1º trimestre resuelto - IES Jimena Menéndez Pidal

QUÍMICA 2º BACHILLERATO. 1º TRIMESTRE 2014_15
1) Para los siguientes elementos:
A: grupo 15 periodo 3
B: Z=24
C: alcalino del periodo 4
D: números cuánticos del electrón diferenciador (3,1,0,-1/2)
a) Escribe la configuración electrónica y símbolo.
b) ¿Cuáles serán sus iones más estables
c) ¿Cuál será la fórmula del compuesto formado por A y C, tipo de enlace y
conductividad eléctrica.
d) Compara los valores del segundo potencial de ionización de B y C.
a) P : 1s22s22p63s23p3
Cr : 1s22s22p63s23p63d44s2
K : 1s22s22p63s23p64s1
Cl : 1s22s22p63s23p5
b) Aplicando la regla del octeto, los iones más estables serán:
P3- , Cr2+ , K+ y Clc) A y C, es decir P y K formarán un compuesto IONICO formado por los iones P3- y
K+. Su fórmula molecular será K3P. Como todos los compuestos iónicos, no será
conductor en estado sólido pero sí será conductor fundido o disuelto.
d) El segundo potencial de oxidación es la energía necesaria para extraer el segundo
electrón.
Para B, es decir, para el Cr será
1s22s22p63s23p63d44s2 1s22s22p63s23p63d44s1  1s22s22p63s23p63d4
Para C, es decir, para el K será
1s22s22p63s23p64s1  1s22s22p63s23p6 1s22s22p63s23p5
Mientras que el primer potencial de ionización en más bajo en el K porque el ión K+
adquiere configuración de gas noble, la pérdida del 2º electrón requiere mayor energía
ya que supone perder la configuración de gas noble, por ello, el segundo potencial de
ionización del potasio será mayor que el del cromo.
2) Para las moléculas de fosfina y cloruro de metilo:
a) Estructura de Lewis, geometría e hibridación.
b) Polaridad de los enlaces y de las moléculas.
c) Representa los enlaces de la molécula de cloruro de metilo aplicando las teorías de
enlace de valencia e hibridación.
d) Asigna razonadamente estos puntos de ebullición (39,6ºC y -88ºC) con sus
sustancias correspondientes.
DATOS: electronegatividades de Pauling H=2,1 C=2,5 P=2,5 Cl=3
a)
Aplicando la regla de la máxima repulsión entre pares de electrones compartidos y no
compartidos, observamos en ambos casos 4 pares sobre el átomo central que se
dispondrán en una estructura tetraédrica y por lo tanto con hibridación sp3.
La fosfina será una molécula de geometría piramidal
y
molécula
el metanol será una
tetraédrica
b) La fosfina será una molécula apolar ya que los enlaces P-H son apolares por no
haber diferencia de electronegatividad.
En el cloruro de metilo, los enlaces C-H son apolares pero el enlace C-Cl es polar lo
que aportará polaridad al conjunto de la molécula.
c) Según la TEV los orbitales que se utilizan para el enlace covalente son los que
tienen electrones desapareados, es decir, el 1s para el Hidrógeno, el 3p para el Cloro
y los 4 orbitales híbridos sp3 para el Carbono.
d) Al ser sustancias covalentes, los puntos de
ebullición dependerán del valor de las fuerzas
intermoleculares de Van der Waals, éstas son
mayores en el caso de las moléculas polares
por atracción entre los dipolos luego al cloruro
de metilo le corresponde un punto de ebullición
de 39,6ºC y a la fosfina -88ºC.
3) a) Calcular el calor de formación de la acetona C2H6O
b) Halla la energía desprendida o consumida en la formación de 100 g de acetona.
Hºf H2O = - 285,8 KJ/mol
Hºf CO2 = - 393,5 KJ/mol
Hºc C2H6O = -1788 KJ/mol
a) Aplicando la fórmula Hr=(ΣHf)prod – (ΣHf) react
C2H6O + 3 O2  2 CO2 +3 H2O
-1788 = [2·(-393,5)+3·(-285,8)] – (Hf C2H6O + 3·0)
Despejando Hf C2H6O = 143,6 KJ/mol
También podemos resolverlo aplicando la ley de Hess
H2 + ½ O2  H2O H= -285,8 KJ
C + O2  CO2 H =-393,5 KJ
C2H6O + 3 O2  2 CO2 +3 H2O H = -1788 KJ
Multiplicando la 1ª ecuación por 3, la segunda por 2 , la tercera por -1 y sumando
3H2 + 3/2 O2  3 H2O H= -857,4 KJ
2C +2 O2  2 CO2 H =-787 KJ
2 CO2 +3 H2O  C2H6O + 3 O2 H = +1788 KJ
_________________________________________________
2C + 3 H2 + ½ O2  C2H6O H = 143,6 KJ/mol
b) 143,6 KJ/1 mol C2H6O·1 mol C2H6O/46 g C2H6O·100 g C2H6O C2H6O = 312,17 KJ
4) a)Determinar si la reacción de hidrogenación del acetileno
C2H2(g) + H2(g)  C2H6(g) (sin ajustar) será espontánea a 400 ºC
b) ¿Para qué rango de temperaturas será espontánea?
Sustancia
S0 (J·K-1·mol-1) ΔH0f (KJ·mol-1)
C2H2(g)
190
+43,2
C2H6(g)
229
- 84,7
H2(g)
130,6
0,0
a) Aplicamos las fórmulas Hr=(ΣHf)prod – (ΣHf) react y Sr=(ΣS)prod – (ΣS) react
para calcular la entalpía y la entropía de la reacción C2H2(g) +2 H2(g)  C2H6(g)
ΔH=-84,7-(43,2+2·0)=-127,9 KJ
ΔS=229-(190+2·130,6)=-222,2 J
ΔG=ΔH-T·ΔS
ΔG=-127,9 – 673·(-0,222)=21,5 KJ NO ESPONTÁNEA
b) Para que la reacción sea espontánea ΔG<0
ΔG=ΔH-T·ΔS
ΔH-T·ΔS<0
-127,9-T·(-0,22)<0
-127,9 + 0,22 T <0
0,22 T < 127,9
T< 581,4 ºK
5) Razona si serán verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) El punto de ebullición del tetrafluoruro de carbono es mayor que el del tetrabromuro
de carbono.
FALSO, se trata de moléculas apolares debido a su geometría tetraédrica. En este
caso, la fuerzas intermoleculares son la llamadas fuerzas de London que aumentan
con la masa molecular, por tanto, debe ser mayor la del tetrabromuro de carbono.
b) El dióxido de azufre en una molécula resonante.
VERDADERO, se trata de una molécula con dos formas resonantes:
OS=O y O=SO
c) En algunas reacciones, el calor intercambiado a presión constante equivale a la
variación de energía interna.
VERDADERO, si la presión es constante y no hay variación de volumen W=0 y por lo
tanto ΔU=ΔQ
d) La combustión del butano es espontánea a cualquier temperatura.
C4H10(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(l)
FALSO, por ser una combustión, es exotérmica ΔH<0
C4H10(g) + 13/2 O2(g)  4CO2(g) + 5H2O(l)
Se pasa de 7,5 moles gaseosos a 4 moles gaseosos, por lo tanto ΔS<0
ΔG=ΔH-T·ΔS para que ΔG sea negativo es necesario que ΔH>T·ΔS lo no ocurrirá a
cualquier temperatura, solo con valores de T bajos.