PAEU Química septiembre 2013 1 a). El oxidante es el Cl2, coge

PAEU Química septiembre 2013
BLOQUE A
1. Dada la siguiente reacción química:
2 AgNO3 + Cl2 → N2O5 + 2 AgCl + 1/2 O2
a). Diga qué reactivo es el oxidante y plantee la semirreacción de reducción. (Hasta 0,6 puntos)
b). Calcule los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3. (Hasta 0,7 puntos)
c). Calcule el volumen de oxígeno que se obtiene al hacer la reacción del apartado b, medido a 20 ºC y
620 mmHg. (Hasta 0,7 puntos)
a). Diga qué reactivo es el oxidante y plantee la semirreacción de reducción.
Semirreacción de oxidación:
NO3- → N2O5 + 1/2O2 + 2e-
a). El oxidante es el Cl2, coge electrones reduciéndose:
Cl2 + 2e- → 2Clsemirreacción de reducción
20 g AgNO3 ·
1 mol
= 0,118 mol AgNO3
170 g
b). Calcule los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3.
estequiom
inicial
2AgNO3 +
2
0,118
x = 0,118 mol AgNO3 ·
Cl2
1
→
N2O5 +
1
x
2AgCl +
2
1/2O2
0,5
y
1 mol N 2 O 5
= 0,06 mol N 2 O5
2 mol AgNO3
c). Calcule el volumen de oxígeno que se obtiene al hacer la reacción del apartado b, medido a 20 ºC y
620 mmHg.
y = 0,118 mol AgNO3 ·
p·V = nRT ⇒ V =
0,5 mol O 2
= 0,03 mol O 2
2 mol AgNO3
0,03·0,082·( 273 + 20)
= 0,87 L de O 2
620 / 760
2. Explique razonadamente las siguientes cuestiones:
a. Se sabe que la reacción A(s) → B(s) + C(g) es espontánea. Si en esta reacción ∆S es positivo,
¿podemos deducir que ∆H debe ser negativo? (Hasta 0,7 puntos)
b. ¿Puede ser espontánea una reacción endotérmica? ¿Qué condiciones deben cumplirse para ello?
(Hasta 0,7 puntos)
c. Una determinada reacción es exotérmica y espontánea si se realiza a 25 ºC y presión atmosférica.
¿Qué puede decir (magnitud o signo) acerca de los valores de ∆H y ∆G? (Hasta 0,6 puntos)
a. Se sabe que la reacción A(s) → B(s) + C(g) es espontánea. Si en esta reacción ∆S es positivo,
¿podemos deducir que ∆H debe ser negativo?
El apartado dice: A(s) → B(s) + C(g) es espontánea → ∆G es negativo
Si ∆S es positivo …….. → ¿ ∆H debe ser negativo?
La relación entre estas funciones de estado es:
∆G = ∆H - T·∆S ….. y se sabe que cuando:
∆G es negativo → reacción espontánea
∆G es positivo → reacción NO espontánea
Se dice en este caso que, ∆G es negativo e ∆S es positivo.
Para que ∆G sea negativo debe cumplirse:
* que ∆H sea negativo, o bien
* que ∆H sea positivo y menor que T·∆S
Dicho de otra forma:
1
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Con ∆S positivo (aumento desorden), una reacción puede tener ∆G negativo, cuando tenga ∆H negativo
(exotérmica) o bien, ∆H positivo (endotérmica) pero menor que T·∆S (esto es, una reacción endotérmica
que se realice con temperaturas altas)
b. ¿Puede ser espontánea una reacción endotérmica? ¿Qué condiciones deben cumplirse para ello?
¿Puede ser ∆G negativo (espontánea), con ∆H positivo (endotérmica)?
Contestado en apartado a). Esto ocurre cuando ∆S es positivo y el valor T·∆S > ∆H. Esto se favorece con
temperaturas altas.
c. Una determinada reacción es exotérmica y espontánea si se realiza a 25 ºC y presión atmosférica.
¿Qué puede decir (magnitud o signo) acerca de los valores de ∆H y ∆G?
Exotérmica implica: ∆H es positivo.
Espontánea implica: ∆G es negativo.
3. Se dispone de dos frascos, sin etiquetar, con disoluciones 0,1 M de ácido sulfúrico y 0,1 M de ácido
acético. Se mide su acidez, resultando que el frasco A tiene pH = 2,9, y el frasco B, pH = 0,7.
a. Explique qué frasco corresponde a cada uno de los ácidos. (Hasta 0,6 puntos)
b. Calcule la constante de acidez del ácido acético. (Hasta 0,7 puntos)
c. Se toman 50 mL del frasco de ácido acético y se diluyen en un matraz aforado hasta 100 mL
añadiendo agua. Calcule el pH de la disolución resultante. (Hasta 0,7 puntos)
a. Explique qué frasco corresponde a cada uno de los ácidos.
Dos frascos con disoluciones sin etiquetar, pero se sabe que son:
0,1M H2SO4
0,1M ácido acético (HAc)
Frasco A ….. pH = 2,9
Frasco B ….. pH = 0,7
A igualdad de concentración el pH más bajo será el del ácido fuerte, y el H2SO4 lo es en su primera
ionización.
Por tanto:
Frasco A ….. pH = 2,9 …….. ácido acético
Frasco B ….. pH = 0,7…….. ácido sulfúrico
b. Calcule la constante de acidez del ácido acético.
HAc …. ácido débil. Según teoría de Brönsted-Lowry:
El HAc es un ácido débil, ionización parcial, Como pH = 2,9 .... [H3O+] = 10-2,9 = 1,26·10-3 mol/L
equilibrio:
x2
Ka =
HAc + H2O
Ac- + H3O+
c−x
ini
c
x2
(1,26·10 −3 ) 2
Ka =
⇒ Ka =
= 1,6·10 −5
equi c - x
x
x
c−x
0,1 − 1,26·10 −3
c. Se toman 50 mL del frasco de ácido acético y se diluyen en un matraz aforado hasta 100 mL
añadiendo agua. Calcule el pH de la disolución resultante.
HAc …. ácido débil monoprótico. Dilución.
Mconcentrada·Vconcentrada = Mdiluida·Vdiluida
M diluida =
0,1·50·10 −3
100·10 −3
⇒ M diluida = 0,05 mol / L
Se calcula ahora el pH con esta nueva concentración:
HAc + H2O
Ac- + H3O+
x2
Ka =
⇒ x = Ka·c ⇒ x = 1,6·10 −5·0,05 = 9·10 −4 mol / L
ini
c
c
equi c - x
x
x
El error relativo aprox. al despreciar x frente a c ha sido:
error =
Primero se calcula la concentración de H3O+:
Ka =
x2
c−x
,
suponemos,
en
principio,
x
x 9·10 −4
=
·100 = 2% ,
c
0,05
menor que el 5% considerado
aceptable.
despreciable frente a c.
Por tanto el pH de la nueva disolución será:
pH = − log x ⇒ pH = − log 9·10 −4 ⇒ pH = 3,1
2
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4. Si se quiere impedir la hidrólisis que puede ocurrir después de disolver acetato sódico en agua, ¿cuál
de los siguientes métodos será más eficaz? Razone todas las respuestas.
a. Añadir ácido acético a la disolución. (Hasta 0,5 puntos)
b. Añadir NaCl a la disolución. (Hasta 0,5 puntos)
c. Añadir HCl a la disolución. (Hasta 0,5 puntos)
d. Ninguno, no es posible impedirla. (Hasta 0,5 puntos)
a. Añadir ácido acético a la disolución.
NaAc → Na+ + Ac- (disociación total)
Hidrólisis del ion acetato: Ac- + H2O HAc + OH* Las cuestiones se refieren a “impedir la hidólisis”, esto es, que el equilibrio esté lo más desplazado posible
hacia reactivos.
* Se añaden sustancias a un equilibrio, por tanto para razonar el desplazamiento del equilibrio se utilizará el
Principio de Le-Chatelier.
a. Añadir ácido acético a la disolución.
mucho
poco
* Es un ácido débil:
HAc + H2O Ac- + H3O+
Se añaden 2 iones comunes al equilibrio de hidrólisis pero más HAc,
Una mezcla de HAc/NaAc es una
por tanto el equilibrio de hidrólisis se desplazará hacia reactivos. Se
disolución reguladora.
impide algo la hidrólisis.
b. Añadir NaCl a la disolución.
NaCl → Na+ + ClLos iones resultantes de la disociación del NaCl, no forman parte del equilibrio de hidrólisis, por tanto NO le
afecta.
c. Añadir HCl a la disolución.
Añadir HCl: ácido fuerte ionización total
HCl + H2O → Cl- + H3O+
Los H3O+ generados reaccionarán con los OH- de la hidrólisis y esta se dará en mayor extensión, hasta
acabarse los H3O+
d). Es cierto que no es posible impedirla, pero con a) y c) se altera el equilibrio de la hidrólisis.
5. a. Nombre los siguientes compuestos:
CH3-COOH; CH3-COO-CH2-CH3; NH2-CH2-CH2-CH3; CH3-CH=CH-CH3; CH3-CH2-CHO
(Hasta 1,0 puntos)
b. Formule los siguientes compuestos:
Fenilamina; Ácido metanoico; 1-Butanol; Butanal; Propino (Hasta 1,0 puntos)
Fórmula
Nombre
Ac. etanoico
(acético)
Nombre
Fenilamina
Etanoato de etilo
Acetato de etilo
1-amino-propano
Propil-amina
2-buteno
Ácido
metanoico
1-butanol
Propanal
Propino
Fórmula
Butanal
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BLOQUE B
1. Dados los siguientes compuestos: CCl4, H2O y H2S.
a. Escriba las estructuras de Lewis y prediga la geometría molecular.
b. Ordénelos por orden creciente de su momento dipolar.
c. Explique la hibridación del átomo de O en el H2O.
a. Escriba las estructuras de Lewis y prediga la geometría molecular.
Para escribir las estructuras de Lewis es ecesario conocer el número de electrones de la última capa del
átomo central.
La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos en una molécula.
Un modelo para explicar esta geometría es la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de
valencia (RPECV)
La teoría RPECV se basa en la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central,
suponiendo que la geometría que finalmente adopta la molécula es aquella en que la repulsión entre los pares
es mínima.
Para su aplicación e interpretación en una agrupación de átomos determinada (molécula o ión):
1. Se disponen los electrones de la capa de valencia del átomo central de acuerdo con el modelo de Lewis
(peden ser 8, menos o más).
2. Se compone la estructura de Lewis de la molécula o ión, observando si existen o no pares de electrones
NO enlazantes en el átomo central.
3. Se disponen en el espacio dichos pares teniendo en cuenta la disposición de máximo alejamiento o mínima
repulsión.
Conf electrónica
Geometría
pares
electrones
Geometría
molécular
→ 1s2//2s22p2
Tetraédrica
Tetraédrica
1s2//2s22p4
Tetraédrica
Angular
Tetraédrica
Angular
CCl4
6C
H2O
8O→
H2S
16S
Estructura
Lewis
Estructura
Lewis
→ 1s2//2s22p6//3s23p4
RPECV
b. Ordénelos por orden creciente de su momento dipolar.
Momento dipolar (vector):
r
* de enlace ……. µ = δ ·d (δ carga parcial, d distancia de enlace)
r
r
* de la molécula: µ molécula = Σµ enlaces
CCl4 ....... µmolécula = 0 .... al hacer la suma vectorial por geometría
H2O .......
µOH > µSH ya que EN oxígeno > EN azufre, aunque d influye de forma inversa,
H2S
predomina el efecto de la EN. Como la geometría es análoga: µH2O > µH2S
Por tanto: µH2O > µH2S > µCCl4
c. Explique la hibridación del átomo de O en el H2O.
8O→
1s
↑↓
1s2//2s22p4
2s
2p
↑↓
↑↓ ↑
↑
4 híbridos sp3, con 6 electrones
2. En un matraz vacío se introducen igual número de moles de H2 y N2, que reaccionan según la
ecuación:
4
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N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Justifique si, una vez alcanzado el equilibrio, las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a. Hay doble número de moles de amoniaco de los que había inicialmente de N2. (Hasta 0,7 puntos)
b. La presión parcial de nitrógeno será mayor que la presión parcial de hidrógeno. (Hasta 0,7 puntos)
c. La presión total será igual a la presión de amoniaco elevada al cuadrado. (Hasta 0,6 puntos)
N2 (g) +
estequiometría
inicial
equilibrio
1
n
n-x
3 H2 (g)
3
n
n - 3x
2 NH3 (g)
2
--2x
a. Hay doble número de moles de amoniaco de los que había inicialmente de N2.
Falsa. Tendrían que desaparecer todos los moles de N2 iniciales. Esto en un equilibrio no es posible.
b. La presión parcial de nitrógeno será mayor que la presión parcial de hidrógeno.
PN2 > PH2 en el equilibrio. Correcto. Cuando se llegue al equilibrio habrá más moles de N2 que de H2
c. La presión total será igual a la presión de amoniaco elevada al cuadrado.
Falso. En el equilibrio la presión total es la suma de las presiones parciales: PT = ∑Pi … Ley de Dalton de las
presiones parciales.
3. Dada la reacción del carburo cálcico con agua:
CaC2 (s) + 2 H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g)
a. Calcule su variación de entalpía estándar. (Hasta 1,0 puntos)
b. ¿Qué calor se desprende en la combustión de 100 dm3 de acetileno, C2H2, medidos a 25 ºC y 1 atm?
(Hasta 1,0 puntos)
Datos: Entalpías de formación en kJ⋅
⋅mol-1: CaC2 (s) = -59,0; CO2 (g) = -393,5; H2O (l) = -285,8;
Ca(OH)2 (s) = -986,0; C2H2 (g) = 227,0
a. Calcule su variación de entalpía estándar.
estequiometría
∆Hºf (kJ/mol)
C2Ca (s) +
1
-59
2 H2O (l)
2
- 285,8
→
Ca(OH)2 (s) +
1
- 986,0
C2H2 (g)
1
227,0
El ∆Hº de esta reacción será: ∆Hº = ∑∆Hºf productos - ∑∆Hºf reactivos
∆Hº = - 986,0 + 227 – [(-59) + 2(-285,8)] = - 128,4 kJ
b. ¿Qué calor se desprende en la combustión de 100 dm3 de acetileno, C2H2, medidos a 25 ºC y 1 atm?
estequiometría
∆Hºf (kJ/mol)
C2H2 (g) +
1
227,0
5/2 O2 (g)
2,5
0
→
2 CO2 (g) +
2
- 393,5
H2O (l)
1
- 285,8
El ∆Hº de esta reacción será: ∆Hº = ∑∆Hºf productos - ∑∆Hºf reactivos
∆Hº = 2(-393,5) - 285,8 -[227,0] = - 1299,8 kJ
100 dm3 de acetileno, C2H2 → 100 L
pV = nRT
n=
− 1299,8 kJ
pV
1·100
=
= 4,09 mol C 2 H 2 ...............∆H 100 L C2 H 2 = 4,09 molC 2 H 2 ·
= − 5.319,2 kJ
RT 0,082·( 273 + 25)
mol C 2 H 2
(el signo menos indica energía desprendida)
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4. Se dispone de dos baños electrolíticos independientes, uno con una disolución de iones Au3+ y otro
con una disolución de iones Ag+.
a. Indique las reacciones que ocurren si se hace pasar una corriente eléctrica por dichos baños. (Hasta
1,0 puntos)
b. Calcule los moles de oro y de plata que se depositarán si se pasa, por cada baño, una corriente de 5
amperios durante 193 minutos. (Hasta 1,0 puntos)
a. Indique las reacciones que ocurren si se hace pasar una corriente eléctrica por dichos baños.
En ambos baños: 5A, 193 min
Au3+ + 3e_ → Au
Ag+ + 1e_ → Ag
z = nº de electrones en
la semiecuación
b. Calcule los moles de oro y de plata que se depositarán si se
pasa, por cada baño, una corriente de 5 amperios durante 193
minutos.
Leyes de Faraday:
1 mol necesita para depositarse → z·F culombios
n mol necesitan para depositarse → Q=I·t culombios
I ·t
z· F
n=
5·193·60
= 0,20 mol Au depositado
3·96490
5·193·60
=
= 0,60 mol Ag depositado
1·96490
n Au 3+ =
n Ag +
5. Conteste a las siguientes cuestiones:
a. Calcule los gramos de sulfato de sodio, Na2SO4, que se necesitan para preparar 100 mL de una
disolución 0,01 M. Indique el material que utilizaría y describa las operaciones a realizar en el
laboratorio para preparar dicha disolución. (Hasta 1,0 puntos)
b. Justifique si se producirá precipitado cuando se mezclan 80 cm3 de una disolución 0,01 M de sulfato
de sodio, Na2SO4, con 120 cm3 de otra disolución 0,02 M de nitrato de bario, Ba(NO3)2. Suponga que los
volúmenes son aditivos. (Hasta 1,0 puntos)
⋅10-10
Dato: Kps BaSO4 = 1.1⋅
a. Calcule los gramos de sulfato de sodio, Na2SO4, que se necesitan para preparar 100 mL de una
disolución 0,01 M. Indique el material que utilizaría y describa las operaciones a realizar en el
laboratorio para preparar dicha disolución.
Na2SO4, 100mL, 0,01M
Se calcula la masa de sulfato de sodio necesaria:
M =
n
142,04 g
⇒ n = M ·V ⇒ n = 0,01·0,1 = 0,001 mol ⇒ 0,001 mol
= 0,142 g
V
1 mol
Se pesan 0,142 g de sulfato de sodio y se colocan en un matraz aforado de 100 mL. Se añade un poco de
agua y se agita para disolver. Se completa con agua hasta enrasar en el matraz los 100 mL.
b. Justifique si se producirá precipitado cuando se mezclan 80 cm3 de una disolución 0,01 M de sulfato
de sodio, Na2SO4, con 120 cm3 de otra disolución 0,02 M de nitrato de bario, Ba(NO3)2. Suponga que los
volúmenes son aditivos.
Para conocer si se produce precipitado de sulfato de bario al mezclar dos disoluciones que contienen sus
iones, se calcula el producto iónico y se compara con el Kps.
80 mL Na2SO4, 0,01 M + 120 mL Ba(NO3)2 0,02M ..... (volúmenes aditivos) ..... 200 mL
n
0,01·80
[SO ] = Vtotal
=
= 0,012 mol / L
200
2−
4
n
0,02·120
[Ba ] = Vtotal
=
= 0,004 mol / L
200
Pr oducto iónico.......Q = [Ba ]·[SO ] = 0,04·0,012 = 4,8·10
2+
2−
2+
4
−5
BaSO4 (s) Ba2+ + SO42Kps = [Ba2+]·[ SO42-] = 1,1·10-10
Como Q > Kps …. precipitará el BaSO4
6