SELECTIVIDAD 2014

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.- Seis fórmulas correctas.....................................1,5 puntos. Cinco fórmulas correctas.............................................................1,0 puntos. Cuatro fórmulas correctas...........................................................0,5 puntos. 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, exceptuando los errores de cálculo numérico, un resultado erróneo afectará al 50% del valor del apartado siguiente. De igual forma, si un apartado consta de dos partes, la aplicación en la resolución de la segunda de un resultado erróneo obtenido en la primera afectará en la misma proporción: esta segunda parte se calificará con un máximo de 0,25 puntos.

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 puntuará de 0 a 10, con dos cifras decimales. 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.

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Junio. 2014. OPCIÓN A.

1. Formule o nombre los siguientes compuestos: a. Fluoruro de amonio b. Hidróxido de cadmio c. 1-Bromo-2-cloropropano d. PbO e. Hg(ClO3)2 f. CH3COOCH3.

a. NH4F b. Cd(OH)2 c. CH3-CHCl-CH2Br d. Monóxido de plomo. Óxido de plomo(II). e. Clorato de mercurio(II). Bis(trioxidoclorato) de mercurio. Trioxidoclorato(1-) de mercurio(2+) f. Etanoato de metilo o Acetato de metilo

2. Responda a las siguientes cuestiones justificando la respuesta. a. ¿En qué grupo y en qué periodo se encuentra el elemento cuya configuración electrónica

termina en 4f145d56s2? b. ¿Es posible el siguiente conjunto de números cuánticos (1, 1, 0, ½)? c. ¿La configuración electrónica 1s22s22p53s2 pertenece a un átomo en su estado fundamental?

a. El periodo viene determinado por el número cuántico principal, n, de la capa de valencia del átomo neutro. En nuestro caso es 6, luego se trata del sexto. El grupo viene determinado por el número de electrones de la capa de valencia, exceptuando los electrones f si los hubiera, en nuestro caso es 7, luego, pertenece al grupo 7.

b. No es posible, ya que el número cuántico l sólo toma valores desde 0 hasta n – 1. Por lo tanto, si n vale 1, sólo puede valer 0.

c. Falso. Corresponde a un estado excitado del sodio cuya configuración fundamental es 1s22s22p63s1.

3. En el equilibrio: C (s) + 2H2 (g) CH4 (g) ΔH0 = −75 kJ. Prediga, razonadamente, cómo se modificará el equilibrio cuando se realicen los siguientes cambios:

a. Una disminución de la temperatura. b. La adición de C(s). c. Una disminución de la presión de H2, manteniendo la temperatura constante.

El Principio de Le Châtelier, establece que “si un sistema en equilibrio es perturbado mediante una acción exterior, este sistema evoluciona para contrarrestar dicha perturbación, llegando a un nuevo estado de equilibrio”. Basándonos en él:

a. La disminución de la temperatura favorece la reacción exotérmica para producir el calor que se retira del sistema, luego, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

b. La adición carbono sólido no influye en el equilibrio, ya que la concentración de los sólidos permanece constante.

c. Si disminuye la presión el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, para aumentarla, hacia más moles de sustancias gaseosas hay, o sea, a la izquierda.

4. Dado el siguiente compuesto CH3CH=CHCH3, diga, justificando la respuesta, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a. El compuesto reacciona con Br2 para dar dos compuestos isómeros geométricos. b. El compuesto reacciona con HCl para dar un compuesto que no presenta isomería óptica. c. El compuesto reacciona con H2 para dar CH3C≡CCH3.

a. Falsa. Se trata de una reacción de adición y el compuesto obtenido no posee dobles enlaces: CH3CH=CHCH3 + Br2 → CH3CHBrCHBrCH3

b. Falsa. Sí la presenta ya que el producto de reacció posee un carbono asimétrico: CH3CH=CHCH3 + HBr → CH3CH2CHBrCH3

El carbono al que está unido el bromo tiene unidos otros tras radicales diferentes: un hidrógeno, un metilo y un etilo.

c. Falsa. Se obtiene un alcano: CH3CH=CHCH3 + H2 → CH3CH2CH2CH3

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5. Para la obtención del tetracloruro de carbono según: CS2 (l) + 3Cl2 (g) → CCl4 (l) + S2Cl2 (l)

a. Calcule el calor de reacción, a presión constante, a 25ºC y en condiciones estándar. b. ¿Cuál es la energía intercambiada en la reacción anterior, en las mismas condiciones, cuando se

forma 1 L de tetracloruro de carbono cuya densidad es 1,4 g/mL? Datos: ΔHf0[CS2(l)]=89,70 kJ/mol; f ΔHf0[CCl4(l)]= −135,40 kJ/mol; f ΔHf0[S2Cl2(l)]= −59,80 kJ/mol. Masas atómicas C = 12; Cl = 35,5.

a. Por definición, la entalpía de una reacción es: 0 0

r f Productos f ReactivosΔH = ΔH - ΔH∑ ∑ Para esta reacción:

4 2 2 2

0 0 0c etanol f CCl f Cl f CSΔH = 1·ΔH + 1·ΔH - 1·ΔH = S

= 1mol (-135,40 kJ/mol) + 1mol (- 59,80 kJ/mol) - 1mol (89,70 kJ/mol)= - 284,90 kJ⋅ ⋅ ⋅ b. Se calcula la masa y los moles de tetracloruro de carbono, y con ellos, la energía:

4 44

4 4 4

1,4 g CCl 1 mol CCl - 284,90 kJ1.000 mL CCl · = - 2.590 kJ1 mL CCl 154 g CCl 1 mol CCl

⋅ ⋅

6. Calcule: a. El pH de la disolución que resulta de mezclar 250 mL de HCl 0,1 M con 150 mL de NaOH 0,2

M. Suponga que los volúmenes son aditivos. b. La riqueza de un hidróxido de sodio comercial, si 30 g del mismo necesitan 50 mL de H2SO4 3

M para su neutralización. Datos: Masas atómicas Na = 23; H = 1; O = 16.

a. La reacción de neutralización que tiene lugar es: HCl + NaOH → NaCl + H2O

Como la estequiometría es 1:1, quedará un exceso de sasa:

-

0,2 mol NaOH 0,1 mol NaOH0,15 L disol.· 0,25 L disol.·1 L disolución 1 L disoluciónOH = 0,0125 mol/L

0,15 L + 0,25 L

− =

Se calcula el pOH y, con él, el pH: pOH = - log 0,0125 = 1,9

pH = 14 – pOH = 14 – 1,9 = 12,1 b. Ahora la reacción de neutralización es:

H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O 2 4

2 4

3 mol H SO 40 g NaOH2 mol NaOH 1000,05 L disol.· · · · = 40 %1 L disolución 1 mol H SO 1 mol NaOH 30 g

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Junio. 2014. OPCIÓN B.

1. Formule o nombre los siguientes compuestos: a. Ácido selénico b. Fosfato de cobalto(II) c. Ciclopenteno d. Mg(OH)2 e. Na2O2 f. CH3CHOHCHO.

a. H2SeO4 b. Co3(PO4)2 c. d. Dihidróxido de magnesio. Hidróxido de magnesio. e. Peróxido de sodio. Dióxido de disodio. f. 2-Hidroxipropanal

2. La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C4H8S. Si su masa molecular es 88, determine: a. Su fórmula molecular. b. El número de átomos de hidrógeno que hay en 25 g de dicho compuesto. c. La presión que ejercen 2 g del compuesto en estado gaseoso a 120 ºC en un recipiente de 1,5 L.

Datos: Masas atómicas C = 12; H = 1; S = 32. R = 0,082 atm·L·moI-1·K-1.

a. Como coincide la masa de la fórmula empírica y la masa molecular, la fórmula molecular es C4H8S. b. Puesto que en cada molécula de C4H8S hay 8 átomos de H:

1,368=23

234 8 4 84 8

4 8 4 8 4 8

1 mol C H S 6,023·10 moléculas C H S 8 átomos H25 g C H S· · · ·10 átomos H88 g C H S 1 mol C H S 1 molécula C H S

c. Aplicando la ecuación de los gases ideales:

·-1 -14 84 8

4 8

1 mol C H S2 g C H S· ·0,082 atm·L·moI ·K 393 K88 g C H SnRTP = = = 0,49 atm

V 1,5 L

3. a. Deduzca la geometría de las moléculas BCl3 y H2S aplicando la teoría de Repulsión de Pares de

Electrones de la Capa de Valencia. b. Explique si las moléculas anteriores son polares. c. Indique la hibridación que posee el átomo central.

BCl3 H2S a. Es una

molécula del tipo AB3, (3

pares de electrones

compartidos) Tiene forma triangular equilátera.

Según la teoría RPECV, alrededor del oxígeno 2 pares de e−

compartidos y 2 sin compartir. Es del tipo AB2E2 y su forma será plana

angular.

b. La molécula de BCl3 es del tipo AB3, triangular equilátera.

Ello hace que los tres momentos dipolares dirigidos hacia los átomos de cloro se anulen dando un momento

dipolar total nulo.

El enlace S-H es polar dada la diferencia de electronegatividad entre el azufre y el hidrógeno.

En esta molécula los momentos dipolares se suman originando un dipolo total dirigido hacia el

azufre.

c. Tres pares de electrones (tres del boro y uno de cada átomo de flúor) precisan tres orbitales alrededor del boro. Será hibridación sp2.

Cuatro pares de electrones, seis electrones del azufre y uno de cada uno de los átomos de hidrógeno, precisan cuatro orbitales alrededor del nitrógeno. Será hibridación sp3.

4. Indique, razonadamente, si cada una de las siguientes proposiciones es verdadera o falsa: a. De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry el carácter básico del amoniaco, en disoluciones

acuosas, se debe a que acepta un grupo OH– de la molécula de agua.

Cl Cl F

Cl

B

H

S

H

µT µ1 µ2 S

H H

µT = µ1 + µ2 T ≠ 0

µ

µ + µ +

µ

µ

µT = µ1+µ2+µ3 = 0

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b. Si el pH de una disolución de un ácido monoprótico fuerte es 2,17 la concentración molar de la disolución respecto a dicho ácido estará comprendida entre 0,001 y 0,01.

c. En disoluciones acuosas el ión HCO3– se comporta como un electrolito anfótero.

a. Falso. Según la teoría de Brönsted-Lowry, base es toda especie capaz de aceptar hidronios. En la reacción entre el amoniaco y el agua, el amoníaco lo que acepta es un protón del agua.

NH3(ac) + H2O(ac) ⇌ NH4+(ac) + OH–(ac) b. Si la concentración molar de un ácido fuerte (completamente ionizado) está comprendida entre 0,01 y

0,001, el pH estará entre 2 y 3. Luego la afirmación es correcta. Concretamente [H3O+] = 10–pH = 10–2,17 = 6,76·10–3

c. Verdadero, según las reacciones: Como ácido: H3CO– + H2O ⇌ CO32– + H3O+ Como base: H3CO– + H2O ⇌ H2CO3 + OH–

5. Se disuelve hidróxido de cobalto(II) en agua hasta obtener una disolución saturada a una temperatura dada. Se conoce que la concentración de iones OH– es 3·10–5 M. Calcule:

a. La concentración de iones Co2+ de esta disolución. b. El valor de la constante del producto de solubilidad del compuesto poco soluble a esta

temperatura.

El equilibrio de disociación es: Co(OH)2(s) Co2+(ac) + 2 OH–(ac) .

a. En el equilibrio de solubilidad se aprecia que por cada mol de Co2+ que aparece disociado, aparecen dos moles de OH–. Si la concentración de hidroxilos es 3·10-5, la de Co2+ es 1,5·10-5.

b. Sin más que sustituir en la expresión de Ks: 2 22+ - -5 -5 -14

sK = Co · OH 1,5·10 · 3·10 =1,35·10 =

6. a. ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo todo el oro

contenido en un litro de disolución 0,1 M de cloruro de oro(III)? b. ¿Qué volumen de dicloro, medido a la presión de 740 mmHg y 25ºC, se desprenderá del ánodo?

Datos: F = 96500 C; R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1. Masas atómicas: Au = 197; Cl = 35,5.

a. Como la cantidad de electricidad necesaria para que se deposite eb el cátodo un equivalente de una sustancia es 96.500 C.

3+

3+

3 eq-g Au0,1 mol Au 96.500 C1 L disolución· · · = 28.950 C1 L disolución 1 mol Au 3 eq-g Au

b. Como se trata de la misma carga: 2 2

22

1 eq-g Cl 1 mol Cl28.950 C· · = 0,15 mol Cl

96.500 C 2 eq-g Cl

-1 -1

20,15 mol·0,082 atm·L·mol ·K ·298 KV = = 3,76 L Cl

0,974 atm

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Septiembre. 2014. OPCIÓN A.

1. Formule o nombre los siguientes compuestos: a. Hidróxido de cobre(I) b. Ácido nitroso c. 3-Hidroxibutanal d. MgH2 e. Li3AsO4 f. (CH3CH2)3N.

a. CuOH b. HNO2 c. CH3-CHOH-CH2-CHO d. Dihidruro de magnesio. Hidruro de magnesio. e. Arseniato de litio. Tetraoxidoarseniato de trilitio. Tetraoxidoarseniato(3-) de litio. f. Trietilamina.

2. Conteste de forma razonada a las cuestiones acerca de los elementos que poseen las siguientes configuraciones electrónicas: A= 1s22s22p63s23p64s2 B= 1s22s22p63s23p63d104s24p5

a. ¿A qué grupo y a qué periodo pertenecen? b. ¿Qué elemento se espera que posea una mayor energía de ionización? c. ¿Qué elemento tiene un radio atómico menor?

a. A es calcio y pertenece al 4º período, grupo 2. El periodo coincide con el número cuántico principal de la capa de valencia y el número de electrones en la capa de valencia, 2 en esta caso, indica que pertenece al grupo 2. B es bromo y, por las mismas razones pertenece al 4º período y al grupo 17.

b. El potencial de ionización es la mínima energía que hay que comunicar a un átomo neutro, en estado gaseoso y fundamental, para arrancarle un electrón y formar un catión en estado gaseoso. En un periodo aumenta de izquierda a derecha al aumentar la carga nuclear efectiva. Por lo tanto EIBr = 1140 kJ/mol > EICa = 590 kJ/mol.

c. Por la misma razón, aumento de la carga nuclear efectiva, en el bromo los electrones están más atraídos y tendrá menor radio que ele calcio. RCa = 197 pm > RBr = 114 pm.

3. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a. El producto de solubilidad de FeCO3 disminuye si se añade Na2CO3 a una disolución acuosa

de la sal. b. La solubilidad del FeCO3 en agua pura (Ks = 3,2·10-11) es aproximadamente la misma que la

del CaF2 (Ks = 5,3·10-9). c. La solubilidad del FeCO3 aumenta si se añade Na2CO3 a una disolución acuosa de la sal.

a. Falsa. La constante del producto de solubilidad, como las demás constantes de equilibrio, depende únicamente de la temperatura.

b. Se puede calcular fácilmente: FeCO3(s) Fe2+(ac) + CO32–(ac)

22+ 2 -11 -6s 3 sK = Fe CO s·s s s = K = 3,2·10 = 5,7·10 mol/L− = = ⇒

CaF2(s) Ca2+(ac) + 2 F–(ac) 22+ - 2 3 -9 -344

s sK = Ca F s·4s 4s s = K /4 = 5,3·10 /4 = 1,1·10 mol/L = = ⇒ Falso. La solubilidad del CaF2 es mucho mayor.

c. Falsa. La adición de carbonato de sodio hacer aumentar la concentración de iones CO32- en la disolución. Por tano el equilibrio se desplaza a la izquierda precipitando el carbonato de calcio y disminuyendo su solubilidad.

4. Tenemos tres depósitos cerrados A, B y C de igual volumen y que se encuentran a la misma temperatura. En ellos se introducen, respectivamente, 10 g de H2(g), 7 mol de O2(g) y 1023 moléculas de N2(g). Indique de forma razonada:

a. ¿En qué depósito hay mayor masa de gas? b. ¿Cuál contiene mayor número de átomos? c. ¿En qué depósito hay mayor presión?

Datos: Masas atómicas N = 14; H = 1; O = 16.

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a. En el depósito B, ya que:

10 g < 23 2 22 23

2 2

1 mol N 28 g N10 moléculas N · · = 4,65 g

6,023·10 moléculas N 1 mol N < 2

22

32 g O7 mol O · = 224

1 mol O

b. Como los tres son diatómicos, contendrá más átomos aquel que contenga más moléculas y, por tanto, el que tenga más moles, o sea, el de oxígeno:

23 22 223

2

1 mol N10 moléc. N · = 0,166 mol N

6,023·10 moléc. N< 2

2 22

1 mol H10 g H · = 5 mol H

2 g H< 7 mol O2

c. Como los tres recipientes tienen el mismo volumen, la presión será mayor donde más moléculas existan, o lo que es igual, donde más moles haya. Es decir:

2 2 2N H OP < P < P

5. Se hace reaccionar una muestra de 10 g de cobre con ácido sulfúrico obteniéndose 23,86 g de sulfato de cobre(II), además de dióxido de azufre y agua.

a. Ajuste la reacción molecular que tiene lugar por el método del ión-electrón. b. Calcule la riqueza de la muestra inicial en cobre.

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

a. Se oxida el cobre hasta ión cobre(II): Cu → Cu2+ + 2 e− Se reduce el sulfúrico hasta dióxido de azufre: SO42− + 4 H+ + 2 e− → SO2 + 2 H2O

Cu → Cu2+ + 2 e−

SO42− + 4 H+ + 2 e− → SO2 + 2 H2O Cu + SO42− + 4 H+ + 2 e− → Cu2+ + 2 e− + SO2 + 2 H2O

Cu + SO42− + 4 H+ → Cu2+ + SO2 + 2 H2O La ecuación molecular queda:

Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O b. A partir de la masa de sulfato de cobre, se calcula la de cobre y, con ésta, la riqueza:

44

4 4

1 mol CuSO 63,5 g Cu1 mol Cu 10023,86 g CuSO · · · · = 95,0 %159,5 g CuSO 1 mol CuSO 1 mol Cu 10 g

-1 -1nRT 0,15 mol·0,082 atm·L·moI ·K ·333 KV = = 4,09 LP 1 attm

=

6. Determine: a. La entalpía de la reacción en la que se forma 1 mol de N2O5 (g) a partir de los elementos que

lo integran. Utilice los siguientes datos: N2(g) + 3 O2(g) + H2(g) → 2 HNO3(aq) ΔHº = −414,7 kJ

N2O5(g) + H2O(l) → 2 HNO3(aq) ΔHº = −140,2 kJ 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ΔHº = −571,7 kJ

b. La energía necesaria para la formación de 50 L de N2O5 (g) a 25 ºC y 1 atm de presión a partir de los elementos que lo integran. Dato: R = 0,082 atm·L·moI‒1·K‒1.

a. Combinando las reacciones que da el enunciado se obtiene la que se precisa: + [N2(g) + 3 O2(g) + H2(g) → 2 HNO3(aq) ΔHº1 = −414,7 kJ]

- [N2O5(g) + H2O(l) → 2 HNO3(aq) ΔHº2 = −140,2 kJ] - ½ [2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ΔHº3 = −571,7 kJ]

N2(g) + 5/2 O2(g) → N2O5(g) ΔHºr = ΔHº1 - ΔHº2 – ½ ΔHº3 = = 1 mol·(-414,7 kJ) – (1 mol)·(-140,2 kJ) – (½ mol)·(-571,7 kJ) = 11,4 kJ

ΔHºf = 11,4 kJ/mol b. Como se conoce la energía de formación de 1 mol, se calculan los moles que hay en dicho volumen:

2 5-1 -1

PV 50 L· 1 atmn = = 2,05 mol N ORT 0,082 atm·L·moI ·K ·298 K

=

2 52 5

11,4 kJ2,05 mol N O · = 23,3 kJ1 mol N O

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Septiembre. 2014. OPCIÓN B.

1. Formule o nombre los siguientes compuestos: a. Óxido de cobalto(III) b. Hidrogenosulfato de hierro(II) c. Propanamida d. Hg(BrO3)2 e. HIO3 f. (CH3)2CHCOCH3.

a. Co2O3 b. Fe(HSO4)2 c. CH3-CH2-CO-NH2 d. Bromato de mercurio(II). Bis(trioxidobromato) de mercurio. Trioxidobromato(1-) de mercurio(2+). e. Ácido yódico. Hidrógeno(trioxidoyodato). f. Metilbutanona.

2. Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a. El etano tiene un punto de ebullición más alto que el etanol. b. El tetracloruro de carbono es una molécula apolar. c. El MgO es más soluble en agua que el BaO.

a. Falsa. El etanol tiene un punto de ebullición más elevado porque presenta enlaces de hidrógeno. b. Verdadera. Los enlaces están polarizados hacia el cloro ya que éste es más electronegativo que el

carbono, pero la geometría tetraédrica que presenta con el carbono en el centro y los clorors en los vértices hace que los momentos bipolares formados en los enlaces se anulen, resultando un momento dipolar total igual a cero por lo que la molécula es apolar.

c. Falsa. Será más soluble aquel que tenga menor enería reticular y ésta es proporcional a las cargas de los iones e inversamente proporcional a la distancia interiónica. Ambos poseen las mismas cargas pero el radio iónico del Mg2+ es más peqeueño que el del Ba2+, por lo que su energía reticular es mayor y es más difícil de disolver. El MgO es prácticamente insoluble en agua y el BaO es soluble.

3. La ecuación de velocidad de cierta reacción es v = k·[A]2·[B]. Razone si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas:

a. La unidad de la constante de velocidad es mol‒1·L·s. b. Si se duplican las concentraciones de A y B, en igualdad de condiciones, la velocidad de

reacción será ocho veces mayor. c. Si se disminuye el volumen a la mitad, la velocidad de reacción será ocho veces mayor.

a. Falsa. [ ]

[ ] [ ]2 )

-1 -1-2 2 -1

-1 3

v mol·L ·s[k] = = = mol ·L s(mol·LA B

b. Verdadera: [ ] [ ] [ ] [ ]2) )2

2 1v = k·(2 A (2 B = 8k· A B = 8v c. Verdadero. Al disminuir el volumen a la mitad, las concentraciones aumentan al doble y pasará lo que se

indica en el apartado b.

4. Escriba para cada compuesto el isómero que corresponda: a. Isómero de cadena de CH3CHBrCH2CH3 b. Isómero de función de CH3COCH3 c. Isómero de posición de CH2=CHCH2CH3

a. Isómeros de cadena son aquellos que difieren en el esqueleto carbonado. Por ejemplo, el metil-2-cloropropano: CH3CBr(CH3)CH3.

b. Isómeros de función son los compuestos que poseen grupos funcionales diferentes. Por ejemplo, el propanal: CH3CH2CHO.

c. Isómeros de posición son aquellos que difieren en la posición que ocupa el grupo funcional. Por ejemplo, el but-2-eno: CH3CH=CHCH3.

5. Una disolución acuosa 0,03 M de un ácido monoprótico, HA, tiene un pH de 3,98. Calcule: a. La concentración molar de A‒ en disolución y el grado de disociación del ácido.

10

b. El valor de la constante Ka del ácido y el valor de la constante Kb de su base conjugada.

a. El ácido HA se disocia según: HA + H2O ⇌ A– + H3O+

HA A– H3O+ Conc. inicial 0,03 Conc. disociada 0,03α Conc. equilibrio 0,03(1 – α) 0,03α 0,03α

Por definición: [H3O+] 10-pH = 10-3,98 = 1,05·10-4 = 0,03α ⇒ α = 1,05·10-4/ = 0,03 = 3,5·10-3 Y la concentración de A– es la misma que la de hidronios, o sea, 1,05·10-4

b. Dado que se trata de un ácido muy débil, aproximando 1 – α a α:

[ ]

- + 2 23 2 -3 2 -7

a

A H O c αK = = cα 0,03·(1,05·10 ) = 3,7·10HA c(1 - α)

≈ =

-14-8w

b -7a

K 1,0·10K = = = 2,7·10K 3,7·10

6. El cianuro de amonio, a 11 ºC, se descompone según la reacción NH4CN(s) NH3(g) + HCN(g)

En un recipiente de 2 litros de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introduce una cierta cantidad de cianuro de amonio y se calienta a 11ºC. Cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es de 0,3 atm. Calcule:

a. Kc y Kp. b. La masa de cianuro de amonio que se descompondrá en las condiciones anteriores.

Datos: Masas atómicas N = 14; C = 12; H = 1. R = 0,082 atm·L·moI‒1·K‒1

a. La presión en equilibrio se debe a dos gases, amoníaco y cianuro de hidrógeno, de los que hay los mismos moles. Por lo tanto la presión parcial de cada uno es 0,3 atm/2 = 0,15 atm. El valor de Kp es:

3

2p NH HCNK = P ·P = (0,15atm) = 0,0225

La relación entre Kp y Kc es: 2

n -5c p -1 -1 2

0,0225 atmK = K (RT) = 4,15·10(0,082 atm·L·mol ·K ·284 K)

−∆ =

b. Los moles desaparecidos de cianuro de amonio son los mismos que aparecen de amoníaco o de cianuro de hidrógeno:

3 4NH eq. HCN eq. NH CN disoc. -1 -1

PV 0,15 atm·2 Ln = n = n = = 0,0128 molRT 0,082 atm·L·moI ·K ·284 K

=

44 4

4

44 g NH CN 0,0128 mol NH CN · 0,56 g NH CN

1 mol NH CN=

11

2014. Reserva 1. OPCIÓN A.

1. Formule o nombre los siguientes compuestos: a. Óxido de plomo(IV) b. Ácido peryódico c. 2,2-diclorobutano d. K3PO3 e. LiOH f. CH3CH2CHO.

a. PbO2 b. HIO3 c. CH3CCl2CH2CH3 d. Trioxidofostato de tripotasio. Trioxidofosfato(3-) de potasio e. Hidróxido de litio. f. Propanal.

2. Explique razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a. El agua pura no conduce la electricidad. b. El NaCl en estado sólido conduce la electricidad. c. La disolución formada por NaCl en agua conduce la electricidad.

a. Verdadera. Apenas posee cargas libres por la baja concentración de iones., ya que el agua pura está muy poco disociada.

b. Falsa. En estado sólido no conduce la corriente eléctrica pues los iones no se pueden mover al estar en posiciones fijas en la red cristalina.

c. Verdadera. Los compuestos iónicos en estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero cuando están disueltos, se rompe la red cristalina y al tener movilidad los iones, si conducen la corriente eléctrica.

3. Justifique qué ocurrirá cuando: a. Un clavo de hierro se sumerge en una disolución acuosa de CuSO4. b. Una moneda de níquel se sumerge en una disolución de HCl. c. Un trozo de potasio sólido se sumerge en agua.

Datos: Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V; Eº(Fe2+/Fe) = −0,44 V; Eº(Ni2+/Ni) = −0,24 V; Eº(K+/K) = −2,93 V; Eº(H+/H2) = 0,00 V.

La espontaneidad de un proceso redox viene dada por ΔG0, relacionada con E0 según: ΔG0 = -nFE0pila a. Sólo podría ocurrir que el Fe se oxide a cambio de que el Cu2+ se reduzca. Para comprobar si sucede:

Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu A esta reacción le corresponde un potencial:

E0 = E0(Cu2+/Cu) + E0(Fe/Fe2+) = 0,34 V + 0,44 V = 0,78 V. Como el E0 > 0, ΔG0 < 0. Por tanto la reacción se da espontáneamente. El clavo de hierro se disuelve.

b. Procediendo de la misma forma: Ni + 2 H+ → Ni2+ + H2

A esta reacción le corresponde un potencial: E0 = E0(H+/H2) + E0(Ni/Ni2+) = 0 V + 0,24 V = 0,24 V.

Como el E0 > 0, ΔG0 < 0. Por tanto la reacción es espontánea. La moneda de níquel se disuelve. c. De nuevo, procediendo de la misma forma:

2 K + 2 H+ → 2 K2+ + H2

A esta reacción le corresponde un potencial: E0 = E0(H+/H2) + E0(K/K+) = 0 V + 2,93 V = 2,93 V.

Como el potencial es positivo, ΔG0 es negativo. Por tanto la reacción se da espontáneamente. El potasio reacciona con el agua.

4. Dadas las constantes de ionización de los siguientes ácidos: Ka(HF) 6,6·10-4; Ka(CH3COOH) 1,75·10-

5; Ka(HCN) 6,2·10-10. a. Indique razonadamente qué ácido es más fuerte en disolución acuosa. b. Escriba el equilibrio de disociación del HCN indicando cuál será su base conjugada. c. Deduzca el valor de Kb del CH3COOH.

12

a. La fortaleza de un ácido viene definida por su constante de acides que, cuanto mayor sea, más fuerte es el ácido porque más ionizado se encuentra. Por tanto, el ácido más fuerte es el HF.

b. La base conjugada del ácido cianhídrico es el ión cianuro: HCN + H2O CN− + H3O+ c. El acético se ioniza según: HCN + H2O CN− + H3O+

La base conjugada del ácido acético es el acetato ya que: CH3COO− + H2O CH3COOH + OH−

Su constante de basicidad es: [ ] - + -14

3 3 -10wb -5- +

a3 3

CH COOH OH H O K 1·10K = · = = = 5,7·10K 1,75·10CH COO H O

5. Dada la siguiente reacción química sin ajustar: H3PO4 + NaBr → Na2HPO4 + HBr

Si en un análisis se añaden 100 mL de ácido fosfórico 2,5 M a 40 g de bromuro de sodio. a. ¿Qué masa de Na2HPO4 se habrá obtenido? b. Si se recoge el bromuro de hidrógeno gaseoso en un recipiente de 500 mL, a 50 °C, ¿qué presión

ejercerá? Datos: R = 0,082 atm·L·moI‒1·K‒1. Masas atómicas: H = 1; P = 31; O = 16; Na = 23; Br = 80.

La reacción química ajustada es: H3PO4 + 2 NaBr → Na2HPO4 + 2 HBr

a. Se calcula el reactivo limitante: 3 4

3 4

2,5 mol H PO 103 g NaBr2 mol NaBr0,1 L disolución· · · = 51,5 g NaBr > 40 g NaBr1 L disolución 1 mol H PO 1 mol NaBr

El reactivo limitante es el NaBr: 2 4 2 4

2 42 4

1 mol Na HPO 142 g Na HPO1 mol NaBr40 g NaBr· · · = 27,5 g Na HPO103 g NaBr 2 mol NaBr 1 mol Na HPO

b. Se calculan los moles de HBr y, con ellos, utilizando la ecuación de los gases ideales, la presión: 1 mol NaBr 2 mol HBr40 g NaBr· · = 0,39 mol HBr103 g NaBr 2 mol NaBr

-1 -1nRT 0,39 mol·0,082 atm·L·moI ·K ·323 KP = = = 20.6 L HBrV 0,5 L

6. Cuando el óxido de mercurio (sólido) se calienta en un recipiente cerrado en el que se ha hecho el vacío, se disocia reversiblemente en vapor de Hg y O2 hasta alcanzar una presión total que en el equilibrio a 380 ºC vale 141 mmHg, según 2 HgO (s) 2 Hg (g) + O2 (g) . Calcule:

a. Las presiones parciales de cada componente en el equilibrio. b. El valor de Kp.

a. Como aparece doble número de moles de mercurio que de oxígeno, la presión parcial del mercurio será el doble que la del oxígeno

2 2 2 2 2T Hg O O O O O TP = P + P = 2·P + P = 3·P P = P /3 = 0,186 atm/3 = 0,062 atm⇒ PHg = 2·0,062 atm = 0,124 atm

b. Sin más que sustituir en la expresión de Kp:

2

2 2 -4p Hg OK = P ·P = 0,124 ·0,062 = 9,53·10

13

2014. Reserva 1. OPCIÓN B. 1. Formule o nombre los siguientes compuestos:

a. Ácido bórico b. Hidruro de berilio c. 1,2-diclorobenceno d. ZnSO3 e. SF6 f. CH3CHOHCOOH.

a. H3BO3 b. BeH2 c. d. Sulfito de cinc. Trioxidosulfato de cinc. Trioxidosulfato(2-) de cinc. e. Hexafluoruro de azufre. f. Ácido 2-hidroxipropanoico

2. El número atómico de dos elementos A y B es 17 y 21, respectivamente.

a. Escriba la configuración electrónica en estado fundamental y el símbolo de cada uno. b. Escriba el ión más estable de cada uno. c. ¿Cuál de esos dos iones posee mayor radio? Justifique la respuesta.

a. Se trata del cloro y el escandio respectivamente, cuyas configuraciones electrónicas son: Cl:1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2

b. El cloro tenderá a ganar un electrón para adquirir configuración de gas noble y el escandio a perder tres: Cl– y Sc3+.

c. Posee mayor radio el Cl– por tener menor carga nuclear efectiva y mayor repulsión electrónica: RCl– = 181 pm > RSc3+ = 83 pm.

3. Sin efectuar cálculo alguno justifique, para cada uno de los siguientes procesos, si será siempre espontáneo, si no lo será nunca o si lo será dependiendo de la temperatura:

a. H2(g) + CO(g) → HCHO(g) ΔHº > 0 b. 2 Fe2O3(s) + 3C(s) → 4 Fe(s) + 3 CO2(g) ΔHº > 0 c. 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g) ΔHº < 0

Para que una reacción sea espontánea, la variación de energía libre de Gibbs ha de ser negativa, o sea: ΔG < 0 . a. La variación entropía es negativa porque en la reacción aumenta el orden, (por cada dos moles de

sustancias gaseosas que desaparecen, sólo aparece un mol), o sea, ΔS < 0. Como ΔH > 0 , entonces: ΔG > 0 y la reacción nunca es espontánea.

b. La variación entropía será positiva (ΔS > 0) porque en el transcurso de la reacción aumenta el desorden, pues aparecen 3 moles de gas. Como es endotérmica, ΔH > 0, ΔG dependerá de la temperatura. A elevadas temperaturas puede suceder que |ΔH| < |TΔS| y, en ese caso, la reacción será espontánea.

c. La variación entropía será positiva ( ΔS > 0) porque en el transcurso de la reacción aumenta el desorden, pues desaparecen 9 moles de gas y aparecen 10 moles. Como ΔH < 0, entonces: ΔG < 0 y la reacción será siempre espontánea.

4. Escriba los compuestos orgánicos mayoritarios que se esperan de las siguientes reacciones:

a. CH3CH2CH(CH3)CH=CH2 con H2 en presencia de un catalizador. b. Un mol de CH3CH(CH3)CH2C≡CH con dos moles de Br2. c. Un mol de CH2=CHCH2CH2CH=CH2 con dos moles de HBr.

a. Es una reacción de adición al doble enlace obteniendo el respectivo alcano. CH3CH2CH(CH3)CH=CH2 + H2 → CH3CH2CH(CH3)CH2CH3

b. Es una reacción de adición al triple enlace obteniendo el 4-metil-1,1,2,2-tetrabromopentano. CH3CH(CH3)CH2C≡CH + 2 Br2 → CH3CH(CH3)CH2CBr2CHBr2

c. Reacción de adición regida por la regla de Markovnikov: el hidrógeno se une al carbono menos sustituido. Es decir, en este caso se obtiene mayoritariamente el 2,5 dibromohexano.

CH2=CHCH2CH2CH=CH2 + 2 HBr → CH3CHBrCH2CH2CHBrCH3

Cl Cl

14

5. Se dispone de 500 mL de una disolución acuosa de ácido sulfúrico 10 M y densidad 1,53 g/mL. a. Calcule el volumen que se debe tomar de este ácido para preparar 100 mL de una disolución

acuosa de ácido sulfúrico 1,5 M. b. Exprese la concentración de la disolución inicial en tanto por ciento en masa y en fracción

molar del soluto. Datos: Masas atómicas H = 1; O = 16; S = 32.

a. Se calculan los moles necesarios para preparar la disolución diluida y, con ellos, el volumen de la concentrada:

2 4

2 4

1,5 mol H SO 1 L disol. conc.01 L mL disol. dil.· · = 0,015 L disol. conc. = 15 mL1 L disol. dil. 10 mol H SO

b. Como se conoce la molaridad y las densidad: 2 4 2 4

2 4

10 mol H SO 98 g H SO 1 mL disolución· · ·100 = 64,1 %1000 mL disolución 1 mol H SO 1,53 g disolución

2 4

2 42 4

2 4H SO

2 4 22 4 2

2 4 2

1 mol H SO64,1 g H SO ·

98 g H SO = = 0,2471 mol H SO 1 mol H O64,1 g H SO · + 35,9 g H O· 98 g H SO 18 g H O

χ

2 2 4H O H SO = 1 - =1 - 0,247 = 0,753χ χ

6. Se hace pasar durante 2,5 horas una corriente de 5 A a través de una celda electroquímica que contiene una disolución de SnI2. Calcule:

a. La masa de estaño metálico depositada en el cátodo. b. Los moles de I2 liberados en el ánodo.

Datos: F = 96500 C. Masas atómicas Sn = 118,7; I = 127.

a. Como se conoce el tiempo y la intensidad de corriente, se calcula la carga que ha circulado y se aplica la 2ª ley de Faraday:

q = I·t = 5 A·9.000 s = 45.000 C 1 eq-g Sn 118,7 g Sn45.000 C· · = 27,68 g Sn96.500 C 2 eq-g Sn

b. Como se trata de la misma carga: 2 2

22

1 eq-g I 1 mol I45.000 C· · = 0,23 mol I

96.500 C 2 eq-g I

15

2014. Reserva 2. OPCIÓN A.

1. Formule o nombre los siguientes compuestos: a. Peróxido de sodio b. Hidróxido de plata c. Propanodial d. BaSO3 e. HIO4 f. f) CH3OCH2CH3.

a. Na2O2 b. AgOH c. HOC-CH2-CHO d. Sulfito de bario. Trioxidosulfato de bario. Trioxidosulfato(2-) de bario e. Ácido peryódico. Hidrogeno(tetroxidoyodato) f. Etilmetileter. Metoxietano.

2. Razone si las siguientes afirmaciones sobre el átomo de neón y el ión óxido, son verdaderas o falsas: a. Ambos poseen el mismo número de electrones. b. Contienen el mismo número de protones. c. El radio del ión óxido es mayor que el del átomo de neón.

a. Verdadera. Los dos son isoelectronicos. Ambos tienen la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6. b. Falsa. El neón tiene 10 protones y el oxígeno tiene 8 protones. c. Verdadera. El radio del neón es menor ya que al tener mayor carga nuclear efectiva que el ión óxido, las

fuerzas de atracción entre protones y electrones son mayor en el neón que en el ión óxido.

3. Se construye una pila electroquímica con los pares Hg2+/Hg y Cu2+/Cu cuyos potenciales normales de reducción son 0,95 V y 0,34 V, respectivamente.

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

a. Se oxida el Cu y se reduce el Hg2+. La semirreacciones son: Cu → Cu2+ + 2 e– Hg2+ + 2 e– → Hg

Cu + Hg2+ → Cu2+ + Hg b. En el cátodo es donde ocurre la reducción, o se, el de mercurio, y en el ánodo ocurre la oxidación, o sea,

el de cobre. c. La fem de la pila es:

E0 = E0(Hg2+/Hg) + E0(Cu/Cu2+) = 0,95 V – 0,34 V = 0,61 V

4. Dado el compuesto CH3CH2CH2CH=CH2. a. Escriba la reacción de adición de Cl2. b. Escriba la reacción de hidratación con disolución acuosa de H2SO4 que genera el producto

mayoritario. c. Escriba la reacción de combustión ajustada.

a. Es una reacción de adición al doble enlace, se rompe el doble enlace y se forma un derivado dihalogenado.

CH3CH2CH2CH=CH2 + Cl2 → CH3CH2CH2CHClCH2Cl b. Es una reacción de adición al doble enlace regida por la regla de Markovnikov, se rompe el doble enlace,

el hidrógeno se une al carbono menos sustituido y se forma un alcohol: el pentan-2-ol CH3CH2CH2CH=CH2 + H2O (H2SO4) → CH3CH2CH2CHOHCH3

c. Se forma dióxido de carbono y agua. CH3CH2CH2CH=CH2 + 15/2 O2 → 5 CO2 + 5 H2O

5. A partir de los siguientes valores de energías de enlace en kJ/mol: C=O (707); O=O (498); H-O (464); C-H (414), calcule:

a. La variación de entalpía para la reacción: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g). b. ¿Qué energía se desprende al quemar CH4(g) con 10,5 L de O2 medidos a 1 atm y 125 ºC?

Dato: R = 0,082 atm·L·mol‒1·K‒1.

16

a. Para una reacción entre sustancias covalentes, se puede definir la entalpía de reacción de la forma: ∆Hr0 = Σ(Energía de enlaces rotos) - Σ(Energía de enlaces rotos)

Para la reacción de formación de combustión del metano, la entalpía será, según la fórmula anterior: ∆Hr0 = 4·EC-H + 2·EO=O – 2·EC=O – 4·EO-H =

= 4 mol·414 kJ/mol + 2 mol·498 kJ/mol – 2 mol·707 kJ/mol – 4 mol·464 kJ/mol = – 618 kJ b. Se calculan los moles de oxígeno con la ecuación de los gases ideales y, con ellos, la energía desprendida:

2PV 1 atm·10,5 Ln = 0,32 mol ORT 0,082 atm·L/K·mol·398 K

= =

22

-618 kJ0,32 mol O · -98,9 kJ2 mol O

=

6. La solubilidad del Mn(OH)2 en agua a cierta temperatura es de 0,0032 g/L. Calcular: a. El valor de Ks. b. A partir de qué pH precipita el hidróxido de manganeso(II) en una disolución que es 0,06 M en

Mn2+. Datos: Masas atómicas Mn = 55; O = 16; H = 1.

a. El equilibrio de precipitación del Mn(OH)2 es: Mn(OH)2(s) Mn2+(ac) + 2 OH–(ac)

Y el producto de solubilidad es: 3

2·2+ - 2 3 -132 2

s2

0,0032 g Mn(OH) 1 mol Mn(OH)K = Mn OH s·(2s) = 4s = 4· · 1,87·10

1 L 89 g Mn(OH)

= =

b. Se calcula la concentración hidroxilos de la disolución saturada: 2

·-13

-13 - - -61,87·101,87·10 =0,06 OH OH = 1,76·100,06

⇒ =

Y, con ella, el pH: pOH = – log -OH = – log 1,76·10-6 = 5,75

pH 14 – pOH = 14 – 5,75 = 8,25

17

2014. Reserva 2. OPCIÓN B.

1. Formule o nombre los siguientes compuestos: a. Nitrito de cinc b. Sulfuro de amonio c. Etanoato de propilo d. HClO e. Pd(OH)2 f. CH3NHCH3.

a. Zn(NO2)2 b. (NH4)2S c. CH3-COO-CH2-CH2-CH3 d. Ácido hipocloroso. Hidrogeno(oxidoclorato) e. Dihidróxido de paladio. Hidróxido de paladio(II). f. Dimetilamina

2. Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones, referidas a la siguiente ecuación: 2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g).

a. Dos moles de SO2 reaccionan con una molécula de oxígeno, para dar dos moléculas de SO3. b. En las mismas condiciones de presión y temperatura, dos litros de SO2 reaccionan con un litro

de O2 para dar dos litros de SO3. c. Cuatro moles de SO2 reaccionan con dos moles de O2 para dar cuatro moles de SO3.

a. Falsa: 2 moles de SO2 reaccionan con 1 mol de O2 para dar 2 moles de SO3. b. Verdadera. Ley de los volúmenes de combinación: como están en las mismas condiciones de presión y

temperatura, la proporción en moles y en volumen es la misma. c. Verdadera. Es la misma proporción anterior.

3. Para las siguientes moléculas: NH3 y BeH2. a. Escriba sus estructuras de Lewis. b. Justifique la polaridad de las mismas. c. Razone si alguna de las moléculas anteriores puede formar enlaces de hidrógeno.

a. Las estructuras de Lewis son:

b. El nitrógeno es más electronegativo que el hidrógeno, con lo cual atrae con más fuerza el par de electrones y el enlace es polar. La molécula de NH3 es polar, ya que los tres enlaces N-H son polares y la suma de los vectores momento dipolar no es nula, sino que está dirigida hacia la zona donde se encuentra el átomo de nitrógeno. La molécula de BeH2 es apolar, ya que al ser lineal los momentos dipolares de los enlaces Be-H se anulan.

c. El NH3 sí forma enlaces de hidrógeno debido a que el hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo como es el nitrógeno. En el caso del berilio, éste no es lo suficientemente electronegativo como para que se forman enlaces de hidrógeno.

4. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a. Cuanto mayor sea la concentración inicial de un ácido débil, mayor será la constante de

disociación. b. El grado de disociación de un ácido débil es independiente de la concentración inicial del

ácido. c. Una disolución acuosa de cloruro de amonio tiene un pH básico.

a. Falso. La constante de acidez, como constante de equilibrio que es, sólo depende de la temperatura. b. Falso. Al aumentar la concentración inicial disminuye el grado de disociación, ya que para un ácido,

[ ]

- + 23 2 a

a

A H O Kcα·cα cαK = = = cα α =HA c(1- α) 1- α c

≈ ⇒

c. Falsa. El cloruro de amonio se ioniza en iones cloruro y amonio. El cloruro, que es la base conjugada del ácido clorhídrico no se hidroliza. Pero el amonio, ácido débil conjugado del amoníaco, si reaccionará con el agua dando lugar a iones hidronios que le confieren un pH ácido, según:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+ ⇒ pH < 7

H─Be─H

18

5. Una disolución acuosa de ácido acético (CH3COOH) tiene una riqueza del 10 % en masa y una densidad de 1,05 g/mL. Calcule:

a. La molaridad de esa disolución. b. Las fracciones molares de cada componente.

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

a. Partiendo del porcentaje en masa: 3 3

3

10 g CH COOH 1 mol CH COOH 1,05 g disolución 1000 mL disolución· · · = 1,75 M100 g disolución 60 g CH COOH 1 mL disolución 1 L disolución

b. En 100 g de disolución hay 10 g de ácido, luego 90 g son de agua:

3

33

3CH COOH

3 23 2

3 2

1 mol CH COOH10 CH COOH·

60 g CH COOH = = 0,0321 mol CH COOH 1 mol H O10 CH COOH· + 90 g H O· 60 g CH COOH 18 g H O

χ

2H O = 1 - 0,032 = 0,968χ

6. Dada la siguiente reacción: As + KBrO + KOH → K3AsO4 + KBr + H2O

a. Ajuste la ecuación molecular según el método del ión-electrón. b. Calcule los gramos de arsénico que habrán reaccionado cuando se hayan consumido 60 mL de

hidróxido de potasio 0,25 M. Datos: Masas atómicas As = 74,9 ; K = 39 ; O = 16 ; H = 1.

a. Se oxida el arsénico hasta arseniato: As + 8 OH− → AsO43− + 4 H2O + 5 e− Se reduce el hipobromito hasta bromuro: BrO− + H2O + 2 e− → Br− + 2 OH− Como la reacción transcurre en medio básico:

2 x (As + 8 OH− → AsO43− + 4 H2O + 5 e−) 5 x (BrO− + H2O + 2 e− → 2 Br− + 2 OH−)

2 As + 16 OH− + 5 BrO− + 5 H2O + 10 e− → 2 AsO43− + 8 H2O + 10 e− + 5 Br− + 10 OH− 2 As + 6 OH− + 5 BrO− + 10 e− → 2 AsO43− + 3 H2O + 10 e− + 5 Br−

La ecuación molecular queda: 2 As + 6 KOH + 5 KBrO → 2 K3AsO4 + 3 H2O + 5 KBr

b. Se calculan los moles de KOH en la disolución y, con ellos, la masa de arsénico: 74.9 g As0,25 mol KOH 2 mol As0,06 Ldisolución· · · = 0,375 g As

1 L disolución 6 mol KOH 1 mol As

19

2014. Reserva 3. OPCIÓN A.

1. Formule o nombre los siguientes compuestos: a. Nitrito de hierro(II) b. Ácido hipocloroso c. 2,3,4-trimetilpentano d. Ag2S e. Ba(MnO4)2 f. CH3C≡CCH3.

a. Fe2(NO2) b. HClO c. CH3-CH(CH3)-CH(CH3)-CH(CH3)-CH3 d. Sulfuro de diplata. Sulfuro de plata. e. Permanganato de bario. Tetroxidomanganato(1-) de barrio. Bis(tetraoxidomanganato) de bario f. But-2-ino

2. Dados dos elementos del tercer periodo, A y B, con 5 y 7 electrones de valencia, respectivamente, razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a. A tiene menor energía de ionización. b. B tiene mayor radio atómico. c. El par de electrones del enlace A—B se encuentra desplazado hacia A.

Se trata del fósforo (1s22s22p63s23p3) y del cloro (1s22s22p63s23p5) a. Verdadera. Ya que la energía o potencial de ionización es la energía que se debe suministrar a un átomo

neutro, gas y en estado fundamental para arrancarle el electrón más externo, convirtiéndolo en un ión positivo. En los periodos aumenta hacia la derecha, ya que aumenta la carga nuclear efectiva y los electrones están atraídos con más fuerza. El cloro tiene mayor energía de ionización: EICl = 1251 kJ/mol > EIP = 1011 kJ/mol.

b. Falsa. Por la misma razón (aumento de la carga nuclear efectiva), el radio decrece a la derecha: RCl = 0,97 Ǻ < RP = 1,28 Ǻ.

c. Falsa. El cloro es más electronegativo y, por lo tanto, atrae con más fuerza el par de electrones que le rodean formando enlace covalente.

3. Dada la reacción: 4 NH3(g) + 3 O2(g) 2 N2(g) + 6 H2O(l) ΔH0 = - 80,4 kJ, razone: a. Cómo tendría que modificarse la temperatura para aumentar la proporción de nitrógeno

molecular en la mezcla. b. Cómo influiría en el equilibrio la inyección de oxígeno molecular en el reactor en el que se

encuentra la mezcla. c. Cómo tendría que modificarse la presión para aumentar la cantidad de NH3 en la mezcla.

El Principio de Le Chatelier sostiene que si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores externos (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona desplazándose en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. Según el principio:

a. Una disminución de la temperatura favorece el sentido exotérmico de la reacción para generar calor que contrarreste la bajada de temperatura. Por lo tanto, al disminuir la temperatura el equilibrio se desplaza hacia la derecha y de esa forma aumenta la proporción de nitrógeno.

b. Al añadir oxígeno se aumenta el equilibrio se desplaza hacia la derecha para consumir parte dela añadido. c. Como el amoníaco aparece el miembro donde hay más moles gaseosos, si se quiere aumentar su

producción habrá que disminuir la presión y así, el equilibrio se desplaza hacia donde menos moles gaseosos hay.

4. Para el CH3CH2CHOHCH3 escriba: a. Un isómero de posición. b. Un isómero de función. c. Un isómero de cadena.

a. Isómeros de posición son aquellos que, teniendo el mismo esqueleto carbonado, se distinguen en la posición que ocupa el grupo funcional. Por ejemplo, el butan-1-ol: CH3CH2CH2CH2OH.

b. Isómeros de función son los compuestos que poseen grupos funcionales diferentes. Por ejemplo, el metilpropiléter: CH3CH2CH2OCH3.

20

c. Isómeros de cadena son aquellos que difieren en la forma del esqueleto carbonado. Por ejemplo, el metilpropan-1-ol: CH3CH(CH3)CH2OH

5. a. Si el valor de la constante Kb del amoniaco es 1,8·10-5, ¿cuál debería ser la molaridad de una

disolución de amoniaco para que su pH=11? b. El valor de la constante Ka del HNO2 es 4,5·10-4. Calcule los gramos de este ácido que se

necesitan para preparar 100 mL de una disolución acuosa cuyo pH = 2,5. Datos: Masas atómicas O = 16; N = 14; H = 1.

a. El amoníaco en agua se ioniza según: NH3 + H2O NH4+ + OH–

Si el pH es 11, 2l pOH es 3 y [OH–] = 10-3.

[ ]

+ - - - -34

b3

NH OH cα· OH α· OH α·10K = = = = α = 0,017NH c(1- α) 1- α 1- α

⇒

Conocido el grado de disociación se calcula la concentración inicial: - -3

-OH 10OH = cα c = = = 0,059 Mα 0,017

⇒

b. Es exactamente igual que el apartado a, pero se trata de un ácido: HNO2 + H2O NO2– + H3O+

Si el pH es 2,5, [H3O+] = 10-2,5 = 3,16·10-3.

[ ]

- + + + -32 3 3 3

a2

NO H O cα· H O α· H O α·3,16·10K = = = = α = 0,125HNO c(1- α) 1- α 1- α

⇒

Conocido el grado de disociación se calcula la concentración inicial: + -3

3H O 3,16·10c = = = 0,025 Mα 0,125

2 22

2

0,025 mol HNO 47 g HNO0,1 L disolución· · = 0,112 g HNO

1 L disolución 1 mol HNO

6. La descomposición térmica de 5 g de KClO3 del 95 % de pureza da lugar a la formación de KCl y O2(g). Sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 83 %, calcule:

a. La masa de KCl que se formará. b. El volumen de O2(g), medido a la presión de 720 mmHg y temperatura de 20 ºC, que se

desprenderá durante la reacción. Datos: Masas atómicas K = 39; Cl = 35,5; O = 16; R = 0,082 atm·L·moI‒1·K‒1.

La reacción de descomposición es: KClO3 → KCl + 3/2 O2

a. Como la estequiometría es 1:1: 3 3

3 3

95 g KClO 1 mol KClO 74,5 g KCl1 mol KCl 835 g mineral· · · · · = 2,40 g KCl100 g L mineral 122,5 g KClO 1 mol KClO 1 mol KCl 100

b. Se calculan los moles de oxígeno y, con ellos, el volumen: 3 3 2

23 3

95 g KClO 1 mol KClO 1,5 mol O 835 g mineral· · · · = 0,048 mol O100 g L mineral 122,5 g KClO 1 mol KClO 100

-1 -1

2nRT 0,048 mol·0,082 atm·L·moI ·K ·293 KV = = = 1,22 L O

P 0,947 atm

21

2014. Reserva 3. OPCIÓN B.

1. Formule o nombre los siguientes compuestos: a. Nitruro de plomo(IV) b. Sulfato de rubidio c. Ciclohexa-1,3-dieno d. Bi(OH)3 e. H2CO3 f. CH3CHClCH3.

a. Pb3N4 b. Rb2SO4 c.

d. Trihidróxido de bismuto. Hidróxido de bismuto(III). e. Ácido carbónico. Dihidrogeno(trioxidocarbonato). f. 2-cloropropano. Cloruro de isopropilo

2. a. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 200 litros de oxígeno molecular en condiciones normales? b. Un corredor pierde 0,6 litros de agua en forma de sudor durante una sesión deportiva. ¿A

cuántas moléculas de agua corresponde esa cantidad? c. Una persona bebe al día 1 litro de agua. ¿Cuántos átomos incorpora a su cuerpo por este

procedimiento? Datos: Masas atómicas O = 16; H = 1. Densidad del agua: 1 g/mL.

a. Puesto que en condiciones normales un mol de oxígeno ocupa 22,4 L:

=23

252 22

2 2 2

1 mol O 6,023·10 moléculas O 2 átomos O200 L O · · · 1,07·10 átomos O22,4 L O 1 mol O 1 molécula O

b. Se calcula la masa, los moles, las moléculas y los átomos:

=23

252 2 22 2

2 2 2

1 g H O 1 mol H O 6,023·10 moléculas H O600 mL H O· · · 2,08·10 moléculas H O1 mL H O 18 g H O 1 mol H O

c. Como cada molécula posee 3 átomos:

=23

262 22

2 2 2

1 mol H O 6,023·10 moléculas H O 3 átomos1000 g H O· · · 1,00·10 átomos18 g H O 1 mol H O 1 molécula H O

3. Responda razonadamente: a. ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con hierro metálico? b. ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con cobre metálico? c. ¿Qué ocurrirá si se añaden limaduras de hierro a una disolución de Cu2+?

Datos: Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V; Eº(Fe2+/Fe) = −0,44 V y Eº(H+/H2) = 0,0 V.

La espontaneidad de un proceso redox viene dada por ΔG0, que está relacionada con E0 según: ΔG0 = -nFE0pila

a. Sólo podría ocurrir que el Fe se oxide a cambio de que el H+ se reduzca. Para comprobar si sucede: Fe + 2 H+ → Fe2+ + H2

A esta reacción le corresponde un potencial: E0 = E0(H+/H2) + E0(Fe/Fe2+) = 0 V + 0,44 V = 0,448 V.

Como el potencial es positivo, ΔG0 es negativo. Por tanto la reacción se da espontáneamente. b. Procediendo de la misma forma:

Cu + 2 H+ → Cu2+ + H2 A esta reacción le corresponde un potencial:

E0 = E0(H+/H2) + E0(Cu/Cu2+) = 0 V – 0,34 V = – 0,34 V < 0 Como el potencial es negativo, ΔG0 es positivo. Por tanto la reacción no se da espontáneamente.

c. Sólo podría ocurrir que el Fe se oxide a cambio de que el Cu2+ se reduzca: Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu

A esta reacción le corresponde un potencial: E0 = E0(Cu2+/Cu) + E0(Fe/Fe2+) = 0,34 V + 0,44 V = 0,78 V.

Como el potencial es positivo, ΔG0 es negativo. Por tanto la reacción se da espontáneamente.

22

4. Justifique razonadamente cuáles de las siguientes disoluciones acuosas constituirían una disolución amortiguadora.

a. CH3COOH + CH3COONa K a (CH3COOH) 1,75·10-5 b. HCN + NaCl K a (HCN) 6,2·10-10 c. NH3 + NH4Cl K b (NH3) 1,8·10-5

Una disolución amortiguadora es aquella cuyo pH se modifica muy poco cuando se añaden cantidades moderadas de ácidos o de bases y están formadas por un ácido débil y una sal del mismo ácido con una base fuerte (por ejemplo, ácido nitroso y nitrito de sodio) o por una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte (por ejemplo, amoníaco y cloruro de amonio)

a. Sí es una disolución amortiguadora, ya que está formada por un ácido débil (acético) y su base conjugada (acetato de sodio).

b. No es. No hay ión común entre el ácido cianhídrico y el cloruro de sodio. c. Sí es una disolución amortiguadora, ya que está formada por una base débil (amoníaco) y su ácido

conjugado (cloruro de amonio).

5. Cuando se queman 2,35 g de benceno líquido (C6H6) a volumen constante y a 25 ºC se desprenden 98,53 kJ. Sabiendo que el agua formada se encuentra en estado líquido, calcule:

a. El calor de combustión del benceno a volumen constante y a esa misma temperatura. b. El calor de combustión del benceno a presión constante y a esa misma temperatura.

Datos: R = 8,31 J·moI‒1·K‒1. Masas atómicas C = 12; H = 1.

La reacción de combustión del benceno es: C6H6(l) + 15/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 3 H2O(l)

a. Con el dato energético del problema se puede calcular el calor a volumen constante: 6 6

6 6 6 6

78 g C H-98,53 kJ · = - 3.270,3 kJ/mol2,35 g C H 1 mol C H

b. La relación entre Qp y Qv o, lo que es igual, entre ΔH y ΔU, es: ΔH = ΔU + ΔnRT = -3,270,3 kJ + (-1,5 mol)·0,00831 kJ/mol·K·298 K = -3.274,0 kJ

6. En una cámara de vacío y a 448 ºC se hacen reaccionar 0,5 moles de I2 (g) y 0,5 moles de H2 (g). Si la capacidad de la cámara es de 10 L y el valor de Kc a dicha temperatura es de 50, determine para la reacción: H2 (g) + I2 (g) 2HI (g).

a. El valor de Kp. b. Presión total y presiones parciales de cada gas en el interior de la cámara, una vez alcanzado el

equilibrio. Dato: R = 0,082 atm·L·moI‒1·K‒1.

a. Para la reacción: H2 (g) + I2 (g) 2HI (g), Δn = 0, luego Δn 0

p c c cK = K (RT) K (RT) K = 50= = b. La presión total se puede calcular con el número total de moles que es igual al que había inicialmente, ya

que no hay variación del número de moles:

TnRT 1 mol·0,082 atm·L/K·mol·721 KP = 5,91 atm

V 10 L= =

Para calcular las presiones parciales, hay que calcular los moles de cada especie en equilibrio: H2(g) I2(g) HI(g) Total

Moles iniciales 0,5 0,5 0 1,0 Moles disociados x x 0 2x Moles en equilibrio 0,5 – x 0,5 – x 2x 1,0

[ ]

2

c 2

(2x/V)K 50 x = 0,39(0,5 - x)/V

= = ⇒

En equilibrio hay pues 0,11 mol de H2, 0,11 mol de I2 y 0,73 mol de HI. Aplicando a cada uno de ellos la ecuación de los gases ideales:

2

2 2

HH I

n RT 0,11 mol·0,082 atm·L/K·mol·721 KP =P = 0,65 atmV 10 L

= =

HIHI

n RT 0,78 mol·0,082 atm·L/K·mol·721 KP = 4,61 atmV 10 L

= =

23

2014. Reserva 4. OPCIÓN A.

1. Formule o nombre los siguientes compuestos: a. Hidróxido de estroncio b. Dicromato de bario c. Ácido 2,3-dihidroxibutanoico d. Al2O3 e. H2MnO4 f. CH3CH2CONH2.

a. Sr(OH)2 b. BaCr2O7 c. CH3-CHOH-CHOH-COOH d. Trióxido de dialuminio. Óxido de aluminio. e. Ácido mangánico. Dihidrogeno(tetraoxidomanganato) f. Propanamida.

2. Razone si los siguientes enunciados son verdaderos o falsos: a. Los compuestos covalentes conducen la corriente eléctrica. b. Todos los compuestos covalentes tienen puntos de fusión elevados. c. Todos los compuestos iónicos, disueltos en agua, son buenos conductores de la electricidad.

a. Falso. Los electrones del enlace covalente están localizados y no pueden moverse libremente, por lo tanto, no conducen la corriente eléctrica.

b. Falso. En general, los puntos de fusión de los compuestos moleculares son bajos. Sólo los covalentes atómicos, tipo cuarzo, tienen punto de fusión muy altos.

c. Verdadera. Se llaman conductores de segunda especia y son buenos conductores porque cuando están disueltos, se rompe la red cristalina y las cargas poseen la movilidad necesaria para ser buenos conductores de la co rriente eléctrica.

3. a. Escriba la ecuación de equilibrio de solubilidad en agua del Al(OH)3. b. Escriba la relación entre solubilidad y Ks para el Al(OH)3. c. Razone cómo afecta a la solubilidad del Al(OH)3 un aumento del pH.

a. El equilibrio de ionización del compuesto es: Al(OH)3(s) Al3+(ac) + 3 OH–(ac)

b. La constante del producto de solubilidad en función de las concentraciones y de la solubilidad es: 33+ - 3 4

sK = Al OH s·(3s) 27s = = c. Si aumenta el pH de la disolución, aumenta la concentración de iones OH–. Según el principio de Le

Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda para compensar este aumento de concentración de iones, por lo tanto disminuye la solubilidad del compuesto.

4. a. Razone si las reacciones con valores positivos de ΔS0 siempre son espontáneas a alta

temperatura. b. La siguiente reacción (sin ajustar) es exotérmica:

C3H8O(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g). Justifique si a presión constante se desprende más, igual o menos calor que a volumen

constante. c. Razone si en un proceso exotérmico la entalpía de los reactivos es siempre menor que la de los

productos.

a. Una reacción es espontánea si ΔG0 < 0. Se puede presentar dos casos: 1. Que sea exotérmica. Entonces siempre será espontánea porque siempre será ΔG0 < 0. 2. Que sea endotérmica. Entonces, para que ΔG0 < 0, ha de cumplirse que |TΔS0|>|ΔH0|, o lo

que es lo mismo, que |T|>|ΔH0/ΔS0| b. La reacción ajustada es:

C3H8O(l) + 9/2 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g) La relación entre Qp y Qv o, lo que es igual, entre ΔH0 y ΔU0, es: ΔH0 = ΔU0 + ΔnRT. Como en la reacción, Δn = 3 + 4 – 9/2 = 5/2, ΔH0 > ΔS0, o sea, se desprende menos calor.

24

c. Al revés, se define proceso exotérmico aquel en el que la entalpía de los reactivos es mayor que la de los productos.

5. El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno dando azufre elemental (S), monóxido de nitrógeno y agua.

a. Escriba y ajuste por el método del ion-electrón la reacción molecular correspondiente. b. Determine el volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 60 ºC y 1 atm, necesario para que

reaccione con 500 mL de ácido nítrico 0,2 M. Dato: R = 0,082 atm·L·moI‒1·K‒1.

a. Se oxida el sulfuro hasta azufre: H2S → S + 2 H+ + 2 e− Se reduce el nítrico hasta monóxido de nitrógeno: NO3

− + 4 H+ + 3 e− → NO + 2 H2O 3 x (H2S → S + 2 H+ + 2 e−)

2 x (NO3− + 4 H+ + 3 e− → NO + 2 H2O)

3 H2S + 2 NO3− + 8 H+ + 6 e− → 3 S + 6 H+ + 6 e− + 2 NO + 4 H2O

3 H2S + 2 NO3− + 2 H+ → 3 S + 2 NO + 4 H2O

La ecuación molecular queda: 3 H2S + 2 HNO3 → 3 S + 2 NO + 4 H2O

b. Se calculan los moles de H2S y, con la ecuación de los gases ideales, el volumen que ocupan: 3 2

23

0,2 mol HNO 3 mol H S0,5 L disolución· · = 0,15 mol H S

1 L disolución 2 mol HNO

-1 -1nRT 0,15 mol·0,082 atm·L·moI ·K ·333 KV = = 4,09 LP 1 attm

=

6. Una disolución acuosa 10-2 M de ácido benzoico (C6H5COOH) presenta un grado de disociación de 8,15·10-2 . Determine:

a. La constante de ionización del ácido. b. El pH de la disolución y la concentración de ácido benzoico sin ionizar que está presente en el

equilibrio.

a. El ácido benzoico se disocia según: C6H5COOH + H2O C6H5COO– + H3O+

C6H5COOH C6H5COO– H3O+ Conc. inicial c Conc. disociada cα Conc. equilibrio c(1 – α) cα cα

[ ]

- + -2 2 -2 22 26 5 3 -5

a -26 5

C H COO H O (10 ) ·(8,15·10 )c αK = = = = 7,23·10C H COOH c(1 - α) 1 - 8,15·10

b. Sin más que sustituir el valor del grado de disociación en la tabla: [H3O+] = cα = 10-2·8,15·10-2 = 8,15·10-4 ⇒ pH = -log[H3O+] = -log 8,15·10-4 = 3,09

[C6H5COOH] = c(1 – α) = 10-2·(1 – 8,15·10-2) = 9,19·10-3

25

2014. Reserva 4. OPCIÓN B.

1. Formule o nombre los siguientes compuestos: a. Cromato de plata b. Hidrogenocarbonato de potasio c. Penta-1,4-diino d. BaO2 e. Ni(OH)2 f. CH2OHCOOH.

a. Ag2CrO4 b. KHCO3 c. CH≡C-CH2-C≡CH d. Dióxido de dibario. Peróxido de bario. e. Dihidróxido de níquel. Hidróxido de niquel(II). f. Ácido hidroxietanoico. Ácdio hidroxiacético.

2. Un recipiente de 1 L de capacidad está lleno de dióxido de carbono gaseoso a 27 ºC. Se hace vacío hasta que la presión del gas es de 10 mmHg. Determine:

a. ¿Qué masa de dióxido de carbono contiene el recipiente? b. ¿Cuántas moléculas hay en el recipiente? c. El número total de átomos contenidos en el recipiente.

Datos: Masas atómicas C = 12; O = 16. R = 0,082 atm·L·moI‒1·K‒1.

a. Aplicando la ecuación de los gases ideales:

⇒ 2-1 -1

44 g/mol·0,013 atm·1 Lm MPVPV = nRT = RT m = = = 0,024 g COM RT 0,082 atm·L·moI ·K ·300 K

b. Como cada mol tiene 6,023·1023 moléculas:

23202 2

2 22 2

1 mol CO 6,023·10 moléculas CO0,024 g CO · · = 3,28·10 moléculas CO44 g CO 1 mol CO

c. Puesto que cada moléculas posee 3 átomos: 20 20

22

3 átomos3,28·10 moléculas CO · = 9,84·10 átomos1 moléculas CO

3. Escriba la configuración electrónica de: a. Un átomo neutro de número atómico 35. b. El ion F−. c. Un átomo neutro con 4 electrones de valencia, siendo los números cuánticos principal (n) y

secundario (l) de su electrón diferenciador n = 2 y l = 1.

a. 1s22s22p63s23p63d104s24p5. b. Isoelectrónico con el neón: 1s22s22p6. c. Su electrón diferenciador está en un orbital P, luego: 1s22s22p2.

4. Responda razonadamente: a. En una disolución acuosa 0,1 M de ácido sulfúrico. ¿Cuál es la concentración de iones H3O+ y

de iones OH–? b. Sea una disolución acuosa 0,1 M de hidróxido de sodio. ¿Cuál es el pH de la disolución? c. Sea una disolución de ácido clorhídrico y otra de la misma concentración de ácido acético.

¿Cuál de las dos tendrá mayor pH? Dato: Ka (CH3COOH) 1,75·10-5.

a. La disociación del ácido sulfúrico ocurre según: H2SO4(ac) + H2O(ac) → SO4(ac) + 2 H3O+(ac)

Por cada mol disociado de ácido, aparecen dos moles de hidronios, luego:

0,2

-14+ - -14w

3 +3

K 1,0·10H O = 2·0,1 = 0,2 M OH = = = 5,0·10 MH O

⇒

26

b. Como se encuentra completamente disociado, la concentración de hidroxilos es 0,1, el pOH es 1 y, por tanto, el pH será 13.

c. El pH, por definición (pH = - log[H3O+]), es menor cuanto mayor sea la concentración de hidronios. Como el clorhídrico es más fuerte, se encuentra más ionizado y dará mayor concentración de hidronios., por lo que su pH será menor.

5. El fosgeno es un gas venenoso que se descompone según la reacción: COCl2(g) CO(g) + Cl2(g)

A la temperatura de 900 ºC el valor de la constante Kc para el proceso anterior de 0,083. Si en un recipiente de 2 L se introducen, a la temperatura indicada, 0,4 mol de COCl2, calcule:

a. Las concentraciones de todas las especies en equilibrio. b. El grado de disociación del fosgeno en esas condiciones.

a. En función del número de moles iniciales y de los que se disocian, se puede construir la tabla : COCl2 (g) CO (g) + Cl2 (g)

Concentración inicial (mol/L) 0,2 − − Concentración disociada (mol/L) x − − Concentración en equilibrio (mol/L) 0,2 − x x x

Sustituyendo estos valores en la expresión de Kc: [ ][ ][ ]

22

c2

CO Cl xK = = 0,083 = x = 0,093 mol/LCOCl 0,2 - x

⇒·

Las concentraciones de equilibrio en mol/L son: [COCl2] = 0,107 M; [CO] = [Cl2] = 0,093 M

b. Y el grado de disociación (moles disociados por cada mol inicial) es: moles disociados 0,093 mol/Lα = = = 0,465 = 46,5 %

moles iniciales 0,2 mol/L

6. A 291 K, las entalpías de formación del amoniaco en los estados gaseoso y líquido son −46,05 y −67,27 kJ·mol-1, respectivamente. Calcule:

a. La entalpía de vaporización del amoniaco. b. La energía que se desprende cuando se forman 1,5·1022 moléculas de amoniaco líquido a 291 K.

a. Las reacciones a las que se refiere el enunciado son: ½ N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g) ΔH10 = -46,05 kJ/mol ½ N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(l) ΔH20 = -67,37 kJ/mol

Combinado ambas, sumando la 1ª y restando la 2ª se obtiene la reacción que se busca: NH3(l) → NH3(g) ΔH0 = -46,05 kJ/mol – (-67,37 kJ/mol) = 21,22 kJ/mol

b. Partiendo de la entalpía de formación en estado líquido: 22 3

3 233 3

1 mol NH (l) -67,27 kJ1,5·10 moléculas NH · · = 1,67 kJ6,023·10 moléculas NH 1 mol NH (l)