. En el caso en el que el resultado obtenido sea tan absurdo o disparatado que la aceptación del mismo suponga un desconocimiento de conceptos básicos, se puntuará con cero. En las preguntas 5 y 6, cuando haya que resolver varios apartados en los que la solución obtenida en el primero sea imprescindible para la resolución de los siguientes, se puntuarán éstos independientemente del resultado de los anteriores. La expresión de los resultados numéricos sin unidades o unidades incorrectas, cuando sean necesarias, se valorará con un 50% del valor del apartado. La nota final del examen se redondeará a las décimas de punto.

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2004.1. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Peróxido de estroncio. b. Cromato de estaño (IV) c. 2-Butanol d. Li2SO4 e. KOH f. CH3CHBr2.

a. SrO2. b. Sn(CrO4)2. c. CH3-CHOH-CH2-CH3. d. Sulfato de litio. Tetraoxosulfato (VI) de dilitio. e. Hidróxido potásico. Hidróxido de potasio. Hidróxido de potasio (I). f. 1,1-Dibromoetano.

2 a. Escriba el ciclo de Born-Haber para el KCl. b. ¿Cómo explica el hecho de que los metales sean conductores de la electricidad?.

a. Qf

+

SNa (D/2)Cl2 Uo + + P.I.Na /A.E.Cl

of UAEPID21SΔH ++++=

b. Los metales son buenos conductores eléctricos, algunos de ellos a bajas temperaturas apenas si oponen resistencia al paso de la corriente (superconductores). Esta facilidad de conducción se explica con:

1. Teoría del gas electrónico: debido al gran número de cargas libres y la gran movilidad de las mismas. muchos electrones libres.

2. Teoría de bandas: en los metales la bande valencia y la banda de conducción llegan a superponerse.

3.

3 Para el siguiente sistema en equilibrio: H2(g) + I2(g) 2 HI(g) ∆H < 0

a. Indique razonadamente cómo afectará al equilibrio un aumento de la temperatura. b. Establezca la relación existente entre Kc y Kp para este equilibrio. c. Si para la reacción directa el valor de Kc es 0’016 a 800 K, ¿cuál será el valor de Kc para la

reacción inversa, a la misma temperatura?

a. Al aumentar la temperatura, se suministra energía al equilibrio y éste se desplazará en el sentido en que se consuma calor, o sea, hacia la descomposición del HI. (Izquierda).

b. Kp = Kc(RT)∆n. Como en este equilibrio no varía el número de moles, ∆n = 0, las constantes Kc y Kp serán iguales: Kc = Kp

c. [ ][ ][ ] [ ]

[ ][ ]62,5

0,0161

K1

I·HHI1

HII·HK'

c

22

22c =====

4 Razone cómo varía la entropía en los siguientes procesos: a. Formación de un cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso. b. Fusión de hielo. c. Sublimación de yodo.

K(s) 1/2Cl2(g)

K(g) Cl(g) Cl−(g)

KCl (cristal)

K+(g)

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a. Habrá una gran disminución de la entropía dado el gran aumento de orden que supone pasr del estado gaseoso (el más desordenado) al cristalino (el más ordenado). ∆S < 0.

b. Justamente al contrario, se pasa de sólido a líquido, luego ∆S > 0. c. Lo mismo que el apartado b, se pasa de sólido a gas, luego ∆S > 0.

5 Dada la siguiente reacción redox: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

a. Ajústela por el método del ión-electrón. b. Calcule el volumen de NO, en condiciones normales, que se obtiene a partir de 7’5 g de Cu.

Masa atómica: Cu = 63’5.

a) 3 x (Cu → Cu2+ + 2e-)

2 x (NO3- + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O) 3Cu + 2NO3- + 8H+ + 6e- → 3Cu2+ + 6e- + 2NO + 4H2O

3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O b)

( ) NOL1,76NOmol1NOL22,4·

Cumoles3NOmoles2·

Cug 63,5Cumol1Cug7,5 =

6 Se añaden 7 g de amoniaco a la cantidad de agua necesaria para obtener 500 mL de disolución. a. Calcule el pH de la disolución. b. Calcule el grado de disociación del amoniaco.

Datos: Kb(NH3) = 1’8 · 10-5 . Masas atómicas: N = 14; H = 1.

a) La concentración del amoníaco es:

M0,82NHg17NHmol1·

L0,5NHg7

M3

33 ==

NH3 + H2O NH4+ + OH-

NH3 NH4+ OH-

Conc. Inicial 0,82 - - Conc. Disociada x - - Conc. final 0,82 - x x x

11,584)log(0,003814xlog14pOH14pH

0,00384x0,82x

x0,82x1,8·10K

225

b

=+=+=−=

≈⇒≈−

== −

b)

[ ] 0,47%0,00470,82

0,00384α·α0,82cα0,00384OH ===⇒===−

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2004.1. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hidruro de berilio. b. Permanganato de sodio c. Ácido propenoico d. N2O3 e. Ca(BrO3)2 f. CH3OCH3.

a. BeH2. b. NaMnO4. c. CH2=CH-COOH. d. Óxido de nitrógeno (III). e. Bromato cálcico. Bis[Trioxobromato (V)] de calcio (II) f. Dimetiléter. Metoximetano.

2 Calcule: a. La masa de un átomo de potasio. b. El número de átomos de fósforo que hay en 2 g de este elemento. c. El número de moléculas que hay en 2 g de BCl3

Masas atómicas: K = 39; P = 31; B = 11; Cl = 35’5.

a)

g/átomo10·6,47Kátomos10·6,023

Kmol1·Kmol1

Kg39 2323

−=

b)

Pátomos10·6,06Pmolécula1Pátomos4·

Pmol1Pmoléculas10·6,023·

P124Pmol1Pg2 24

44

423

4

44 =

c)

322

3

323

3

33 BClmoléculas10·1,02

BClmol1BClmoléculas10·6,023·

BCl117,5BClmol1BClg2 =

3 Los números atómicos de los elementos A, B y C son respectivamente 20, 27 y 34. a. Escriba la configuración electrónica de cada elemento. b. Indique qué elemento es el más electronegativo y cuál el de mayor radio. c. Indique razonadamente cuál o cuáles de los elementos son metales y no metales.

a. A: 1s22s22p63s23p64s2 (Ca) B: 1s22s22p63s23p64s23d7 (Co) C: 1s22s22p63s23p64s23d104p4 (Se). b. El más electronegativo será el Se (Z = 34) por ser más pequeño y estar más cerca de adquirir

configuración electrónica externa de gas noble. Las electronegatividades respectivas son Se: 2,4; Co: 1,8; Ca: 1,0. Los tres pertenecen al mismo período (4º período) y el mayor será el calcio (Z = 20). A medida que nos desplazamos a la derecha en el período, se produce una contracción en el tamaño atómico debido a la atracción electrostática entre los electrones de 4º nivel y el núcleo. Si seguimos avanzando, el número de electrones es ya lo suficientemente grande para que predomine la repulsión entre ellos y, además, disminuye la “carga nuclear efectiva”por que el tamaño del átomo aumentará ligeramente. Sus radios atómicos son respectivamente: Ca: 1,97 Å; Co: 1,25 Å; Se: 1,40 Å.

c. Puesto que el carácter metálico varía justamente al contrario que la electronegatividad., metales serán el calcio (Z = 20) y el cobalto (Z = 27) y no metal el Se (Z = 34).

4 Justifique el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas de las siguientes sales: a) KCl. b) NH4Cl.

a. El cloruro potásico proviene del ácido clorhídrico (ácido fuerte) y del hidróxido potásico (base fuerte). Ninguno de sus iones se hidroliza y por tanto no se generan iones hidronios ni iones hidroxilo por lo que la disolución será neutra y presentará un pH = 7.

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b. Cuando el cloruro amónico se disuelve se disocia en iones cloruro y amonio. El cloruro, que es la base débil conjugada del ácido clorhídrico no se hidroliza. Pero el amonio, ácido débil conjugado del amoníaco, si reaccionará con el agua dando lugar a iones hidronio según:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+ La disolución pues, será ácida y su pH será menor que 7.

5 En un recipiente de 4 litros, a una cierta temperatura, se introducen las cantidades de HCl, O2 y Cl2 indicadas en la tabla, estableciéndose el siguiente equilibrio. Calcule:

4 HCl(g) + O2(g) 2 H2O(g) + 2 Cl2(g)

HCl(g) O2(g) H2O(g) Cl2(g) Moles iniciales 0’16 0’08 0 0’02 Moles en equilibrio 0’06

a. Los datos necesarios para completar la tabla. b. El valor de Kc a esa temperatura.

a) § Si de cloruro de hidrógeno hay inicialmente 0,16 moles y en el equilibrio quedan 0,06, se

habrán gastado 0,10 moles en la reacción. § Como de oxígeno se consume la cuarta parte, se habrán consumido 0,025 moles y si al

principio había 0,08 moles, quedarán en el equilibrio 0,055 moles. § De cloro y de vapor de agua aparece la mitad de los que desaparece de cloruro de

hidrógeno, por tanto habrán aparecido 0,05 moles de cada uno. En el equilibrio habrán 0,05 moles de vapor de agua y 0,07 moles de cloro puesto que inicialmente había 0,02 moles.

HCl(g) O2(g) H2O(g) Cl2(g) Moles iniciales 0’16 0’08 0 0’02 Moles en equilibrio 0’06 0,055 0,05 0,07

b)

[ ] [ ][ ] [ ]

==

L4m0,055

·L4

m0,06

L4m0,07

·L4

m0,05

O·HClCl·OH

K 4

22

24

22

22

c =35,1 m-1·L

6 Dada la ecuación química (a 25 ºC y 1 atm): 2 HgO(s) → 2 Hg(l) + O2(g) ∆H = 181’6 kJ

a. La energía necesaria para descomponer 60’6 g de óxido de mercurio. b. El volumen de oxígeno, medido a 25 ºC y 1 atm, que se produce al calentar suficiente cantidad de

HgO para absorber 418 kJ. Datos: R = 0’082 atm·L·K-1 ·mol-1 . Masas atómicas: Hg = 200’5; O = 16.

a) Puesto que la entalpía de la reacción es la correspondiente a dos moles de HgO:

60,6 g HgO(s)· kJ50,75HgOmol2

J181,6·HgOg216,5

HgOmol1=

b) Se calculan los moles de oxígeno y con ellos el volumen del mismo en la condiciones dadas, mediante la ecuación de los gases ideales

418 kJ· 22 O L56,24

at 1K 298 ·at·L/K·mol0,082·

HgOmol2Omol1·

kJ181,6HgOmol2

=

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2004.2. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Fluoruro de hidrógeno b. Hidróxido de litio c. Nitrobenceno d. Na2O2 e. Ni(ClO3)2 f. CH2=CH-CH=CH2

a. HF. b. LiOH c. NO2-Ph. d. Peróxido de sodio. Dióxido de disodio. e. Clorato de níquel (II). Bis[triosoclorato (V)] de níquel (II). f. 1,3-Butadieno.

2 Considere la serie de elementos: Li, Na, K, Rb y Cs. a. Defina Energía de ionización. b. Indique cómo varía la Energía de Ionización en la serie de los elementos citados. c. Explique cuál es el factor determinante de esta variación.

a. Energía necesaria para separar un electrón de un átomo en estado gaseoso y en estado fundamental.

b. Dentro de cada grupo, la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el tamaño de los átomos, es decir, al descender en el grupo, ya que al aumentar el tamaño del átomo, los electrones externos se encuentran más alejados del núcleo y por tanto menos atraídos.

c. Tamaño del átomo.

3 Para el siguiente sistema en equilibrio: SnO2(s) + 2 H2(g) 2 H2O(g) + Sn(s)

el valor de la constante Kp a 900 K es 1’5 y a 1100 K es 10. Razone si para conseguir una mayor producción de estaño deberá:

a. Aumentar la temperatura. b. Aumentar la presión. c. Adicionar un catalizador.

a. Al aumentar la temperatura, ha aumentado también el valor de la constante de equilibrio, lo que indica que el proceso es endotérmico. Si una vez alcanzado el equilibrio calentamos, éste se desplazará en el sentido en que se consuma la energía aportada, o sea, en el sentido endotérmico, hacia la derecha.

b. Dado que el número de moles de sustancias gaseosas en el mismo (∆n = 0), una variación de la presión no influirá en el equilibrio.

c. El catalizador hace que se consiga antes el equilibrio porque aumenta la velocidad de reacción, pero no provoca un desplazamiento del equilibrio en sentido alguno.

4 Dados los compuestos orgánicos: CH3-CH3; CH3OH y CH2=CH-CH3 a. Explique la solubilidad en agua de cada uno de ellos. b. Indique cuáles son hidrocarburos. c. ¿Puede experimentar alguno de ellos reacciones de adición? En tal caso, escriba una.

a. Debido a la polaridad de la molécula de alcohol, (la molécula de metanol es tetraédrica con el grupo hidroxilo en uno de los vértice y al ser el oxígeno tan electronegativo, crea un desplazamiento electrónico en la misma dirigido hacia el átomo de oxígeno). Sólo el metanol será soluble en agua.

b. El primero es un alcano (etano) y el tercero un alqueno (propeno). c. El alqueno por poseer doble enlace. Por ejemplo:

CH2=CH-CH3 + H2O → CH3-CHOH-CH3

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5 El pH de una disolución de ácido acético (CH3COOH) es 2’9. Calcule: a. La molaridad de la disolución. b. El grado de disociación del ácido acético en dicha disolución.

Datos: Ka(CH3COOH) = 1’8 · 10-5.

a. Con el valor de la constante y el de la concentración de hidrogenoiones, podemos calcular el valor de la concentración inicial.

CH3COOH + H2O CH3COO− + H3O+

CH3COOH CH3COO- H3O+

Inicial c - - Disociados cα - - Equilibrio c(1-α) cα cα

Si el pH = 2,9, la concentración de hidrogenoiones es: 10-2,9 =1,26·10-3 = cα,

0,014c1,8·10c·1,26·10c·cαcαα1

cαK 5322

a =⇒===≈−

= −−

b. Una vez calculado el valor dela concentración inicial, es fácil calcular el grado de disociación sin más que sustituir el la concentración de hidrogenoiones (cα)

1,26·10-3 = cα = 0,014·α ; α = 0,0882 = 8,82%

6 Se hacen reaccionar 200 g de piedra caliza que contiene un 60 % de carbonato de calcio con exceso de ácido clorhídrico, según:

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O a. Los gramos de cloruro de calcio obtenidos. b. El volumen de CO2 medido a 17 ºC y a 740 mm de Hg.

Datos: R = 0’082 atm·L·K-1 ·mol-1 . Masas atómicas: C = 12; O = 16; Cl = 35’5; Ca = 40.

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O a.

200 g mineral· 23

23 CaClg 133,2CaCOg 100CaClg 111

·mineralg 100CaCOg 60

=

b.

200 g mineral · ·mineralg 100CaCOg 60 3

23

2

3

3 CO L29,42at0,97

K 290 ·at·L/K·mol0,082·CaCOmol1CaClmol1·

CaCOg 100CaCOmol 1

=

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2004.2. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Nitrito de sodio b. Hidrogenocarbonato de potasio c. Ácido 2-hidroxibutanoico d. NH4Cl e. SO2 f. (CH3)3N

a. NaNO2. b. KHCO3 c. CH3-CH2-CHOH-COOH d. Cloruro amónico. Cloruro de amonio (I). e. Dióxido de azufre. Óxido de azufre (IV). f. Trimetilamina. N,N-dimetilmetanamina.

2 En 10 g de Fe2(SO4)3: a. ¿Cuántos moles hay de dicha sal? b. ¿Cuántos moles hay de iones sulfato? c. ¿Cuántos átomos hay de oxígeno?

Masas atómicas: Fe = 56 ; S = 32 ; O = 16.

a)

( ) 342342

342342 )(SOFemoles0,025

)(SOFeg400)(SOFemol1

·)(SOFeg10 =

b)

−=

24

342

-24

342 SOmoles0,075)(SOFemol1

SOmoles3)(SOFemoles0,025

c)

Oátomos1,81·10SOmol1

Oátomos4·6,023·10)(SOFemol1

SOmoles3)(SOFemoles0,025 2324

23

342

-24

342 =

3 La notación de una pila electroquímica es: Mg | Mg +2 (1M) || Ag + (1M) | Ag a. Calcule el potencial estándar de la pila. b. Escriba y ajuste la ecuación química para la reacción que ocurre en la pila. c. Indique la polaridad de los electrodos.

Datos: Eº(Ag+/Ag) = 0’80V; Eº(Mg+2/Mg) = -2’36V

a y b. Se reducirá el ión plata que tiene un potencial standard de reducción mayor: Reducción: 2Ag+ + 2e- → 2Ag Eored = 0,80 V

Oxidación: Mg → Mg2+ + 2e- Eooxid = 2,36 V 2Ag+ + Mg → Mg2+ + 2Ag Eo = Eored + Eooxid = 3,16 V

c. El ánodo (polaridad negativa) es donde ocurre la oxidación: el magnesio. El cátodo (polaridad positiva) donde ocurre la reducción: plata.

4 a. El pH de una disolución de un ácido monoprótico (HA) de concentración 5 · 10-3 M es 2’3. ¿Se trata de un ácido fuerte o débil? Razone su respuesta.

b. Razone si el pH de una disolución acuosa de CH3COONa es mayor, menor o igual a 7.

a. Si el pH es 2,3: [ ] 32,33 5·1010OH −−+ == , que indica que se encuentra completamente disociado

por lo que se trata de un ácido fuerte. b. Cuando disolvemos una sal, los iones que se producen, se pueden hidrolizar generando OH- o

H3O+ que pueden aumentar o disminuir el pH del disolvente. En el caso del acetato sódico, el ión sodio, al provenir de una base fuerte (hidróxido sódico) constituye un ácido conjugado extremadamente débil que no se hidroliza. Pero sí lo hará el acetato, que es la base conjugada del

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ácido acético, un ácido débil: CH3-COO− + H2O CH3-COOH + OH−

Esta reacción hace que se generen OH- y que la disolución tenga por tanto carácter básico, siendo su pH mayor que 7

5 a. Calcule la entalpía de enlace H-Cl sabiendo que la energía de formación del HCl(g) es -92’4 kJ/mol y las de disociación del H2 y Cl2 son 436 kJ/mol y 244 kJ/mol respectivamente.

b. ¿ Qué energía habrá que comunicar para disociar 20 g de HCl? Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5.

a) Para la reacción H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

∆Hro = 2∆Hfo = EH-H + ECl-Cl - 2 · EH-Cl EH-Cl = (EH-H + ECl-Cl - 2∆Hfo ) / 2 = 432,4 kJ/mol

b)

( ) kJ236,9HClmol1

kJ 432,4·HClg 36,5

HClm1·HClg 20 =

6 En un matraz de 2 litros se introducen 12 g de PCl5 y se calienta hasta 300 ºC. Al establecerse el siguiente equilibrio de disociación:

PCl5(g) Cl2(g) + PCl3(g) la presión total de la mezcla es de 2’12 atm, a esa temperatura. Calcule:

a. El grado de disociación del PCl5 en las condiciones señaladas. b. El valor de Kp a 300 ºC.

Datos: R = 0’082 atm·L·K-1 ·mol-1 . Masas atómicas: P = 31; Cl = 35’5.

a.

PCl5 PCl3 Cl2 Totales Moles iniciales n - - n Moles que reaccionan nα - - nα Moles en el equilibrio n(1-α) nα nα n(1+α)

En el equilibrio:

PV = nRT = n(1+α)RT; α = 58%0,581Kl)·573(at·L/K·mom·0,0820,057

Lat·22,121nRTPV

==−=−

b.

at1,074·Pα1

α

α)n(1α)n(1

·Pα)n(1

·PX·P·P·XX

P·PP

K 2

2

2

PCl

ClPCl

PCl

ClPClp

5

23

5

23 =−

=

+−

+

===

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2004.3. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Óxido de platino (II) b. Nitrato de hierro (III) c. 1,2-Dicloroetano d. NaH e. HBrO f. CH3CH2COCH3

a. PtO. b. Fe(NO3)3. c. CH2Cl-CH2Cl d. Hidruro de sodio. Hidruro de sodio (I). Hidruro sódico. e. Ácido hipobromoso. Oxobromato (I) de hidrógeno. f. Butanona. Etimetilcetona.

2 Dadas las especies: Cl- (Z = 17), K+ (Z = 19) y Ar (Z = 18): a. Escriba la configuración electrónica de cada una de ellas. b. Justifique cuál tendrá un radio mayor.

a. Tendrán los tres la misma configuración electrónica. Cl− (Z = 17): 1s22s22p63s23p6.

K+ (Z = 19): 1s22s22p63s23p6. Ar (Z = 18): 1s22s22p63s23p6.

b. El cloro es un átomo pequeño y al entrar un nuevo electrón, se produce una fuerte repulsión con los electrones del cloro que produce una aumento de tamaño. (Pasa concretamente de 99 pm a 181 pm). En el átomo de potasio ocurrirá todo lo contrario, al perder el único electrón de su cuarto nivel, sufrirá una gran disminución de radio. (pasa de 227 pm a 133 pm). Come el radio del átomo de argón será similar al del cloro en su estado fundamental, la especie con mayor radio será el ión cloruro.

3 Una pila electroquímica se representa por: Mg | Mg+2 (1M) || Sn+2 (1M) | Sn. a. Dibuje un esquema de la misma indicando el electrodo que hace de ánodo y el que hace de

cátodo. b. Escriba las semirreacciones que tienen lugar en cada semipila. c. Indique el sentido del movimiento de los electrones por el circuito exterior.

Eo(Mg+2 / Mg) = -2,37 v; Eo(Sn+2 / Sn) = -2,37 v;

Actuará como cátodo (polo positivo) el de mayor potencial de reducción, o sea, el par Sn/Sn2+ (-0,14 V) y como ánodo (polo negativo) el de menor potencial, el Mg/Mg2+ (-2,37 V). Los electrones fluirán del electrodo de magnesio al de estaño (siempre del ánodo al cátodo); se disolverá el magnesio metálico pasando a la disolución y se depositará el estaño de la disolución en el electrodo de estaño en forma metálica. Las reacciones que tiene lugar serán:

Mg(s) → Mg2+(ac) + 2e- Eoánodo = -(-2,37 V) Sn2+ + 2e- → Sn(s) Eocátodo = -0,14 V

Zn(s) + 2Ag+(ac) → Zn2+(ac) + 2Ag(s) Eopila = Eocátodo + Eoánodo = 1,56 V

4 Complete las siguientes reacciones e indique de qué tipo son: a. CH2=CH2 + Br2 b. CH3CH3 + O2 c. C6H6 (benceno) + Cl2 (AlCl3)

a. CH2=CH2 + Br2 → CH2Br-CH2Br (Adición electrófila) b. CH3CH3 + 7/2O2 → 2CO2 + 3H2O (Combustión) c. C6H6 (benceno) + Cl2 (AlCl3) → C6H5Cl + HCl (Sustitución electrófila)

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5 Las entalpías de formación estándar del CH3CH2OH(l), CO2(g) y H2O(l) son, respectivamente, -277’30 kJ/mol, -393’33 kJ/mol y -285’50 kJ/mol. Calcule:

a. La entalpía de combustión del etanol. b. El calor que se produce al quemar 4’60 g de etanol.

Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16.

a) C2H5OH(g) + 3O2(g) → 2CO2 (g) + 3H2O(l)

∆Hco = 3∆HfoAgua + 2∆HfoDióxido - ∆HfoEranol = -1365,86 kJ/mol b)

( ) kJ143,57OHHCmol1

kJ1435,7 -·OHHCg 46OHHCm1·OHHCg 4,6

5353

5353 −=

6 Calcule a. Los gramos de NaOH necesarios para preparar 250 mL de una disolución cuyo pH sea 12. b. ¿Qué volumen de una disolución de ácido clorhídrico 0’2 M será necesario para neutralizar 50 mL

de la disolución de NaOH anterior?

a. Si el pH es 12, el pOH será 2 y [OH−] = 10−2 = 0,01 M. Conocida la concentración y el volumen, se calculan los moles de sosa y con ellos los gramos.

( ) NaOHg 0,1NaOH mol1

NaOHg 40·

DU L 1NaOHm 0,01·DU L 0,250 =

b. HCl + NaOH → NaCl + H2O

( ) HClmLDU2,5HClDUL0,0025HClmol0,2

LDUHCl1·NaOH mol1

HCl mol 1·DU L 1NaOHm 0,01·NaOH DU L 0,05 ==

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2004.3. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Peróxido de bario b. Fluoruro de plomo (II) c. Metano d. Bi2O3 e. H2SO3 f. CH3CH2CONH2

a. BaO2. b. PbF2. c. CH4. d. Óxido de bismuto (III). Trióxido de dibismuto. Óxido bismutoso. e. Ácido sulfuroso. Trioxosulfato (IV) de dihidrógeno. f. Propanamida. Propionamida.

2 En 1’5 moles de CO2, calcule: a. ¿Cuántos gramos hay de CO2 ? b. ¿Cuántas moléculas hay de CO2? c. ¿Cuántos átomos hay en total?

Masas atómicas: C = 12; O = 16.

a. ( ) 2

2

22 COg66

COmol1COg441

·COmol1,5 =

b. 223

2

223

2 COmoléculas10·9,046COmol1

COmoléculas10·6,023·COmoles1,5 =

c.22

223

2 moléculaCO1átomos3·

COmol1COmoléculas10·6,023·COmoles1,5 = 2,713·1024 átomos.

3 Dadas las especies: H2O, NH4+ y PH3 a. Represéntelas mediante estructuras de Lewis. b. Justifique su geometría mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de

Valencia.

a) H H H

O H H N+ H P H H H b)

H2O. Tipo AB2E2 2 pares e- compartidos 2 pares e- sin compartir

NH4+ . Tipo AB4 4 pares e- compartidos 0 pares e- sin compartir

PH3 Tipo AB3E 3 pares e- compartidos 1 pares e- sin compartir

Angular

H ↑↓ O

H ↑↓

Tetraédrica H

N+

H H H

Pirámide triangular

↑↓

P H H H

4 Complete los siguientes equilibrios ácido-base identificando, de forma razonada, los pares conjugados: a. ----------- + H2O CO3= + H3O+ b. NH4+ + OH- H2O + ------------ c. F- + H2O OH- + ------------

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a. HCO3- + H2O → CO3= + H3O+ (El bicarbonato es el ácido conjugado del carbonato y el agua es la base conjugada del hidronio)

b. NH4+ + OH- → H2O + NH3 (El amonio es el ácido conjugado del amoníaco y el hidroxilo es la base conjugada del agua)

c. F- + H2O → OH- + HF (El fluoruro es la base conjugada del ácido fluorhídrico y el agua es el ácido conjugado del hidroxilo)

5 a. Calcule el volumen de ácido clorhídrico del 36 % de riqueza en peso y densidad1’19 g/mL necesario para preparar 1 L de disolución 0’3 M.

b. Se toman 50 mL de la disolución 0’3 M y se diluyen con agua hasta 250 mL. Calcule la molaridad de la disolución resultante.

Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5.

a.

DU'ml25,56DU'g1,19

DU'ml1·SOg36DU'g100

·SOmol1SOg36,5

·DUL1

SOm0,3DU·L1 =

b. Si se diluye a cinco veces el volumen original, la nueve concentración será cinco veces menor:

M0,06L0,25

DUL1SOm0,3DU·L0,05

=

6 Dada la siguiente reacción redox: H2SO4 + KBr → K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O

a. Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b. Calcule el volumen de SO2 , medido a 700 mm de Hg y 25 ºC, que se puede obtener a partir de 50

g de KBr y exceso de H2SO4 . Datos: R = 0’082 atm·L·K -1 ·mol -1 . Masas atómicas: K = 39; Br = 80.

a) SO42- + H+ + Br- → SO2 + Br2

(2Br- → Br2 + 2e-) (SO42- + 4H+ + 2e- → SO2 + 2H2O)

SO42- + 4H+ + 2Br- + 2e- → Br2 + 2e- + SO2 + 2H2O 2H2SO4 + 2KBr → Br2 + SO2 + 2H2O + K2SO4

b)

( ) ;SOde0,21molesKBrm2SOm1·

KBrg119KBrm1·KBrg50 2

2 =

2SOdeL5,57 at0,92

K·298at·L/K·molm·0,0820,21P

nRTV ===

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2004.4. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Sulfuro de potasio b. Ácido brómico c. Metilciclohexano d. Bi(OH)3 e. NaH2PO4 f. CH2=CHCH=CHCH3

a. K2S. b. HBrO3. c. CH2 CH2

CH2 CH-CH3

CH2 CH2 d. Hidróxido de bismuto (III). Trihidróxido de bismuto. Hidróxido bismutoso. e. Fosfato diácido de sodio. Bisdihidrógenotetraoxofosfato (V) de sodio (I). f. 1,3-Pentadieno.

2 La configuración electrónica de un átomo excitado de un elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1 . Razone cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas y cuáles falsas para ese elemento:

a. Pertenece al grupo de los alcalinos. b. Pertenece al periodo 5 del sistema periódico. c. Tiene carácter metálico.

La configuración en su estado fundamental sería: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 que corresponde al potasio, alcalino del cuarto período del sistema periódico y, por tanto, de elevado carácter metálico. Por tanto:

a. Verdadero. b. Falso. c. Verdadero.

3 De las siguientes especies químicas: H3O+ ; HCO3-; CO3= ; H2O; NH3; NH4+ , explique según la teoría de B.L.:

a. Cuáles pueden actuar sólo como ácidos b. Cuáles pueden actuar sólo como bases c. Cuáles pueden actuar como ácidos y como bases.

a) Como ácidos: NH4+ + H2O NH3 + H3O+ H3O+ + H2O H2O + H3O+

b) Como bases: CO32- + H2O HCO3- + OH-

NH3 + H2O NH4+ + OH- c) Como ácido y como base, anfótero:

H2O + H2O H3O+ + OH- HCO3- + H2O H2CO3 + OH- HCO3- + H2O CO32- + H3O+

4 Una bombona de butano (C4H10) contiene 12 kg de este gas. Para esta cantidad calcule: a. El número de moles de butano. b. El número de átomos de carbono y de hidrógeno.

Masas atómicas: C = 12; H = 1.

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a)

( ) 104104

104104 HCmol206,9

HCg58HCmol1

·HCg12000 =

b)

( )

( ) átomosH1,25·10HCmolécula1Hátomos10

HCmol1HCmoléculas6,023·10·HCmoles206,9

átomosC4,98·10HCmolécula1

Cátomos4HCmol1

HC moléculas6,023·10·HCmoles206,9

27

104104

10423

104

26

104104

10423

104

=

=

5 Dada la siguiente reacción redox: HCl + K2Cr2O7 → CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O

a. Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b. Calcule la molaridad de la disolución de HCl si cuando reaccionan 25 mL de la misma con exceso

de K2Cr2O7 producen 0,3 L de Cl2 medidos en condiciones normales.

a) En la reacción, el oxidante es el dicromato que se reduce a ión crómico en medio ácido y el reductor es el cloruro, que se oxida a cloro:

3 x (2Cl− → Cl2 + 2e−) + (Cr2O72− + 14H+ + 6e− → 2Cr3+ + 7H2O)

6Cl− + Cr2O72- + 14H+ + 6e− → 3Cl2 + 6e− + 2Cr3+ + 7H2O K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

b) Con los litros de cloro se puede calcular los moles teniendo en cuenta que en condiciones normales un mol de cloro ocupa 22,4 litros. Con los moles de cloro se calcula los de dicromato y conociendo los moles y en volumen de la disolución, se calcula la molaridad.

( )=

L0,025Clmol 3

HCl m14·ClL 22,4Cl mol 1·CN Cl L0,3

22

22

2,5M

6 La nitroglicerina, C3H5(NO3)3, se descompone según la reacción: 4 C3H5(NO3)3(l) → 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + O2(g) + 6 N2(g) Hº = -5700 kJ, a 25ºC.

a. Calcule la entalpía standard de formación de la nitroglicerina. b. ¿Qué energía se desprende cuando se descomponen 100 g de nitroglicerina?

Datos: ∆Hfº [C(g)] = -393’5 kJ/mol; ∆Hfº [O(g)] = -241’8 kJ/mol.

a) Para cualquier reacción: ∆Hro = Σ∆HfoProducyos − Σ∆HfoReactivos

∆Hro = 10∆HfoAgua + 12∆HfoDióxido − 4∆HfoNitroglicerina Despejando la entalpía de formación de la nitroglicerina:

∆HfoNitroglicerina = (10∆HfoAgua + 12∆HfoDióxido − ∆Hro ) /4 = − 360 kJ/mol b) Dado que la entalpía conocida es la correspondiente a 1 mol de nitroglicerina (227 g):

( ) kJ)(NOHCmol1

kJ 5700-·)(NOHCg 227l)(NOHCm1·)(NOHCg 100

33533353

33533353 2511−=

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2004.4. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Cromato de plata b. Seleniuro de hidrógeno c. Ácido benzoico d. CaH2 e. NO2 f. CH3CH2OH

a. Ag2CrO4. b. H2Se. c. C6H5-COOH d. Hidruro de calcio. Dihidruro de calcio. Hidruro de calcio (II). e. Dióxido de nitrógeno. Óxido de nitrógeno (IV). f. Etanol. Alcohol etílico.

2 En los siguientes compuestos: BCl3 , SiF4 y BeCl2. a. Justifique la geometría de estas moléculas mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones

de la Capa de Valencia. b. ¿Qué orbitales híbridos presenta el átomo central?

Cl F Cl B Cl F Si F Be Cl F Cl

BCl3 Tipo AB3 3 pares e- compartidos 0 pares e- sin compartir

Hibridación sp2

SiF4 . Tipo AB4 4 pares e- compartidos 0 pares e- sin compartir

Hibridación sp3

BeCl 2. Tipo AB2 2 pares e- compartidos 0 pares e- sin compartir

Hibridación sp Triangular equilátera

↑↓

B ↑↓ ↑↓

Tetraédrica F

Si

F F F

Lineal

↑↓ Be ↑↓

3 Se ha comprobado experimentalmente que la reacción 2 A + B → C

es de primer orden respecto al reactivo A y de primer orden respecto al reactivo B. a. Escriba la ecuación de velocidad. b. ¿Cuál es el orden total de la reacción? c. ¿Qué factores pueden modificar la velocidad de la reacción?

a. v = k[A][B] b. 1 + 1 = 2. c. Pueden influir varios factores:

• La temperatura. • La concentración de los reactivos. • la naturaleza y el estado físico de los reactivos. • La presión. • La presencia de un catalizador.

4 Defina los siguientes conceptos y ponga un ejemplo de cada uno de ellos: a. Isomería de función. b. Isomería de posición. c. Isomería óptica.

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a. Dos compuestos son isómeros de función cuando, teniendo la misma fórmula molecular, presenta cada uno una función distinta. Por ejemplo: etanol y dimetiléter.

b. Dos compuestos son isómeros de posición cuando, teniendo la misma fórmula molecular, presenta cada uno un grupo característico en distinto carbono de l cadena carbonada. Por ejemplo: 1-butanol y 2-butanol.

c. Es aquella que presentan las sustancias que tienen al menos un carbono asimétrico, dando lugar a dos isómeros ópticos (enantiómeros) que se diferencian en la distribución espacial de los cuatro sustituyentes del carbono asimétrico. Por ejemplo el ácido 2-hidroxipropanoico.

OH

C

CH3 COOH H

OH

C

COOH CH3 H

5 Se disuelven 0’86 g de Ba(OH)2 en la cantidad de agua necesaria para obtener 0’1 L de disolución. Calcule: a. Las concentraciones de las especies OH- y Ba2+ en la disolución. b. El pH de la disolución.

Masas atómicas: Ba = 137; O = 16; H = 1.

El hidróxido bárico se ioniza según la reacción:

Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH- La molaridad de la disolución será:

M =

g171

mol1·L1

g0,86= 0,05 M

a. Al tratarse de una base fuerte, la concentración de iones Ba2+ será 0,05 M y la de OH- será el doble, 0,1 M, ya que por cada mol de Ba(OH)2 ionizado, aparecen dos moles de hidroxilos.

b. pH = 14 – pOH = 14 – ( – log 0,1) = 13

6 En un recipiente de 10 litros a 800 K, se introducen 1 mol de CO(g) y 1 mol de H2O(g). Cuando se alcanza el equilibrio representado por la ecuación:

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) el recipiente contiene 0’655 moles de CO2 y 0’655 moles de H2. Calcule:

a. Las concentraciones de los cuatro gases en el equilibrio. b. El valor de las constantes Kc y Kp para dicha reacción a 800 K.

Dato: R = 0’082 atm·L·K-1 ·mol-1 .

a. Si en el equilibrio aparecen 0,655 moles de CO2 y H2 es porque se han disociado las mismas cantidades

de CO y H2O, puesto que la estequiometría de la reacción así lo indica CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

y si inicialmente había un mol de cada especie, cuando se disocien quedará 0,345 de cada uno de ellos de forma que podemos configurar la tabla:

CO(g) H2O(g) CO2(g) H2(g) Moles iniciales 1 1 - - Moles que reaccionan 0,655 0,655 - - Moles en equilibrio 1-0,655 = 0,345 1-0,655 = 0,345 0,655 0,655

Las concentraciones en el equilibrio serán: [CO] = [H2O] = 0,345 m / 10 L = 0,0345 (mol/L); [H2] = [CO2] = 0,655 m / 10 L = 0,0655 (mol/L)

b. Como no hay variación del número de moles de sustancias gaseosas, Kp y Kc tendrán el mismo valor: [ ][ ][ ][ ]

( ) 3,6m/L) (0,0345m/L0,0655

OHCOCOHKK 2

2

2

22pc ====

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2004.5. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Ácido cloroso b. Hidróxido de magnesio c. Metanol d. Na2S e. CoPO4 f. CH3C ≡CH

a. HClO2. b. Mg(OH)2. c. CH3OH d. Sulfuro de sodio. Sulfuro sódico. Sulfuro de sodio (I). e. Fosfato de cobáltico. Tetraoxofosfato (V) de cobalto (III). f. Propino. Acetileno.

2 Dados los siguientes grupos de números cuánticos: A: (2, 2, 1, 1/2) ; B: (3, 2, 0, -1/2) ; C: (4, 2, 2, 0) ; D: (3, 1, 1, 1/2)

a. Razone qué grupos no son válidos para caracterizar un electrón. b. Indique a qué orbitales corresponden los grupos permitidos.

El grupo A no está permitido porque el número cuántico secundario ha de ser menor que el principal y el C tampoco porque el número cuántico de spin ha de vales ½ o – ½ . Los demás son correctos: el grupo B representa un orbital 3d y el D un orbital 3p.

3 Justifique si en determinadas condiciones de temperatura puede ser espontánea una reacción química, la cual:

a. Es exotérmica y en ella disminuye el desorden. b. Es endotérmica y en ella disminuye el desorden. c. ∆H < 0 y ∆S > 0.

a. Si es exotérmica (∆H < 0) y además disminuye el desorden (∆S < 0), el signo de ∆G dependerá de la temperatura y si llega a ser espontánea, lo será a bajas temperaturas de modo que ∆H>T∆S.

b. Si es endotérmica (∆H > 0) y además disminuye el desorden (∆S < 0), el signo de ∆G siempre será positivo y la reacción nunca será espontánea.

c. En este caso el signo de ∆G siempre será negativo y la reacción siempre será espontánea.

4 Las fórmulas moleculares de tres hidrocarburos lineales son: C2H4 ; C3H8 y C4H10. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a. Los tres pertenecen a la misma serie homóloga. b. Los tres experimentan reacciones de sustitución. c. Sólo uno de ellos tiene átomos de carbono con hibridación sp2 .

a. Falso. Los dos primeros son alquenos (eteno y propeno respectivamente) y el tercero es un alcano (butano o metilpropano).

b. Falso. Sólo el alcano experimenta sustituciones por vía radicálica. c. Falso. La presentan los dos alquenos en los carbonos que forman el doble enlace.

5 Se toman 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico concentrado del 92 % de riqueza en peso y de densidad 1’80 g/mL y se diluye con agua hasta 100 mL. Calcule:

a. La molaridad de la disolución concentrada. b. La molaridad de la disolución diluida.

Masas atómicas: S = 32; H = 1; O = 16.

a)

M16,9DUL1

DUmL1000·DUml1DUg1,8

·SOg98SOmol1·

DUg100SOg92

=

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b) Como se diluye 50 veces, la concentración de la diluida será 50 veces menor: 16,9/50 = 0,338 M

M0,338DUL0,1

mL 1000SOH mol 16,9·DUmL 2

M

42

=

=

6 a. Se hace pasar una corriente eléctrica de 1’5 A a través de 250 mL de una disolución acuosa 0’1 M en iones Cu+2 . ¿Cuánto tiempo tiene que transcurrir para que todo el cobre de la disolución se deposite como cobre metálico?

b. ¿Qué intensidad de corriente eléctrica hay que hacer pasar a través de una disolución acuosa de iones Au+3 si se quiere obtener 1 gramo de oro metálico en 30 minutos?

Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Au = 197; Cu = 63’5.

a) Calculamos el número de equivalentes-gramo que se depositarán de cobre a partir de los datos de la disolución:

Cugeq0,05Cumol1Cugeq2

DU L 1Cu mol 0,1DU)· L (0,250 2

22−=

+

++

Las leyes de Faraday nos dicen que para depositar un equivalente-gramo de sustancia se precisan 96.500 Culombios. Podemos calcular fácilmente la carga necesaria y con ella el tiempo que ha circular la corriente:

( ) 1,5A·t;I·tC4825geq 1C96500·Cug-eq0,05 ===

t = 3217 s

b) Como antes, se calculan los equivalentes-gramo que hay en el gramo de oro, con éstos la carga necesaria y con ella y el tiempo se calcula intensidad:

( )A 0,82

s 1800Augeq1C96500·

Aug197Augeq3

·Aug1=

Page 122: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

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2004.5. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Óxido de oro (III) b. Nitrito de cinc c. o-Bromofenol d. Al(HSO4)3 e. SiCl4 f. CH3CH2COOCH3

a. Au2O3. b. Zn(NO2)2. c. Br

OH d. Hidrógenosulfato de aluminio. Trishidrógenotetraoxosulfato (VI) de aluminio (III).

Fosfato ácido de aluminio. e. Tetracloruro de silicio. Cloruro de silicio (IV). f. Propanato de metilo. Propionato de metilo.

2 Comente, razonadamente, la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas: a. Un hilo de cobre. b. Un cristal de Cu(NO3)2 . c. Una disolución de Cu(NO3)2

El cobre es un conductor por excelencia debido a sus cargas libres, el cristal de nitrato cúprico no será conductor por ser un compuesto iónico excepto si está fundido o en disolución (caso c), que se constituye en conductor de 2ª especie.

3 Indique, razonadamente, si cada una de las siguientes transformaciones es una reacción de oxidación-reducción, identificando, en su caso, el agente oxidante y el reductor:

a. 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 b. H2O + SO3 → H2SO4 c. 2 NaBr + Cl2 → 2 NaCl + Br2

Primera: se reduce el hidrógeno (oxidante) y se oxida el aluminio (reductor)

Al → Al 3+ + 3e− 2H+ + 2e− → H2

La segunda no es de oxidación reducción ya que ningún elemento cambia su estado de oxidación. Tercera: se reduce el cloro (oxidante) y se oxida el bromuro (reductor).

2Br- → Br2 + 2e− 2e− + Cl2 → 2Cl−

4 a. Explique el procedimiento a seguir, indicando el material de laboratorio necesario, para preparar 250 mL de una disolución acuosa 0’2 M de NaOH (masa molecular = 40).

b. ¿Cuál es la concentración de OH-? c. ¿Cuál es su pH?

a. Seguir el guión de la práctica “Preparación de una disolución a partir de un soluto sólido”.

b. 0,2 M ya que se trata de una base fuerte que se encuentra completamente ionizada. c. pH = 14 – pOH = 14 – (– log0,2) = 13,3.

5 Dada la reacción de descomposición del clorato de potasio: 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

calcule: a. La cantidad de clorato de potasio, del 98’5 % de pureza, necesario para obtener 12 L de oxígeno,

en condiciones normales. b. La cantidad de cloruro de potasio que se obtiene en el apartado anterior.

Masas atómicas: Cl = 35’5; K = 39; O = 16.

Page 123: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

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a)

12 L O2· impuroKClOg 44,4purogKClO 98,5

impuroKClOg 100KClO mol 1KClOg122,5

O mol 3KClOmol2

·O L 22,4Omol1

33

3

3

3

2

3

2

2 =

b)

12 L O2 · KClg 26,6KCl mol 1

g74,5O mol 3

mol2·O L 22,4Omol1

22

2 =KClKCl

6 El yoduro de amonio sólido se descompone en amoniaco y yoduro de hidrógeno, gases, según la ecuación:

NH4I(s) NH3(g) + HI(g) A 673 K la constante de equilibrio Kp es 0’215. En un matraz de 5 litros se introducen 15 g de NH4I sólido y se calienta a esa temperatura hasta que se alcanza el equilibrio. Calcule:

a. La presión total dentro del matraz, en el equilibrio. b. La masa de NH4I que queda sin descomponer una vez alcanzado el equilibrio.

Datos: R = 0’082 atm·L·K -1 ·mol -1 . Masas atómicas: H = 1; N = 14; I = 127.

a. Cuando se llegue al equilibrio se habrá producido la misma cantidad de amoníaco que de ioduro de hidrógeno, de forma que sus presiones parciales serán las mismas.

Kp = PNH3· PHI = PHI2 · PHI = PNH3 = (Kp)1/2 = 0,463 at. b. Conociendo la presión de cualquiera de los dos gases, podemos calcular el número de moles que hay del mismo en el equilibrio, que será también el número de moles que se han disociado de yoduro amónico. Si se le restan a los que inicialmente había, podremos saber los que quedan sin descomponer.

dosdesapareciINHmolesmoles0,042Kl)·673(at·L/K·mo0,082

Lat·50,463RTPVnn

4

equilibrioNHequilibrioHI 3

==

====

0,103 moles iniciales – 0,049 moles disociados = 0,054 moles = = 7,83 g de yoduro amónico quedan

Page 124: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

IES Sierra Mágina. Departamento de Física y Química. Exámenes resueltos de Selectividad. Química. 22

2004.6. OPCIÓN A.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hidróxido de berilio b. Ácido perclórico c. Dietilamina d. CuBr2 e. Na2Cr2O7 f. CH3CHO

a. Be(OH)2. b. HClO4. c. CH3CH2OCH2CH3 d. Bromuro de cobre (II). Bibromuro de cobre. Bromuro cúprico. e. Dicromato de sodio. Heptaoxodicromato (VI) de sodio (I). f. Etanal. Acetaldehído.

2 Los números atómicos de los elementos A, B y C son, respectivamente, 19, 31 y 36. a. Escriba las configuraciones electrónicas de estos elementos. b. Indique qué elementos, de los citados, tienen electrones desapareados. c. Indique los números cuánticos que caracterizan a esos electrones desapareados.

a. A(K): [Ar]4s1 B(Ga): [Ar]4s23d104p1 c(Kr): [Ar]4s23d104p6 b. El potasio (A) tiene un electrón desapareado en el orbital 4s y el galio tiene otro en un orbital 4p. c. Para el del potasio: n = 4, l = 0, m = 0, s = ½ o – ½ Para el del galio: n = 4, l = 1, m = -1, 0 o 1, s = ½ o – ½

3 Considérese el siguiente sistema en equilibrio: SO3(g) SO2(g) + 1/2 O2(g) ∆H > 0

a. Al aumentar la concentración de oxígeno, el equilibrio no se desplaza porque no puede variar la constante de equilibrio.

b. Al aumentar la presión total el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. c. Al aumentar la temperatura el equilibrio no se modifica.

a. Falso. La constante no varía porque se aumente la concentración de oxígeno, pero precisamente porque no puede variar es por lo que el equilibrio debe desplazarse hacia el sentido en se consuma parte del oxígeno añadido y eso se consigue desplazando el equilibrio hacia la izquierda, hacia la formación de SO3.

b. Verdadero. Cuando se aumenta la presión en el equilibrio, éste se desplaza hacia el lado en que se consiga disminuirla, o sea, hacia el lado donde menos moles de sustancias gaseosas existan, esto es, hacia la izquierda, hacia la formación de SO3.

c. Falso. Al aumentar la temperatura, aumenta también el valor de la constante de equilibrio porque la reacción es endotérmica, y se desplazará en el sentido en que se consuma parte de la energía calorífica comunicada, o sea, hacia la derecha, hacia la aparición de SO2 y O2.

4 Complete las siguientes reacciones orgánicas e indique de qué tipo son: a. CH4 + Cl2 (luz) → b. CH2=CHCH3 + H2 → c. CH3CH2CH2Br (KOH/EtOH) →

a. CH4 + Cl2 (luz) → CH3Cl + HCl (Sustitución radicálica) b. CH2=CHCH3 + H2 → CH3CH2CH3 (Adicción electrófila) c. CH3CH2CH2Br (KOH/EtOH) → CH3CH=CH2 + KBr + H2O (Eliminación)

5 Calcule: a. La entalpía de formación del amoniaco: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) b. La energía desprendida al formarse 224 litros de amoniaco en condiciones normales.

Datos: Energías medias de enlace en kJ/mol: (N≡N) = 946; (H-H) = 436; (N-H) = 390.

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IES Sierra Mágina. Departamento de Física y Química. Exámenes resueltos de Selectividad. Química. 23

a) Teniendo en cuenta que la entalpía de cualquier reacción es: ∆Hro = ΣEenlaces rotos − ΣEenlaces rotos

y que en la reacción de formación del amoníaco se forman y se rompen la mitad de los enlaces de la reacción anterior:

∆Hfo = (3EH-H + EN≡N − 6· EH-N) /2 = − 43 kJ/mol b) 224 litros de amoníaco en C.N. equivalen a 10 moles de amoníaco, por lo que la cantidad de

energía liberada será: 10 mol· (− 43 kJ/mol) = − 430 kJ

6 Un ácido monoprótico, HA, en disolución acuosa de concentración 0’03 M, se encuentra ionizado en un 5 %. Calcule:

a. El pH de la disolución. b. La constante de ionización del ácido.

Para el ácido HA: HA + H2O A− + H3O+

HA A− H3O+ Conc. Inicial 0,03 − − Conc. Disociada cα = 0,03· 0,05 − − Conc. Equilibrio c(1- α) = 0,03· 0,95 cα = 0,03· 0,05 cα = 0,03· 0,05

a. Para calcular el pH sólo hay que aplicar su definición puesto que se conoce la concentración de hidrogenoiones:

pH = − log[H3O+] = − log(0,03· 0,05) = 2,82. b. El valor de la constante viene dado por la expresión:

[ ][ ][ ]

( ) 3222

3a 1,58·10

0,0510,03·0,05

α1cα

α)c(1cα

HAOH·AK −

+−

=−

=−

=−

==

Page 126: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

IES Sierra Mágina. Departamento de Física y Química. Exámenes resueltos de Selectividad. Química. 24

2004.6. OPCIÓN B.

1 Formule o nombre los compuestos siguientes: a. Hidruro de magnesio b. Sulfato de potasio c. 3-Metilhexano d. Sb2O3 e. HIO3 f. CH3CHFCH3

a. MgH2. b. K2SO4. c. CH3CH2CH(CH3)CH2CH2CH3 d. Óxido de antimonio (III). Trióxido de diantimonio. e. Ácido iódico. Trioxoiodato (V) de hidrógeno. f. 2-Flúorpropano. Fluoruro de isopropilo.

2 Calcule: a. La masa de un átomo de bromo. b. Los moles de átomos de oxígeno contenidos en 3’25 moles de oxígeno molecular. c. Los átomos de hierro contenidos en 5 g de este metal.

Masas atómicas: Br = 80; O =16; Fe = 56.

a. A partir de la masa molar (molecular o atómica) que contendrá 6,023· 10−23 partículas (moléculas o

átomos):

g/át1,33·10Brátomos2Brmolécula1·

Brmoléculas6,023·10Brg 160 222

223

−=

; g/át1,33·10

Brátomos6,023·10Brg 80 22

23−=

b. Como cada molécula tiene dos átomos, cada mol de moléculas tendrá 2 moles de átomos:

( ) =

22 O mol 1

O átomos mol 2·Omol 3,25 6,5 moles de átomos de O

c. Sabiendo que un mol de hierro hay 6,023· 10−23 átomos del mismo:

( ) Feátomos5,38·10Femol1

Bátomos236,023·10·Bg56Femol1·Feg5 22=

3 A partir de los átomos A y B de configuraciones electrónicas respectivas: 1s2 2s2 2p2 y 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 a. Explique la posible existencia de las moléculas: AB, B2 y AB4. b. Justifique la geometría de la molécula AB4. c. Discuta la existencia o no de momento dipolar en AB4.

a. El elemento A es el carbono (Z = 6) y el B es el cloro (Z = 17). Es imposible formar la molécula AB, ya que el carbono puede disponer de dos o de cuatro electrones desapareados y el cloro sólo tiene uno. Si existirá la molécula de B2 (molécula de cloro, Cl2) y se formará compartiendo un electrón cada átomo de B (cada cloro). También existirá la de AB4 que se formará compartiendo el átomo de A sus cuatro electrones con otros cuatro de sendos átomos de B (CCl4, tetracloruro de acrbono).

b. Según el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia, la molécula es del tipo AB4, con cuatro pares de electrones compartidos y ninguno sin compartir, razón por la cual su geometría será tetraédrica regular.

c. Aunque el cloro es más electronegativo que el carbono, originando cuatro enlaces polares, la geometría de la molécula hace que los cuatro momentos dipolares se anulen resultando un momento dipolar total nulo. La molécula será apolar.

4 Calcule los datos necesarios para completar la tabla e indique, en cada caso, si la disolución es ácida o básica. pH [H3O+] (M) [OH−] (M)

a. 1 b. 2·10−4 c. 2·10−5

Page 127: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

IES Sierra Mágina. Departamento de Física y Química. Exámenes resueltos de Selectividad. Química. 25

pH [H3O+] (M) [OH−] (M) Carácter a. 1 [H3O+] = 10−pH = 10−1 = 0,1 [OH−] = Kw/[H3O+] = 10−13 Ácido pH < 7 b. pH = − log[H3O+] = 3,70 2·10−4 [OH−] = Kw/[H3O+] = 5·10−11 Ácido pH < 7 c. pH = − log[H3O+] = 9,30 [H3O+] = Kw/[OH−] = 5·10−10 2·10−5 Básico pH > 7

5 En un recipiente de 10 litros de capacidad se introducen 2 moles del compuesto A y 1 mol del compuesto B. Se calienta a 300ºC y se establece el siguiente equilibrio:

A(g) + 3 B(g) 2 C(g) Cuando se alcanza el equilibrio, el número de moles de B es igual al de C. Calcule:

a. El número de moles de cada componente en el equilibrio. b. El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.

Dato: R = 0’082 atm·L·K-1 ·mol-1

a. Moles A(g) B(g) C(g) Totales

Iniciales 2 1 - 3

Desaparecen x 3x

Por cada mol que desaparece de A desparaecen 3 moles de B

- 4x

Aparecen -

-

2x Por cada mol que desaparece de A

aparaecen 2 moles de C 2x

Equilibrio 2 - x 1 – 3x 2x 2 – x + 1 – 3x + 2x = 3 – 2x Como el numero de moles de B y C en el equilibrio es el mismo:

1 – 3x = 2x; x = 1/5 = 0,2 Equilibrio 1,8 0,4 0,4 2,6

b. Como se conocen os moles en equilibrio y también el volumen del reactor, se puede calcular Kc:

[ ] [ ][ ] [ ]

23

2

ba

dc

c (m/L)138,9

L10m0,4·

L10m1,8

L10m0,4

BADCK −=

==

Teniendo en cuenta que Kp y Kc están relacionadas según Δncp (RT)KK = :

( ) ( )[ ] 222Δncp at0,063K·573at·L/K·mol0,082·mol/L138,9(RT)KK −−− ===

6 Al realizar la electrolisis de ZnCl2 fundido, haciendo pasar durante cierto tiempo una corriente de 3 A a través de una celda electrolítica, se depositan 24’5 g de cinc metálico en el cátodo. Calcule:

a. El tiempo que ha durado la electrolisis. b. El volumen de cloro liberado en el ánodo, medido en condiciones normales.

Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Zn = 65’4.

ZnCl2(fund) → Zn(s) + Cl2(g) a. Se calcula primero la carga que ha circulado por la cuba electrolítica aplicando la segunda ley de

Faraday y, a continuación, aplicando la definición de intensidad, se calcula el tiempo que ha transcurrido:

s.5min42h6s24125A3

C72375tA·t;3C7235I·t;Q

C7235Zngeq1C96500·

Zng65,4Zngeq2

Zn)·g (24,5

=====

=−

b. Mediante moles (por cada mol de Zn, se produce otro de cloro) o mediante equivalente (por cada equivalente de Zn, se produce otro de cloro):

22

2

2

22 ClL8,39Clmol1ClL22,4·

Clgeq2Clmol1·

Zngeq1Clgeq1

·Zng65,4Zngeq2

Zn)·g (24,5 =

−−

Page 128: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

Dpto. Física y Química. Selectividad Andalucía. Química. Junio 2005 - 1 –

UNIVERSIDADES DE ANDALUCÍA. P.A.U. JUNIO 2005 . QUÍMICA. OPCIÓN A 1. Formule o nombre los compuestos siguientes:

a) Nitrito de hierro(II) b) Hidruro de berilio c) Trimetilamina d) TiO2 e) KOH f) HOCH2COOH

2. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas externas: ns1 ; ns2 np1 ; ns2 np6 a) Identifique el grupo del sistema periódico al que corresponde cada una de ellas.

b) Para el caso n = 4, escriba la configuración electrónica completa del elemento de cada uno de esos grupos y nómbrelo.

3. Calcule el pH de las siguientes disoluciones acuosas: a) 100 mL de HCl 0,2 M. b) 100 mL de Ca(OH)2 0,25 M. 4. Calcule el número de átomos contenidos en: a) 10 g de agua b) 0,2 moles de C4H10

c) 10 L de oxígeno en condiciones normales. (masas atómicas: H: 1, O: 16)

5. El monóxido de nitrógeno se puede obtener según la siguiente reacción: Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

a) Ajuste por el método del ión-electrón este reacción en sus formas iónica y molecular. b) Calcule la masa de cobre que se necesita para obtener 5 litros de NO medidos a 750 mm Hg y 40ºC.

(Datos: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1 ; Masa atómica: Cu= 63,5 ) 6. a) Calcule la entalpía de formación estándar del naftaleno (C10H8)

b) ¿Qué energía se desprende al quemar 100 g de naftaleno en condiciones estándar? Datos: ∆H0

f [CO2(g)]= - 393,5 kJ/mol ; ∆H0f [H2O(l)]= - 285,8 kJ/mol

∆H0C [C10H8]= - 4928,6 kJ/mol masas atómicas: H = 1 , C = 12

OPCIÓN B: 1. Formule o nombre los compuestos siguientes:

a) Yoduro de oro(III) b) Peróxido de hidrógeno c) 2-buteno d) KMnO4 e) HBrO3 f) CH3COCH3

2. Dadas las especies químicas Cl2, HCl y CCl4 :

a) Indique el tipo de enlace que existirá en cada una. b) Justifique si los enlaces están polarizados. c) Razone si dichas moléculas serán polares o apolares.

3. La ecuación de velocidad: v = k · [A]2 · [B], corresponde a la reación química: A + B C.

a) Indique si la constante k es independiente de la temperatura. b) Razone si la reacción es de primer orden con respecto a A y de primer orden con respecto a B, pero de segundo orden para el conjunto de la reacción.

4. a) Escriba las estructuras de los isómeros de posición del n-pentanol (C5H11OH)

b) Represente tres isómeros de fórmula molecular C8H18 5. Una disolución acuosa de amoniaco 0,1 M tiene un pH de 11,11. Calcule: a) Constante de disociación del amoniaco. b) Grado de disociación del amoniaco. 6. El NO2 y el SO2 reaccionan según la ecuación: NO2 (g) + SO2 (g) NO (g) + SO3 (g)

Una vez alcanzado el equilibrio, la composición de la mezcla contenida en un recipiente de 1 L de capacidad es: 0,6 moles de SO3, 0,4 moles de NO, 0,1 moles de NO2 y 0,8 moles de SO2. Calcule:

a) El valor de KP, en esas condiciones de equilibrio. b) La cantidad en moles de NO que habría que añadir al recipiente, en las mismas condiciones, para que la cantidad de

NO2 fuera 0,3 moles.

Page 129: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

Dpto. Física y Química. Selectividad Andalucía. Química. Junio 2005 - 2 –

SOLUCIÓN DE LA PRUEBA OPCIÓN A: 1. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Nitrito de hierro(II) Fe(NO2)2 b) Hidruro de berilio BeH2 c) Trimetilamina (CH3)3N d) TiO2 Dióxido de titanio e) KOH Hidróxido de potasio f) HOCH2COOH ácido hidroxietanoico 2. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas externas: ns1 ; ns2 np1 ; ns2 np6 a) Identifique el grupo del sistema periódico al que corresponde cada una de ellas.

b) Para el caso n = 4, escriba la configuración electrónica completa del elemento de cada uno de esos grupos y nómbrelo.

a) Suponiendo que se trata de configuraciones de estado fundamentales de átomos, tendremos: ns1 : Se trata de un elemento del grupo 1 (alcalinos). Posee un único electrón en el orbital s de su capa más externa. ns2 np1 : Se trata de un elemento del grupo 13 (boroideos o térreos). Posee un único electrón en la subcapa p. ns2 np6 : Se trata de un elemento del grupo 18 (gases nobles o inertes). Posee la configuración externa característica de los gases nobles, con 8 electrones en su última capa, lo que les confiere gran estabilidad. b) El número cuántico n de la capa más externa tiene su correspondencia en la tabla periódica con el número del periodo en el que se encuentra el elemento. Así, tendremos: 4s1 : Se trata del potasio, K. Su configuración electrónica será 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 . 4s2 4p1: Se trata del galio, Ga. Su configuración electrónica será 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p1 . 4s2 4p6 : Se trata del kripton, Kr. Su configuración electrónica será 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6

La configuración electrónica se obtiene siguiendo los principios de Aufbau (los electrones se van colocando en lo orbitales de menor a mayor energía) y de máxima multiplicidad de Hund. Estos principios se resumen en la Regla de Moeller (ver libro de texto)

3. Calcule el pH de las siguientes disoluciones acuosas: a) 100 mL de HCl 0,2 M. b) 100 mL de Ca(OH)2 0,25 M. a) Se trata de una disolución acuosa de un ácido fuerte, que se disocia completamente según la reacción HCl + H2O Cl- (ac) + H3O+ (ac) Por lo que la concentración de iones hidronio (H3O+) tras la disociación será igual a la concentración inicial de HCl, que es 0,2 M. El pH mide la acidez o basicidad de la disolución. Se calcula con la expresión [ ]+−= OHlogpH 3

Así, [ ] 7,0)2,0log(OHlogpH 3 =−=−= + Es una disolución muy ácida. (pH < 7) b) Se trata de una disolución acuosa de una base fuerte, que se disocia completamente, según la reacción: Ca(OH)2 (ac) Ca+2 (ac) + 2 OH- (ac) La estequiometría nos indica que, tras la disociación, el número de moles (y, por tanto la concentración) de iones hidróxido (OH- ) es el doble que de hidróxido de calcio inicialmente. Así: [ ] [ ] M4,0)OH(Ca2OH 2 =⋅=− La concentración de iones hidronio se calcula a partir de producto iónico del agua

[ ] [ ] ( ) [ ] [ ]( )( ) )(105,2

4,010

OHKOH10OHOHK L

mol14

Lmol

2Lmol14

w3

2lmol14

3w−

−+−−+ ⋅===→=⋅=

[ ] 6,13)105,2log(OHlogpH 143 =⋅−=−= −+ Es una disolución muy básica. (pH > 7)

Page 130: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

Dpto. Física y Química. Selectividad Andalucía. Química. Junio 2005 - 3 –

4. Calcule el número de átomos contenidos en: a) 10 g de agua b) 0,2 moles de C4H10

c) 10 L de oxígeno en condiciones normales. (masas atómicas: H: 1, O: 16) En esta cuestión aplicamos las siguientes relaciones:

- Un mol de cualquier sustancia contiene un número de moléculas (o de entidades elementales) igual al nº de Avogadro (6,02 ·1023)

- La masa molar de una sustancia (expresada en gramos) coincide numéricamente con su masa molecular (expresada en u)

- Un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura ocupa un volumen de 22,4 L.

a) Mm(H2O) = 18

OHmoléculas1024,3OHmol1

OHmoléculas1002,6OHg18OHmol1OHg10 2

23

2

223

2

22 ⋅=

⋅⋅⋅

No especifica si debemos calcular el número de átomos de cada elemento o el número de átomos totales. Calculamos ambos. Cada molécula de agua posee dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Multiplicamos por el número de moléculas de agua. Así, tenemos 3,24 ·1023 átomos de oxígeno, 6,48 ·1023 átomos de hidrógeno, y 9,73 ·1023 átomos en total.

b) 10424

104

10423

104 HCmoléculas10204,1HCmol1

HCmoléculas1002,6HCmol2 ⋅=⋅

Cada molécula de butano posee cuatro átomos de carbono y 10 átomos de hidrógeno. Multiplicamos por el número de moléculas de agua. Así, tenemos 4,816 ·1024 átomos de carbono, 1,204 ·1025 átomos de hidrógeno, y 1,6856 ·1025 átomos en total.

c) 223

2

223

2

22 Omoléculas106875,2

Omol1Omoléculas1002,6

.n.cOL4,22Omol1.n.cOL10 ⋅=

⋅⋅⋅

Cada molécula de oxígeno posee dos átomos de oxígeno, por lo tanto, tenemos 5,375 ·1023 átomos de oxígeno. 5. El monóxido de nitrógeno se puede obtener según la siguiente reacción: Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

a) Ajuste por el método del ión-electrón este reacción en sus formas iónica y molecular. b) Calcule la masa de cobre que se necesita para obtener 5 litros de NO medidos a 750 mm Hg y 40ºC.

(Datos: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1 ; Masa atómica: Cu= 63,5 ) a) La reacción que debemos ajustar en forma molecular es: Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O Las especies presentes serán: Cu , NO3

- , H+, Cu+2 , NO , H2O Observamos que el nitrógeno cambia de nº de oxidación, de +5 en el nitrato hasta +2 en el NO, se reduce (gana electrones). El cobre pasa de estado metálico (0), a catión Cu+2 (+2). Se oxida, al aumentar su nº de oxidación (pierde electrones). El resto de las especies no cambian de nº de oxidación, son meros espectadores. Las semirreacciones: de oxidación: Cu Cu+2 + 2 e- de reducción: NO3

- + 4 H+ + 3 e- NO + 2 H2O Para igualar el nº de electrones intercambiados, multiplicamos la 1º reacción por 3 y la segunda por 2, y sumamos. 3 Cu + 2 NO3

- + 8 H+ 3 Cu+2 + 2 NO + 4 H2O Ecuación iónica ajustada. Para obtener la ecuación en su fórmula molecular, hemos de añadir el resto de las especies presentes en la disolución, el mismo número en ambos miembros de la reacción, y formamos los compuestos uniendo iones. Así, los 3 iones cobre(II) del segundo miembro se unen a 6 iones nitrato para formar 3 Cu(NO3)2 . Debemos añadir otros 6 iones nitrato en el primer miembro.

Page 131: SELECTIVIDAD 1998 EXÁMENES RESUELTOS

Dpto. Física y Química. Selectividad Andalucía. Química. Junio 2005 - 4 –

Estos 6 iones nitrato, junto con los dos que ya teníamos en el primer miembro, se unen a los 8 protones, para formar 8 moléculas de ácido nítrico La reacción molecular ajustada: 3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O b) Calculamos el nº de moles de NO contenidos en los 5 litros en esas condiciones de presión y temperatura. (P = 750 mmHg = 0,987 atm; T = 40 ºC = 313 K) Aplicamos la ecuación de los gases ideales.

NOmol192,0K313molKLatm082,0

L5atm987,0TRVPnTRnVP 11 =

⋅⋅⋅⋅⋅

=⋅⋅

=→⋅⋅=⋅ −−

Aplicando la estequiometría de la reacción, vemos que por cada 3 moles de Cu que reaccionan, se forman 2 moles de NO.

necesariosCug288,18Cumol1Cug5,63

NOmol2Cumol3NOmol192,0 =⋅⋅

6. a) Calcule la entalpía de formación estándar del naftaleno (C10H8)

b) ¿Qué energía se desprende al quemar 100 g de naftaleno en condiciones estándar? Datos: ∆H0

f [CO2(g)]= - 393,5 kJ/mol ; ∆H0f [H2O(l)]= - 285,8 kJ/mol

∆H0C [C10H8]= - 4928,6 kJ/mol masas atómicas: H = 1 , C = 12

a) La entalpía de formación estándar de un compuesto se define como la variación de entalpía que tiene lugar en la reacción de formación de un mol del compuesto a partir de sus elementos en estado estándar. En este caso, la reacción es C (s) + H2 (g) C10H8 (l) ∆H0

f Para calcular la entalpía de formación recurrimos a la reacción de combustión de la que nos dan datos, y aplicamos la ley de Hess: “La variación de entalpía en un proceso es la misma si se realiza en una sola etapa o en varias etapas, ya que es función de estado. Podemos escoger el camino más conveniente para calcularla” De este modo, la entalpía de la reacción de combustión C10H8 (l) + 12 O2 (g) 10 CO2 (g) + 4 H2O (l) Puede calcularse mediante la expresión )Hn()Hn(H

REAC0fRPROD

0fP

0r ∆Σ∆Σ∆ ⋅−⋅=

Para una sustancia simple en su estado estándar, (como en este caso el oxígeno) se ha escogido el valor de referencia

0H 0f =∆ .

De este modo, aplicando la ley de Hess,

Despejando, obtenemos molkJ

20f 6,148)CO(H −=∆

b) La entalpía de combustión nos indica que por cada mol de naftaleno que quemamos, se desprenden 4928,6 kJ en condiciones estándar. Por tanto, al quemar 100 g de la sustancia

osdesprendidkJ47,3850HCmol1

osdesprendidkJ6,4928HCg128HCmol1HCg100

810810

810810 =⋅⋅

Mm(C10H8) = 128 ∆H = - 3850,47 kJ (valor negativo, como corresponde a una energía desprendida)

kJ6,49280mol12)CO(Hmol1)8,285(mol4)5,393(mol10

)O(H12)HC(H1)OH(H4)CO(H10

)Hn()Hn(H

molkJ

20fmol

kJmolkJ

20f810

0f2

0f2

0f

REAC0fRPROD

0fP

0C

−=⋅−⋅−−⋅⋅−⋅=

=⋅−⋅−⋅+⋅=

=⋅−⋅=

∆∆∆∆

∆Σ∆Σ∆

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Dpto. Física y Química. Selectividad Andalucía. Química. Junio 2005 - 5 –

OPCIÓN B: 1. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Yoduro de oro(III) Au I3 b) Peróxido de hidrógeno H2O2 c) 2-buteno CH3CH=CHCH3 d) KMnO4 Permanganato de potasio e) HBrO3 Ácido brómico f) CH3COCH3 Propanona 2. Dadas las especies químicas Cl2, HCl y CCl4 :

a) Indique el tipo de enlace que existirá en cada una. b) Justifique si los enlaces están polarizados. c) Razone si dichas moléculas serán polares o apolares.

a) Cl2: En la molécula de cloro, los átomos están unidos por enlace covalente homonuclear (covalente puro), al ser

los átomos del mismo elemento. El cloro es un no metal, de elevada electronegatividad. HCl: Entre los átomos de la molécula de cloruro de hidrógeno se da enlace covalente, ya que ambos elementos

tienen comportamiento no metálico. En este caso, el enlace será heteronuclear (parcialmente iónico, al poseer los elementos diferente electronegatividad).

CCl4: Entre los átomos de la molécula de tetracloruro de carbono se dan enlace covalente, ya que ambos elementos tienen comportamiento no metálico. En este caso, el enlace será heteronuclear.

b) Cl2: En esta molécula el enlace no está polarizado, ya que, al ser los átomos del mismo elemento, su

electronegatividad es la misma, y ambos núcleos atraen por igual al par de electrones de enlace. No existe separación parcial de cargas ni momento dipolar en esta molécula.

HCl: El cloro es más electronegativo que el hidrógeno, por lo que su núcleo atraerá más hacia sí el par de electrones de enlace. Se producirá una separación de cargas, quedando el núcleo de cloro rodeado de carga parcial negativa y el núcleo de hidrógeno con carga parcial positiva. Este enlace poseerá un momento dipolar en la dirección del enlace y sentido desde la carga positiva hasta la negativa. Este enlace está polarizado.

CCl4: En este caso se repite lo expresado anteriormente para HCl. El cloro es un elemento más electronegativo que el C, por lo que cada enlace C-Cl estará polarizado, con un momento dipolar orientado desde el núcleo de C hasta el de Cl. (el dibujo sería similar al del H Cl)

c) Una molécula es polar cuando posea momento dipolar total no nulo. En caso de que sea nulo, será apolar. Cl2: Es apolar, al no poseer momento dipolar. HCl: Es polar, ya que el único enlace que posee está polarizado. Su momento dipolar es no nulo. CCl4: Posee cuatro enlaces polarizados, pero su disposición espacial (tetraédrica, ocupando cada Cl un vértice del

tetraedro, y el C la posición central) hace que los momentos dipolares se anulen. Su momento dipolar total es nulo, y la molécula es apolar.

3. La ecuación de velocidad: v = k · [A]2 · [B], corresponde a la reación química: A + B C.

a) Indique si la constante k es independiente de la temperatura. b) Razone si la reacción es de primer orden con respecto a A y de primer orden con respecto a B, pero de segundo orden para el conjunto de la reacción.

a) La constante k no es independiente de la temperatura. Depende de esta magnitud según la expresión de

Arrhenius TREa

eAk ⋅−

⋅= b) El orden de la reacción respecto a un reactivo viene dado por el exponente al que aparece elevado dicho reactivo

en la ecuación de velocidad. El orden total de la reacción (para el conjunto) será la suma de los diferentes órdenes de reacción de los reactivos.

Así, en este caso: Reactivo A: orden 2 (reacción de segundo orden respecto a A) Reactivo B: orden 1 (reacción de primer orden respecto a B) Orden total: 2 + 1 = 3 (reacción de orden 3 respecto al conjunto) Con lo dicho anteriormente, podemos concluir que sólo es cierto el hecho de que la reacción es de primer

orden respecto al reactivo B.

ClHδ+ δ_

+ +µ

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j

4. a) Escriba las estructuras de los isómeros de posición del n-pentanol (C5H11OH)

b) Represente tres isómeros de fórmula molecular C8H18

a) Los isómeros de posición poseen igual fórmula molecular, la misma cadena carbonada y el mismo grupo funcional, pero difieren entre ellos por la posición de este último. En el caso del n-pentanol, tenemos una cadena de 5 carbonos y el grupo funcional hidroxi. Lo diferentes isómeros de posición se obtienen colocando el grupo OH en los carbonos 1, 2 y 3 de la cadena (hay que tener en cuenta que a partir de ahí, por simetría, se repiten los compuestos). Así 1-pentanol CH2OHCH2CH2CH2CH3 2-pentanol CH3CHOHCH2CH2CH3 3-pentanol CH3CH2CHOHCH2CH3 b) Nos encontramos ante la fórmula molecular de un hidrocarburo saturado, concretamente un octano. Estos hidrocarburos presentan isomería de cadena, en función de las ramificaciones que presente. Tres isómeros de cadena posibles son: CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3 CH3-(CH2)6-CH3 octano

CH3CH2CH2CH2CH2CH(CH3)CH3 2-metilheptano CH3CH2CH2CH2CH(CH3)CH2CH3 3-metilheptano

5. Una disolución acuosa de amoniaco 0,1 M tiene un pH de 11,11. Calcule: a) Constante de disociación del amoniaco. b) Grado de disociación del amoniaco. El procedimiento que usaremos para resolver este problema permite calcular el grado de disociación α y la constante de disociación Kb simultáneamente. El amoniaco (NH3) es una base débil, que en disolución acuosa se disocia según la reacción.

NH3 + H2O NH4+ (ac) + OH- (ac) Kb

Partiendo de una concentración inicial de NH3, Co = 0,1 M, y teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción, calculamos qué cantidades reaccionan y se producen hasta alcanzar la situación de equilibrio. Calculamos las concentraciones en el equilibrio:

Despreciamos la ionización del agua ([OH-] inicial es despreciable) La constante de equilibrio, según la ley de acción de masas

[ ] [ ][ ]

( )b

eq

eqeqb K

NHOHNH

K =−⋅⋅

→⋅

=−+

)1(1,01,0 2

3

4

αα

El pH de la disolución mide la acidez o basicidad de la misma. Se define como [ ]+−= OHpH 3log . De esta forma

calculamos [ ] MMOH 1211,113 1076,710 −−+ ⋅==

La concentración de hidróxido en el equilibrio la calculamos a partir del equilibrio iónico del agua:

[ ] [ ] MOHKwOH 3

12

14

3

1029,11076,7

10 −−

+− ⋅=

⋅==

Sabemos que [ ] %29,10129,01,01029,11,0

3

==⋅

=→⋅=−

MMOH eq αα

Sustituyendo en la ecuación de la constante de equilibrio( ) 5

2

1067,1)1(1,0

1,0 −⋅=−⋅⋅

αbK

Resultados: a) α = 0,0129 (1,29 %) b) Kb = 1,67 · 10-5

NH3 H2O NH4+ OH-

Inic 0,1 - - - Reac 0,1·α - 0,1·α 0,1·α Equ. 0,1·(1-α) - 0,1·α 0,1·α

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6. El NO2 y el SO2 reaccionan según la ecuación: NO2 (g) + SO2 (g) NO (g) + SO3 (g)

Una vez alcanzado el equilibrio, la composición de la mezcla contenida en un recipiente de 1 L de capacidad es: 0,6 moles de SO3, 0,4 moles de NO, 0,1 moles de NO2 y 0,8 moles de SO2. Calcule:

c) El valor de KP, en esas condiciones de equilibrio. d) La cantidad en moles de NO que habría que añadir al recipiente, en las mismas condiciones, para

que la cantidad de NO2 fuera 0,3 moles. a) Nos encontramos ante un equilibrio homogéneo entre sustancias gaseosas. A esta situación se llega, partiendo de unas cantidades iniciales de reactivos y productos, cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan (equilibrio dinámico). En el equilibrio se cumple la ley de acción de masas

[ ] [ ][ ] [ ]eqeq

eqeqC SONO

SONOK

22

3

⋅= donde KC es la constante de equilibrio en función de las concentraciones.

En el caso que nos ocupa, con reactivos y productos gaseosos, puede calcularse KP, constante de equilibrio en función de las presiones parciales de los componentes.

eqSOeqNO

eqSOeqNOP PP

PPK

)()()()(

22

3

⋅= Cumpliéndose la relación C

n KRTKcRTKcKp =⋅=⋅= ∆ 0)()(

En este caso coinciden ambas constantes.

[ ] [ ][ ] [ ]

[ ] [ ][ ] [ ] 3

SONO

SONOKK

L1mol8,0

L1mol1,0

L1mol6,0

L1mol4,0

eq2eq2

eq3eqCP =

⋅→

⋅==

b) Al añadir una cierta cantidad n de NO, el sistema se desequilibra. La reacción se desplaza hacia la izquierda (principio de Le Chatelier), consumiendo NO y SO3, y produciendo NO2 y SO2. Se sigue cumpliendo la ley de acción de masas, con la misma constante de equilibrio, ya que ésta sólo depende de la temperatura.

[ ] [ ][ ] [ ]

322

3 =⋅

⋅=

eqeq

eqeqC SONO

SONOK

La variación del nº de moles y las cantidades resultantes en el nuevo equilibrio serán Nos dan el dato de que la cantidad de NO2 en el nuevo

equilibrio es de 0,3 moles. Por lo tanto molesxx 2,03,01,0 =→=+

Las cantidades en el nuevo equilibrio serán: NO2: 0,3 moles , SO2: 1 mol , NO: 0,2 + n , SO3: 0,4 moles Aplicamos la ley de acción de masas para despejar n.

[ ] [ ][ ] [ ] ( ) moles05,2n9,04,0n2,03K

L1mol1

L1mol3,0

L1mol4,0

L1moln2,0

C =→=⋅+→=⋅

⋅=

+

Resultado: Hay que añadir 2,05 moles de NO para alcanzar el nuevo equilibrio.

Nº moles NO2 SO2 NO SO3 Inic 0,1 0,8 0,4+n 0,6 Reac x x - x - x Equ. 0,1+x 0,8 + x 0,4+n- x 0,6 - x