Solución PAU QUÍMICA

PAEU Química septiembre 2014
BLOQUE A
1. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:
a. Escriba la configuración electrónica ordenada del As. (Hasta 0,2 puntos)
b. Para el átomo de As, ¿cuántos electrones hay con números cuánticos l = 1 y m = +1? ¿Y con l = 0 y s
= +1/2? (Hasta 0,8 puntos)
c. Los iones H– y Li+ son isoelectrónicos pero el ión H– es mucho más grande que el ión Li+. Explique la
causa de esta diferencia. ¿Cuál sería el tamaño relativo del He frente a las citadas especies iónicas?
¿Por qué? (Hasta 1,0 puntos)
a. 33As: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
b. Nº de electrones con l=1 y m=+1
Nº de electrones con l=0 y s=+1/2
valor l
2p6
3p6
4p3
total
1s2
2s2
3s2
4s2
total
2e2e1e5e-
m
-1
↑
p
m
0
↑
m
+1
↑
0
1
2
3
subnivel
tipo orbital
s
p
d
f
1e1e1e1e4e-
c. H– y Li+ son isoelectrónicos pero el ión H– es mucho más grande que el ión Li+
1 protón
H–
H– y Li+ son iones con el mismo número de electrones (isoelectrónicos), pero
2 electrones
el ion Li+ tiene 3 p+ en el núcleo y esto supone una mayor atracción para los
Li+
3 protones
electrones. Por tanto el ion Li+ será un ion más pequeño que el ion H–
2 electrones
He
2 protones
2 electrones
El He es un átomo isoelectrónico con los iones anteriores pero su carga
nuclear es +2 (2 protones), por tanto su tamaño estaría en medio de los iones
H– y Li+.
2. En un matraz de 1 litro de capacidad se introducen 0,5 moles de HI y parte del mismo se
descompone según la reacción: 2HI (g)
H2 (g) + I2 (g). Si cuando se alcanza el equilibrio a una
temperatura de 400 ºC, el valor de Kc es 1,56·10–2, calcule:
a. El valor de Kp. (Hasta 0,5 puntos)
b. La concentración de cada especie en el equilibrio. (Hasta 1,0 puntos)
c. La presión total en el equilibrio. (Hasta 0,5 puntos)
a.
Expresando todo en mol:
2HI(g)
esteq
2
ini
0,5
equilibrio 0,5-x
0,5-0,055
0,445
H2(g) +
1
x
0,055
I2(g)
1
x
0,055
Todos gases
V=1L
t=400 ºC=673 K
Kc=1,56·10-2
Kp = Kc( R·T ) ∆n ........ como ∆n = 0 ⇒ Kp = Kc = 1,56·10 −2
b.
1
PAEU Química septiembre 2014
Kc =
[ H 2 ]· [ I 2 ]
[ HI ]
2
x x
x2
1
1
=
=
⇒ Kc =
2
(0,5 − x ) 2
 0,5 − · x 


 1 
x2
x
⇒ Kc =
....... x = 0,055 mol
0,5 − x
(0,5 − x ) 2
Como se aprecia ∆n = 0 y por ello el volumen no influye en la constate.
Se pasan estos resultados a la tabla.
Se comprueba que con estos resultados Kc tiene el valor correcto:
Kc =
[ H 2 ]· [ I 2 ]
[ HI ]2
0,055 0,055
1 = 1,52·10 −2 .... Valor que se acerca a 1,56·10 −2......correcto
= 1
2
 0,445 


 1 
c.
Se calcula el n total de mol en el equilibrio:
ntotal = 0,445 + 0,055 + 0,055 = 0,555 mol
Ahora se calcula la p total:
ptotal ·V = ntotal · R·T ⇒ ptotal =
0,555· 0,082· (400 + 273)
= 30,6 atm
1
3. A 25 ºC, el valor de la constante del producto de solubilidad del bromuro de plata es de 7,7·10-13
a. Calcule la solubilidad del bromuro de plata en agua pura a esa temperatura, expresada en mg/L.
(Hasta 1,0 puntos)
b. Explique cómo afectaría a la solubilidad de la misma, la adición de bromuro de sodio sólido.
(Hasta 1,0 puntos)
a.
equilibrio
↓AgBr
-
Ag+
S
BrS
Kps = 7,7·10-13
Aplicando la definición de Kps: Kps = [ Ag + ]·[ Br − ]
Kps = S· S = S 2 ⇒ S = Kps ⇒ S = 8,77·10 −7 mol / L , por tanto:
S = 8,77·10 −7
mol 187,77 g
g
mg
·
= 1,65·10 − 4 = 0,165
L
mol
L
L
b) El NaBr se disocia total:
NaBr
→
inicial
a
final
-
Ahora el equilibrio de precipitación será:
Na
a
+
Br
a
-
equilibrio
↓AgBr
-

Ag+
S’
BrS’+a
Al añadir NaBr a la disolución saturada de AgBr, se añaden iones Br-. Iones presentes en el equilibrio de
precipitación (ion común). De acuerdo con el principio de Le_Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia la
formación de precipitado, disminuyendo la solubilidad de este.
4. Se quiere preparar un litro de una disolución 0,3 M de FeSO4 de densidad 1,02 g/cm3. En el
laboratorio se dispone de sulfato de hierro (II) con una riqueza del 75 %. Calcule:
a. ¿Cuántos gramos del sulfato de hierro (II) del 75 % de riqueza necesitaremos para obtener la
disolución deseada? (Hasta 0,7 puntos)
b. ¿Cómo prepararía la disolución? Nombre el material que utilizaría . (Hasta 0,6 puntos)
c. Calcule la concentración molal de dicha disolución. (Hasta 0,7 puntos)
a. Se desea:
FeSO4 sólido
75% riqueza
FeSO4
1 L de disolución 0,3M
d=1,02 g/cm3
Se calculan los gramos de puros para preparar la disolución:
2
PAEU Química septiembre 2014
n
⇒ n = M ·V = 0,3·1 = 0,3 mol FeSO4 puros
V
151,86 g
0,3 mol FeSO 4 puros
= 45,56 g FeSO 4 puros
1 mol
M =
Como la riqueza es del 75%:
45,56 g FeSO4 puros ·
100 g impuros
= 60,74 g de FeSO 4 del 75%
75 g puros
b.
Se pesan 60,74 g de FeSO4 del 75%, se pasan a un matraz aforado de 1 L y se completa con agua hasta el
enrase del matraz.
Material: Balanza, matraz aforado de 1 L.
c.
molalidad =
n soluto
Kg disolvente
1L de disolución contiene 0,3 mol de soluto ….. 45,56 g de FeSO4
Como la densidad es 1,02 g/cm3, 1L tendrá de masa 1.020 gramos totales
Por tanto el agua en ese litro será: 1.020 - 45,56 = 974,44 g de H2O.
La molalidad será:
molalidad =
0,3 mol FeSO 4
n soluto
mol soluto
=
= 0,31
Kg disolvente 0,9744 kg H 2 O
kg disolvente
5. La reducción de permanganato de potasio, KMnO4, hasta ión Mn2+, en presencia de ácido sulfúrico,
puede realizarse por adición de hipoclorito de potasio, KClO, que se oxida a ión clorato, ClO3–.
a. Ajuste las ecuaciones iónica y molecular por el método del ión electrón. (Hasta 1,0 puntos)
b. ¿Qué volumen de una disolución que contiene 15,8 g de permanganato de potasio por litro podrá ser
tratada con 2 litros de otra disolución que contiene 9,24 g por litro de hipoclorito de potasio?
(Hasta 1,0 puntos)
se reduce
+7
KMnO4 +
+1
+5
+2
KClO + H2SO4
→ Mn2+ +
ClO3- + ……
se oxida
reducción
(MnO4- + 8H+ + 5e- →
oxidación
(ClO- + 2H2O
→
Ecuación iónica ajustada:
4MnO4- + 3H2O + 2MnO2 + 8OH→
Simplificando:
3NO3- + 32H+ + 5ClO- + 10H2O
→
3NO3- + 12H+ + 5ClO→
Ecuación molecular ajustada:
4KMnO4 + 5KClO + 6H2SO4
Esteq
4
5
6
Ini
x
0,2
Final
Mn2+ + 4H2O
) x4
ClO3- + 4H+ + 4e- ) x 5
3NO2- + 6OH- + 2MnO4- + 4H2O
4Mn2+ + 16H2O + 5ClO3- + 20H+
4Mn2+ + 6H2O + 5ClO3-
→
4MnSO4
4
+ 5KClO3 + 2K2SO4 + 6H2O
5
2
6
b.
Se calculan los moles de KClO que van en la disolución y se colocan en la tabla:
9,24
KClO 1 mol
= 0,10 M
1L 90,55 g
nKClO = M ·V = 0,1·2 = 0,2 mol inicial de KClO
Con la estequiometría se calculan los moles de KMnO4 necesarios:
X = 0,2 mol KClO·
4 mol KMnO4
= 0,16 mol KMnO4 necesarios
5 mol KClO
3
PAEU Química septiembre 2014
Se calcula la molaridad de la disolución de KMnO4 :
15,8
g KMnO4 1 mol
= 0,01 M
1L
158,04 g
Se calcula el V de disolución de en la que van los 0,16 mol necesarios:
M =
0,16 mol KMnO4
n
n
⇒V =
⇒V =
= 16 L de disolución de KMnO4 0,01M
V
M
0,01 mol / L
BLOQUE B
1. Indique si las siguientes propuestas son verdaderas o falsas y justifique sus respuestas:
a. Los halógenos tienen primeras energías de ionización y afinidades electrónicas altas.
(Hasta 0,5 puntos)
b. El carácter metálico de los elementos de un grupo disminuye al aumentar Z. (Hasta 0,5 puntos)
c. El elemento más electronegativo es el flúor. (Hasta 0,5 puntos)
d. El H2O tendrá menor punto de ebullición que el H2S. (Hasta 0,5 puntos)
a.
Verdadero, sin tener en cuenta los gases inertes.
* ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI). Se define la energía de ionización como la energía intercambiada
cuando a un átomo aislado, neutro, gaseoso y en estado fundamental se le extrae un electrón y transformarlo
en un ion monopositivo gaseoso:
X(g) → X+ (g) + 1e- ; ∆E=EI
Como EI es la energía que hay que suministrar al sistema para arranca un electrón, EI será tanto mayor
cuanto más fuertemente unido esté el electrón al átomo.
Los halógenos, por su estructura electrónica en la última capa ns2np5 (tienden a adoptar ns2np6, la estructura
más estable de los gases inertes). Además en un mismo periodo el último nivel es el mismo y va aumentando
Z (número atómico), por tanto los electrones son más atraídos en los halógenos que en el resto de los grupos.
* AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE) , se define como la energía intercambiada en el proceso de
incorporación de un electrón a un átomo en estado gaseoso para originar un ion negativo (anión), también en
estado gaseoso.
X(g) + 1e- → X- (g) ; ∆E=AE; así AE +, significa que el sistema absorbe energía (endotérmico); AE -,
significa que el sistema emite energía (exotérmico, se estabiliza).
Si la variación se analiza en VALOR ABSOLUTO de AE, significa así que a mayor AE, mayor
estabilización al entrar un electrón.
Para los halógenos los argumentos para razonar su elevada AE son los mismos que para razonar su alta EI.
b.
Falso. El carácter metálico se refiere a la “facilidad” o tendencia con la que un átomo puede ceder sus
electrones. En un grupo todos tienen en su última capa la misma estructura electrónica. Si se aumenta Z el
número de cargas nucleares es mayor y los electrones estarían más atraídos, pero al aumentar el número de
capas están más alejados del núcleo y más apantallados por los electrones interiores, por tanto menos sujetos.
Los electrones de la última capa se cederán más fácilmente y por tanto aumentará el carácter metálico.
c.
Verdadero.
ELECTRONEGATIVIDAD (EN), se define la EN como la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí
los electrones de un enlace.
La electronegatividad (EN) es una escala de valores entre 0 y 4 (la más utilizada). Siendo el flúor el elemento
más EN. Por su pequeño tamaño y su estructura electrónica de su última capa.
d.
Falsa. El H2O y el H2S son compuestos similares, pero en el H2O se dan puentes de hidrógeno, que NO se
dan en el H2S. Por tanto el H2O tendrá mayor punto de ebullición que el H2S
2. En una fábrica se producen 2000 toneladas diarias de cemento con un contenido del 65 % en masa
de óxido de calcio que procede de la descomposición del carbonato de calcio según la siguiente
reacción: CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
4
PAEU Química septiembre 2014
a. Calcule el volumen de dióxido de carbono, expresado en m3, que se emitiría diariamente a la
atmósfera si la emisión se realiza a 250 ºC y a una presión de 1,5 atmósferas. (Hasta 1,0 puntos)
b. Si el rendimiento del proceso fuese del 90 %, ¿cuál sería el consumo diario de piedra caliza, si la
misma tiene una riqueza del 95 % en carbonato de calcio? (Hasta 1,0 puntos)
Se producen:
2.000 Tm/día (2·109 g) de cemento con 65% de CaO
Con la reacción:
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
esteq
1
1
1
a. Calcular m3/día de CO2 emitidos, a 250ºC y 1,5 atm
Como el CO2 procede de la descomposición del CaCO3 , se producirán tantos moles de CO2 como se hayan
producido de CaO
2·10 9
g cemento 65 g CaO
1 mol CaO
= 2,32·10 7 mol CaO / día ..... por tan to ..... 2,32·10 7 mol CO2 / día
día
100 g cemento 56,08 g CaO
Se calcula el volumen de CO2:
p·V = n· R·T ⇒ V =
b.
Caliza
---------CaCO3
95%
2,32·10 7 ·0,082·523
= 6,63·108 L .... V = 6,63·10 5 m 3
1,5
90%
rend.
Cemento
---------CaO
65%
+ CO2
Antes se calcularon los moles de CaO obtenidos al día: 2,32·107 mol CaO/día.
Estos provienen del CaCO3 (estequiometría es 1:1) pero la reacción es de un rendimiento del 90%:
2,32·10 7
mol CaCO3
mol CaO 100 mol CaCO3
= 2,58·10 7
día
90 mol CaO
día
Pasados a Tm:
2,58·10 7
mol CaCO3 100,08 g 1Tm
= 2.580 Tm CaCO3
día
1 mol 10 6 g
Este CaCO3 está en una caliza del 95%, por tanto calculando la masa de caliza:
2.580 Tm CaCO3
100 Tm Caliza
= 2.716 Tm de caliza
95 Tm CaCO3
3. Para el proceso N2O (g) + 3/2 O2 (g) 2 NO2 (g) a 298 K, calcule:
a. La entalpía de reacción indicando si es un proceso exotérmico o endotérmico. (Hasta 0,5 puntos)
b. La variación de entropía y energía libre. Indique si se trata de un proceso espontáneo en estas
condiciones, y en qué intervalo de temperaturas lo será (suponga que la entalpía y la entropía no
varían con la temperatura). (Hasta 1,0 puntos)
c. En qué sentido se desplazaría el equilibrio si:
• Se aumentase la temperatura a presión constante.
• Se disminuyese la presión total a temperatura constante. (Hasta 0,5 puntos)
Datos: ∆Hºf N2O = 81,6 kJ/mol; ∆Hºf NO2 = 33,2 kJ/mol
Sº N2O = 220,1 J/mol・ K; Sº NO2 = 240,1 J/mol・ K; Sº O2 = 205,2 J/mol・ K
esteq
∆H0 (kJ/mol)
S0 (J/mol)
N2O(g) +
1
81,6
220,1
3/2 O2(g)
1,5
0
205,2
2NO2 (g)
2
33,2
240,1
T=298 K
5
PAEU Química septiembre 2014
a.
∆H0 reacción = 2·33,2 - (81,6) = -15,2 kJ
EXOTÉRMICO
….. ∆H0
negativa … desprende energía .. proceso
b.
∆S0 reacción = 2·240,1 - (220,1 + 1,5·205,2) = - 47,7 J
∆G0 reacción = ∆H0 - T· ∆S0 = -15,2 - 298·(-47,7)/1000 = -0,99 kJ …
ESPONTÁNEO (a esta temperatura)
∆G0 negativa … proceso
∆G = -15,2 + 0,0477T ….. si se hace ∆G0 = 0 …. 0 = -15,2 + 0,0477T
T = 318,7 K … representando ∆G =f(T)
Por debajo de 318,7 K, ∆G es negativo.
Por tanto, el proceso será espontáneo de 0 K a 318,7 K
c.
Desplazamiento del equilibrio:
* Si se aumenta la T a p = constante
La reacción es exotérmica, desprende energía. Si se eleva la temperatura, de acuerdo con el principio de Le
Chatelier el sistema se desplazará en el sentido de retirar energía. por tanto se desplazará hacia reactivos.
* Si disminuye p total a T = constante
Si se disminuye la presión, el sistema tenderá a que esta aumente, desplazándose hacia donde haya mayor
número de moles gaseosos. Por tanto, se desplaza hacia reactivos.
4. Se necesitan 60 cm3 de una disolución 0,1 M de NaOH para reaccionar completamente con 30 cm3
de una disolución de ácido fórmico diluida. Considerando los volúmenes aditivos:
a. Calcule la molaridad de la disolución diluida de ácido fórmico y su pH. (Hasta 1,0 puntos)
b. Indique, razonando la respuesta, si el pH al final de la reacción será ácido, básico o neutro.
(Hasta 1,0 puntos)
Datos: Ka (HCOOH) = 1,8・ 10-4
esteq
inicial
NaOH +
1
6·10-3
HA
1
x
NaA
1
H2O
1
HCOOH .. = .. HA
a.
Se calculan los moles de NaOH que reaccionan:
n = M·V = 0,1·60·10-3 = 6·10-3 mol de NaOH
Como la estequiometría es 1:1 estos serán los moles de ácido fórmico, en la disolución. Su molaridad será:
M=
n
6·10 −3
=
= 0,2 M la disolución de ácido fórmico
V 30·10 −3
Para calcular el pH de la disolución inicial de ácido fórmico se debe de tener en cuenta que es un ácido débil:
esteq
inicial
equilibrio
HA +
1
0,2
0,2 - x
H2O
1
-
Despreciando x frente a 0,2:
Ka =
x2
x2
⇒ 1,8·10 −4 =
⇒ x = 6·10 −3 mol / L
0,2 − x
0,2
A1
x
H3O+
1
x
HA … ácido débil
Ka = 1,8·10-4
Error cometido al despreciar x frente a 0,2:
Error =
6·10 −3
·100 = 3% ( menor que el 5% ...aceptable)
0,2
6
PAEU Química septiembre 2014
Sin despreciar x frente a 0,2 … haciendo la ecuación
de 2º grado:
x=0,00591 mol/L
Ahora se calcula el pH:
pH = -log[H3O+] = - log 6·10-3 = 2,2
b.
Al reaccionar el NaOH con el HA se produce una reacción ácido base. Reacción total.
Como reaccionan cantidades estequiométricas en la disolución final solo existe una sal que proviene de una
base fuerte y un ácido débil.
La sal está disociada en sus iones:
NaA Na+ + AEl ion Na+ proviene de una base fuerte y no genera hidrólisis.
El ion A- proviene del ácido débil HA. Parte de los iones A- toman un H+ del H2O reconstruyéndose el
ácido. Genera hidrólisis:
HA + OH- se producen iones OH- … el pH al final de la reacción será básico (Hidrólisis
A- + H2O
básica)
5. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:
a. Indique el tipo de hibridación que puede asignarse a cada uno de los átomo de C del siguiente
compuesto: CH≡C–CH=CH–CH2OH (Hasta 0,5 puntos)
b. Nombre y formule un ejemplo de cada uno de los compuestos siguientes:
a) Alqueno; b) Alcohol; c) Cetona; d) Éster; e) Amina (Hasta 1,5 puntos)
a.
CH ≡ C – CH = CH – CH2OH
sp
sp
b.
Alqueno
CH2=CH2
Eteno
Etileno
sp2
sp2
sp3
Alcohol
CH2OH
Metanol
C unidos a:
* enlace triple …. hibridación ….. sp
* enlace doble …. hibridación …. sp2
* enlace sencillo ..hibridación ….. sp3
Cetona
CH3-CO-CH3
Propanona
Acetona
Éster
CH3-COOCH3
Acetato de metilo
Amina
CH3NH2
Metil-amina
7