Solución

UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID
PRUEBA DE ACCESO A ESTUDIOS UNIVERSITARIOS (LOGSE)
Curso 2006-2007
MATERIA: QUÍMICA
INSTRUCCIONES GENERALES Y VALORACIÓN
La prueba consta de dos partes. En la primera parte se propone un conjunto
de cinco cuestiones de las que el alumno resolverá únicamente tres. La
segunda parte consiste en dos opciones de problemas, A y B. Cada una de
ellas consta de dos problemas; el alumno podrá optar por una de las opciones
y resolver los dos problemas planteados en ella, sin que pueda elegir un
problema de cada opción. Cada cuestión o problema puntuará sobre un
máximo de dos puntos. No se contestará ninguna pregunta en este impreso.
TIEMPO: una hora y treinta minutos
PRIMERA PARTE
Cuestión 1. Dados los siguientes elementos: F, P, Cl y Na.
a) Indique su posición (periodo y grupo) en el sistema periódico.
b) Determine sus números atómicos y escriba sus configuraciones electrónicas.
c) Ordene razonadamente los elementos de menor a mayor radio atómico.
d) Ordene razonadamente los elementos en función de su primera energía de
ionización.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Cuestión 2. En una reacción química del tipo 3A(g) → A3(g) disminuye el
desorden del sistema. El diagrama entálpico del proceso se representa en
el siguiente esquema:
a) ¿Qué signo tiene la variación de entropía de la reacción?
b) Indique razonadamente si el proceso indicado puede ser espontáneo a
temperaturas altas o bajas.
c) ¿Qué signo debería tener ∆H de la reacción para que ésta no fuera
espontánea a ninguna temperatura?
Puntuación máxima por apartado: 0,5 apartado a); 0,75 apartados b) y c).
Química. 2º Bachillerato
Cuestión 3. La velocidad de la reacción A + 2B → C en fase gaseosa solo
depende de la temperatura y de la concentración de A, de tal manera que
si se duplica la concentración de A la velocidad de reacción también se
duplica.
a) Justifique para qué reactivo cambia más deprisa la concentración.
b) Indique los órdenes parciales respecto de A y B y escriba la ecuación
cinética.
c) Indique las unidades de la velocidad de reacción y de la constante cinética.
d) Justifique cómo afecta a la velocidad de reacción una disminución de
volumen a temperatura constante.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Cuestión 4. En una disolución en medio ácido, el ion MnO4- oxida al H2O2,
obteniéndose Mn2+, O2 y H2O.
a) Nombre todos los reactivos y productos de la reacción, indicando los estados
de oxidación del oxígeno y del manganeso en cada uno de ellos.
b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción en medio
ácido.
c) Ajuste la reacción global.
d) Justifique, en función de los potenciales dados, si la reacción es espontánea
o no en condiciones estándar.
Datos: Eº (MnO4- / Mn2+) = 1,51V; Eº (O2/H2O2)= 0,70V
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Cuestión 5.
Dadas las fórmulas siguientes: CH3OH, CH3CH2COOH,
CH3COOCH3 y CH3CONH2
a) Diga cuál es el nombre del grupo funcional presente en cada una de las
moléculas.
b) Nombre todos los compuestos.
c) Escriba la reacción que tiene lugar entre CH3OH y CH3CH2COOH.
d) ¿Qué sustancias orgánicas (estén o no entre las cuatro anteriores) pueden
reaccionar para producir CH3COOCH3? Indique el tipo de reacción que tiene
lugar.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Química. 2º Bachillerato
SEGUNDA PARTE
OPCIÓN A
Problema 1. El pH de un zumo de limón es 3,4. Suponiendo que el ácido
del limón se comporta como un ácido monoprótico (HA) con constante de
acidez Ka = 7,4·10–4, calcule:
a) La concentración de HA en ese zumo de limón.
b) El volumen de una disolución de hidróxido sódico 0,005 M necesaria para
neutralizar 100 ml del zumo de limón.
Puntuación máxima por apartado: 1,0 punto.
Problema 2. La electrólisis de una disolución acuosa de sulfato de cobre
(II) se efectúa según la reacción iónica neta siguiente:
2Cu2+ (ac) + 2H2O (l) → 2Cu (s) + O2 (g) + 4H+ (ac)
Calcule:
a) La cantidad (en gramos) que se necesita consumir de sulfato de cobre (II)
para obtener 4,1 moles de O2.
b) ¿Cuántos litros de O2 se han producido en el apartado anterior a 25 ºC y 1
atm de presión?
c) ¿Cuánto tiempo es necesario (en minutos) para que se depositen 2,9 g de
cobre con una intensidad de corriente de 1,8 A?
Datos: R = 0,082 atm·L·mol─1·K─1 ; Faraday = 96485 C·mol─1Masas atómicas:
Cu=63,5; S=32; O=16
Puntuación máxima por apartado: a) y c) 0,75 puntos; b) 0,5 puntos.
OPCIÓN B
Problema 1. A temperatura elevada, un mol de etano se mezcla con un
mol de vapor de ácido nítrico que reaccionan para formar nitroetano
(CH3CH2NO2) gas y vapor de agua. A esa temperatura, la constante de
equilibrio de dicha reacción es Kc = 0,050.
a) Formule la reacción que tiene lugar.
b) Calcule la masa de nitroetano que se forma.
c) Calcule la entalpía molar estándar de la reacción.
Química. 2º Bachillerato
d) Determine el calor que se desprende o absorbe hasta alcanzar el equilibrio.
Datos: Masas atómicas: H = 1, C = 12, N = 14, O = 16.
─1
∆H of (kJ·mol )
Etano (g)
Ác. nítrico (g)
Nitroetano (g)
Agua (g)
–124,6
–164,5
–236,2
–285,8

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Problema 2.
Una muestra impura de óxido de hierro (III) (sólido)
reacciona con un ácido clorhídrico comercial de densidad 1,19 g·cm-3, que
contiene el 35% en peso del ácido puro.
a) Escriba y ajuste la reacción que se produce, si se obtiene cloruro de hierro
(III) y agua.
b) Calcule la pureza del óxido de hierro (III) si 5 gramos de este compuesto
reaccionan exactamente con 10 cm3 del ácido.
c) ¿Qué masa de cloruro de hierro (III) se obtendrá?
Datos. Masas atómicas: Fe = 55,8; O = 16; H = 1; Cl = 35,5.
Puntuación máxima por apartado: a) y c) 0,5 puntos; b) 1,0 punto.
SOLUCIONES:
PRIMERA PARTE
Cuestión 1.
a) Para el flúor (F): Pertenece al periodo 2 y al grupo 17.
El fósforo (P): Pertenece al periodo 3 y al grupo 15.
El cloro (Cl): Pertenece al periodo 3 y al grupo 17.
El sodio (Na): Pertenece al periodo 3 y al grupo 1.
b) El flúor (F) tiene de nº atómico (Z=9) y su configuración electrónica
es :1s22s22p5
El fósforo (P) tiene de nº atómico (Z=15) y su configuración electrónica es:
1s22s22p63s23p3.
Química. 2º Bachillerato
El cloro Cl) tiene de nº atómico (Z=17) y su configuración electrónica es:
1s22s22p63s23p5.
El sodio (Na) tiene de nº atómico (Z=11) y su configuración electrónica es:
1s22s22p63s1.
c) En cuanto al radio atómico sabemos que disminuye en un periodo al
desplazarnos hacia la derecha en el S.P. y aumenta al descender dentro de un
grupo, por tanto, en nuestro caso: F < Cl < P < Na.
d) La primera energía de ionización aumenta en un mismo periodo al
desplazarnos hacia la derecha y disminuye en un grupo al desplazarnos hacia
abajo, es decir varía de forma inversa al radio atómico, por tanto, en nuestro
caso tendremos: Na<P<Cl<F.
Cuestión 2.
a) Como podemos ver en el diagrama, la entalpía de los productos es menor
que la entalpía de los reactivos, por tanto, se trata de un proceso exotérmico,
∆H<0.
b) Para saber si el proceso es espontáneo deberemos determinar el signo de
∆G (energía libre de Gibbs), siendo ∆G = ∆H - T∆S.
Como en la reacción aumenta el orden, entonces la variación de entropía será:
∆S<0 y como ∆H<0 por tanto para que ∆G<0 la temperatura tiene que ser baja
de forma que se cumpla: ∆H > T ·∆S .
c) Para que la reacción no sea espontánea ∆G>0 y como ∆G = ∆H - T∆S, y
además el segundo término de esa expresión es positivo lo que conlleva que
∆H>0, es decir que el proceso sea endotérmico.
Química. 2º Bachillerato
Cuestión 3.
a) Si nos fijamos en la reacción vemos que por cada mol consumido de A se
consumen 2 moles de B , por tanto el reactivo que cambia más deprisa será B.
b) La expresión de la velocidad de esta reacción será: v = k [ A ] [B] , como nos
α
β
dice que sólo depende de [A] por tanto β=0 y si la concentración de [A] se
duplica la velocidad también se duplica, entonces α=1. Es decir, el orden de la
reacción respecto de A será de orden 1 y respecto de B de orden 0.
c) La expresión de la velocidad de reacción será: v = k [ A] , por tanto las
mol L
unidades
de la constante k será: [ k ] =
velocidad que siempre es la misma
[v ] =
[ A]
seg
mol
L
=
1
= seg−1 y para la
seg
mol
L =mol·L-1·s−1 .
seg
d) Si nos fijamos en la expresión de v vemos que esta es proporcional a la
concentración de A, al disminuir el volumen la concentración de A aumenta, lo
que hace que la velocidad aumente en la misma proporción.
Cuestión 4.
a) Escribamos la reacción iónica (sin ajustar) para poder nombrar cada uno de
los cada una de las sustancias presentes.
MnO4- + H2O2 + H+ (medio ácido) → Mn2+ + O2 + H2O.
Sus nombres son:
MnO4- : Ion permanganato
H2O2: peróxido de hidrógeno (agua oxigenada)
H+ : protón
Mn2+ : catión manganoso
O2: oxigeno molecular y
H2O: agua.
Química. 2º Bachillerato
Los números de oxidación son:
Manganeso: en el ion MnO4- será de +7 y el del catión Mn2+ será de +2.
Oxigeno: en el ion MnO4- será de -2; en el H2O2 será de -1; en el O2 será 0; y
en el agua será de -2.
b) Semirreacción de reducción: MnO4-+8 H+ +5 e- →Mn2+ + 4 H2O
Semirreacción de oxidación: H2O2 → O2 + 2H+ + 2ePodría
el H2O2 pasado a agua pero como nos dice que se oxida esta
suposición no ocurrirá ya que en ese caso el nº de oxidación hubiese
disminuido de -1 a -2 y no se habría oxidado sino reducido.
c) La reacción global será:
(MnO4-+8 H+ +5 e- →Mn2+ + 4 H2O) ·2
(H2O2 → O2 + 2H+ + 2e-) ·5
------------------------------------------------------------------------------------------2 MnO4-+ 5 H2O2 + 6 H+ → 2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O
d) Para deteminar la espontaneidad de la reacción tendremos que calcular la
fem de la pila que se puede formar con los pares redox del proceso, ya que
∆Gº = -n·F·Eº, por tanto si Eº>0 entonces ∆Gº<0 y la reacción será
espontánea.
MnO4-+8 H+ +5 e- → Mn2+ + 4 H2O
H2O2
→ O2 + 2H+ + 2e-
Eº= 1,51 V
Eº = -0,70 V
----------------------------------------------------------------Eº = 0,81 V por tanto ∆Gº<0 y la reacción será espontánea.
Cuestión 5.
a) CH3OH, CH3CH2COOH, CH3COOCH3 y CH3CONH2 los grupos funcionales
respectivos son: grupo hidroxilo -OH; grupo carboxilo –COOH; grupo –COOgrupo ester; grupo amida –CONH2.
Química. 2º Bachillerato
b) CH3OH metanol; CH3CH2COOH ácido propanoico; CH3COOCH3 etanoato
de metilo; CH3CONH2 etanamida.
c) La reacción será: CH3CH2COOH + CH3OH→ CH3CH2COOCH3 + H2O
El nombre de esta reacción es esterificación, ácido + alcohol → ester + agua
d) El compuesto pedido se puede obtener con la reacción anterior:
CH3COOH + CH3OH→CH3COOCH3 + H2O
Los compuestos pedidos serán:
CH3COOH: Ácido etanoico (Ácido acético).
CH3OH: metanol.
SEGUNDA PARTE
OPCIÓN A
Problema 1
a)Expresemos la ecuación del equilibrio del ácido monoprótico HA.
HA + H 2 O ⇔ A − + H 3 O
+
Concentración inicial C
0
0
Concentración final
x
x
C-x
x = [H3O+]=10-pH =10-3,4 =3,98·10-4 moles/L.
Utilizando la expresión de la constante de acidez:
[A ][· H O ] =
−
Ka =
+
3
[HA]
x· x
;
C−x
(3,98·10 )
−4 2
7,4·10 − 4 =
C − 3,98·10 − 4
Operando sale: C = 6,12·10-4 moles/L.
b) La reacción de neutralización será: HA + Na OH →A Na + H2 O y por tanto
podremos decir, al ser la proporción mol a mol:
VÁcido·MÁcido = Vbase· Mbase
Química. 2º Bachillerato
0,1·6,12·10-4 = Vbase·0,005
; Vbase= 1,224·10-3L= 12,24 ml.
Problema 2
La reacción es: 2Cu2+ (ac) + 2H2O (l) →2Cu (s) + O2 (g) + 4H+ (ac)
Utilizando factores de conversión:
a)
4,1 moles de O 2 ·
2molesdeCuSO4 159.5 gCuSO4
·
= 1307,9 g de Cu SO4
1molO2
1molCuSO4
Teniendo en cuenta la ecuación de estado de los gases: PNV = n·R·T ,
b)
el volumen de esos 4,1 moles de O2 será:
V =
n· R·T 4,1·0,082·298
=
= 100,19 L
P
1
El proceso de reducción de Cu2+ a Cu metálico que tendrá lugar en el
c)
cátodo será:
Cu2+ + 2e- →Cu
m=
t=
M atómica
I ·t
·
n º deelectrones 96485
;
si
despejamos
el
tiempo
n·m( g )·96485 2·2,9·96485
=
= 4896 seg = 81,6 min
M a ·I
63,5·1,8
OPCIÓN B
Problema 1.
a)
La
reacción
que
tiene
lugar
ajustada
CH 3CH 3 ( g ) + HNO3 ( g ) → CH 3 CH 2 NO2 ( g ) + H 2 O ( g )
b)
CH 3CH 3 ( g ) + HNO3 ( g ) → CH 3CH 2 NO2 ( g ) + H 2 O ( g )
Moles iniciales
1 mol
1mol
0
0
Moles equilibrio
1-x
1-x
x
x
Las concentraciones en el equilibrio serán:
[CH3CH3]=
1− x
1− x
x
x
;[HNO3]=
; [CH3CH2NO2]= ; [H2O]=
V
V
V
V
Química. 2º Bachillerato
será:
Usando la expresión de la constante de equilibrio:
x
2
[CH 3 CH 2 NO 2 ][· H 2 O] = (V )
Kc =
[CH 3CH 3 ][· HNO3 ] (1 − x ) 2
=
x2
x
=(
1− x
1− x
)2
= 0,050
V
Resolviendo esta ecuación y teniendo en cuenta que la solución negativa no
tiene significado físico:
x
0,224
= 0,050 = 0,224; x = 0,224 − 0,224 x ⇒ 1,224 x = 0,224 ⇒ x =
= 0,183moles
1− x
1,224
Por tanto la masa de nitroetano será:
75 g
0,183moles·
= 13,725 g
1mol
c) Para el calculo de la entalpía de reacción, y teniendo en cuenta que nos dan
como datos las entalpías de formación estándar.
∆H º R = ∑ n p ·∆H º f ( productos ) − ∑ nr ·∆H º f ( reactivos )
=- 236,2 − 285,8 − (−124,6 − 164,5) = −232,9kJ / mol
d) Teniendo en cuenta la entalpía de reacción y que para alcanzar el equilibrio
han reaccionado 0,183 moles de cada uno de los reactivos, tendremos que se
desprenderán (proceso exotérmico):
0,183moles·( −232,9)
kJ
= −42,62kJ
mol
Problema 2.
a) Fe2 O3 ( s ) + 6 HCl (ac) → 2 FeCl3 ( s) + 3H 2 O (l ) .
b) Calculemos la molaridad de la disolución de ácido clorhídrico:
1,19
gdisolución 1000cm 3
35 gHCl
1molHCl
moles
·
·
·
= 11,41
3
1L
100 gdisolución 36,5 gHCl
L
cm
Por tanto el nº de moles de HCl contenidos en 10cm3 será:
11,41
moles
·0,01L = 0,1141moles
L
Química. 2º Bachillerato
Calculemos el nº de gramos de Fe2O3 que se necesitan para obtener los moles
anteriores:
0,1141molesHCl
1molFe2 O3 159,6 g
·
= 3gFe 2 O3
6molesHCl 1molFe2 O3
Y como partíamos de 5 g de Fe2O3 (no puros), la riqueza de este óxido será:
5 gnopuros 100nopuros
=
⇒ x = 60%
3 gpuros
x
c) 0,1141molesHCl
Química. 2º Bachillerato
2molFeCl3 162,3 g
·
= 6,17 gFeCl3
6molesHCl 1molFeCl 3