Examen Quimica PAU Junio 2013

PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD
CURSO 2012 - 2013
MATERIA: QUÍMICA - RESUELTO
PROPUESTA I
1.- Indica y explica razonadamente si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas:
-
a) Según la teoría de Brönsted-Lowry una base es una sustancia con tendencia a ceder OH
b) El pH de una disolución acuosa de cloruro de amonio debe ser neutra por ser ésta una sal.
c) Un ácido es tanto más fuerte cuanto menor es su constante de acidez Ka
-14
d) La constante del producto iónico del agua a 25ºC es 10 pero puede aumentar el valor de esta
constante cuando se le añaden a ésta ácidos o bases fuertes.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
a) Falso. Según la teoría de Brönsted-Lowry, una base es una sustancia que tiene tendencia a aceptar
+
iones H . El carácter básico por ceder iones OH corresponde a la teoría de Arrhenius.
b) Falso. La disolución de determinadas sales en agua pueden proporcionar disoluciones no neutras,
dependiendo de la reacción que se produce entre los iones que se producen en la disociación de la
sal con el agua. En este caso la disolución acuosa del cloruro amónico (NH4Cl) da lugar a los iones
cloruro (Cl-) y amonio (NH4+).
NH4Cl (ac)  NH4+ (ac) + Cl- (ac)
El ión cloruro proviene del ácido clorhídrico (HCl) que es un ácido fuerte (el equilibrio estaría muy
disociado hacia los iones cloruro), luego se comporta como una base conjugada débil que no
reacciona con el agua:
Cl- + H2O  No reacciona
+
El ión amonio (NH4 ) proviene del amoniaco NH3 que es una base débil (poco disociada) y por lo tanto
se comporta como un ácido conjugado fuerte (es decir, cede iones H+) y por lo tanto capaz de
reaccionar con el agua produciendo iones hidronio:
NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
La disolución de este tipo de sales será por tanto ácida (amoniaco acuoso es equivalente a hidróxido
de amonio)
c) Falso. Un ácido es tanto más fuerte cuanto mayor es su constante de acidez. Si planteamos el
equilibrio para un ácido cualquiera, su constante tendría la expresión:
-
HA + H2O  A + H3O
Donde la expresión de Ka es:
Ka =
+
[A-] [H3O+]
[HA]
Para ser un ácido fuerte, el numerador de la expresión de la constante de equilibrio tiene que ser
grande (muy disociado) y el denominador pequeño.
d) Falso. La expresión de la constante del producto iónico del agua es Kw = H3O+.OH-. Como
cualquier constante de equilibrio, su valor depende exclusivamente de la temperatura. La adición de
un ácido o base fuerte aumentaría la concentración de uno de los factores, que haría que a su vez
disminuyera la concentración del otro factor.(Principio de Lechatelier)
1
2.- Si tenemos 3 átomos neutros A, B, y C que tienen 10, 20 y 35 electrones respectivamente.
a)
b)
c)
d)
¿Cuáles serán sus configuraciones electrónicas? ¿A qué elemento pertenecen?
Razona cuál de los tres elementos tendrá una menor electroafinidad
Justifica quien tendrá una menor energía de ionización
Para un compuesto de fórmula C5H12O, indica un isómero con actividad óptica.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a) Las configuraciones electrónicas serán:
A (1s2; 2s2p6) . Corresponderá al 2º periodo, familia gases nobles: (Ne)
2
2 6
2 6
2
B (1s ; 2s p ; 3s p ; 4s ) Corresponderá al 4º periodo, familia alcalinotérreos: (Ca)
2
2 6
2 6 10
2 5
C (1s ; 2s p ; 3s p d ; 4s p ) Corresponderá al 4º periodo; familia halógenos (Br).
b) Lógicamente, la menor electroafinidad (energía que libera un átomo de un elemento en estado gaseoso
cuando gana un electrón) corresponderá al elemento A que es un gas noble y tiene completo su último
2 6
nivel con 8 electrones (s p ) y por tanto tendrá muy poca tendencia a ganar un electrón.
c) La menor energía de ionización (energía que hay que suministrar a un átomo de un elemento en estado
gaseoso para quitarle el electrón más externo) corresponderá al elemento B. Los motivos: el electrón
más externo está en el nivel 4º (más alejado del núcleo) y sólo tiene 2 electrones en ese nivel. A
diferencia el elemento C, que tiene el último electrón en el mismo nivel, tiene 7 electrones en éste y se
aproxima más a la configuración de gas noble (s2p6).
d) La fórmula molecular del compuesto con muchos hidrógenos parece indicar que el compuesto no tiene
insaturaciones (ciclos, dobles, triples enlaces). La presencia de un oxígeno en tales circunstancias hacen
pensar en un grupo funcional alcohol o éter.
 Podría ser un 1-pentanol (o el correspondiente isómero de función éter). Pero no
presenta carbono quiral y no tiene actividad óptica.
H 3C

CH2 CH2 CH2 CH2 OH
tendría que ser necesariamente el 2-pentanol (pentan-2-ol) que si presenta un carbono
quiral.
OH
H 3C
CH2
CH2
*C
CH3
H

Existe también un éter con un carbono quiral el (1-metil)propil metil éter.
H
H3C
CH2 C* O CH3
CH3
3.- Cuando se realiza la combustión de un compuesto orgánico que contiene exclusivamente carbono,
hidrógeno y nitrógeno se obtienen como productos 1,32g de CO2, 0,81g de H2O y 0,46g de NO2:
Determina:
a) Su fórmula empírica.
b) Su fórmula molecular sabiendo que 13,45 gramos del compuesto orgánico en estado gaseoso, a
400ºC y 2 atm. ocupan un volumen de 6,29 litros.
-1
-1
Datos: Masas atómicas C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u; N =14. R = 0,082 atm.L.K .mol
Puntuación máxima por apartado: a) 1.2 puntos; b) 0.8 puntos.
Solución.
a) Para proceder al cálculo de la fórmula empírica tenemos que tener en cuenta que el compuesto orgánico
contiene solamente C, H y N por tanto, toda la cantidad de esos elementos contenida en los productos de
la combustión proceden del compuesto orgánico. En primer lugar calcularemos los gramos de C, H, N
que contiene el compuesto
2
La cantidad de carbono es:
1 ,32 g d e C O x
2
12 g de C
44 g de C O
= 0 , 36 g d e C
2
La cantidad de hidrógeno es:
= 0,09 g de H
0,81 g de H2O x
La cantidad de nitrógeno es:
= 0,14 g de N
0,46 g x
La cantidad de oxígeno presente en los productos procederá exclusivamente del oxígeno empleado para
la combustión. Podemos con estos datos calcular los mol de átomos de cada uno de los elementos
dividiendo por su masa atómica:
C=
= 0,03 moles de C
H=
= 0,09 moles de H
N=
= 0,01 moles de N
Una vez obtenida la relación de mol de átomos de cada elemento dividimos por la cantidad menor (0,01)
para determinar la relación de átomo de cada elemento y por lo tanto su fórmula empírica:
Átomos de C = 0,03 / 0,01 = 3 átomos de C
Átomos de H = 0,09 / 0,01 = 9 átomos de H
Átomos de N = 0,01 / 0,01 = 1 átomo de N
Por lo tanto su fórmula empírica será: C3 H9 N.
La masa molecular de la fórmula empírica es: M (C3 H9 N.) = 59 g/mol.
b) Para poder obtener la fórmula molecular usaremos la masa que nos indican (13,46 g), el volumen que
dicho compuesto ocupa en unas determinadas condiciones de presión, y temperatura expresada en
grados Kelvin, haciendo uso de la ecuación de los gases ideales podremos calcular dicha masa molecular
P. V=n. R. T=
g
M
. R. T
Sustituyendo valores tendremos que:
2 . 6,29 = (13,46 / M) . 0,082 . 673
De donde obtenemos de nuevo que M = 59 g/mol.
Por lo tanto la fórmula molecular coincide con la fórmula empírica y es:
C3H9N
(CH3-CH2-CH2-NH2) - propilamina (no es preciso nombrarla)
4.- En un recipiente cerrado de 0,5 L de capacidad se introducen 40,7 g de I2 y 25,6 g de Br2. La mezcla se
calienta a 200ºC y se alcanza el siguiente equilibrio: I 2 (g) + Br2 (g)  2 IBr (g). La constante de equilibrio
de esta reacción Kc = 280. Calcula:
a) Los moles de cada sustancias presentes en el equilibrio
b) La constante de presiones Kp
c) La presión total de la mezcla de gases en el equilibrio
Datos: Masas atómicas I = 127 u; Br = 79,9 u.
-1
-1
R=0,082 atm.l.mol .K
Puntuación máxima por apartado: a) 1.0 puntos; b) 0.5 puntos .c)0.5 puntos
3
Solución.
a) Calculamos en primer lugar el número de moles de cada sustancias que introducimos:
40,7 g
= 0,16 mol
254 g/mol
25,6 g
= 0,16 mol
moles Br2 =
159,8 g/mol
moles I2 =
Reacción:
Moles iniciales
Moles equilibrio
Conc. equil.
I2 (g) +
Br2 (g) 
0,16
0,16
0,16-x
0,16-x
(0,16-x)/0,5 (0,16-x)/0,5
2 IBr (g)
0
2x
2x/0,5
Planteamos la expresión de la constante de equilibrio de concentraciones:
Kc =
[HBr]
[I2] [Br2]
Sustituimos y simplificamos el volumen:
2x 2
0,5
280 =
0,16 - x
0,5
=
0,16 - x
0,5
4x2
(0,16 - x)(0,16 - x)
Resolvemos la ecuación de 2º grado que da 2 soluciones: 0,182 y 0,143. Lógicamente la primera de las
soluciones de la ecuación no tiene sentido ya que si ambos elementos reaccionan para dar producto,
evidentemente su cantidad disminuirá (no pueden existir masa negativas en un equilibrio).
Los moles en el equilibrio serán:
Moles de Iodo: 0,017 moles
Moles de bromo: 0,017 moles
Moles de IBr: 0,286 moles
b) Para calcular la constante de presiones usaremos: Kp = Kc . (R.T)Δn
Dado que la variación del número de moles Δn es 0 Kp = Kc = 280
c) Para calcular la presión total de los gases en el equilibrio, debemos tener los moles totales en el
equilibrio: (0,16-x)+(0,16-x)+2x = 0,32 moles. Dado que todos están en estado gaseoso sustituimos en la
ecuación de los gases:
P=
P = 0,32 . 0,082. 473 / 0,5 = 24,8 atm.
También se podría resolver el problema mediante el cálculo de las presiones parciales de cada gas a
partir del número de mol de cada uno de ellos, haciendo uso de la ecuación de los gases ideales y luego
sumando las presiones parciales (Ley de Dalton)
5.- Ajusta por el método del ión-electrón, la siguiente reacción:
NaNO2 + NaMnO4 + H2SO4

MnSO4 +
NaNO3 + Na2SO4 + H2O
a)¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la reductora? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce?
b) Ajusta la reacción iónica y la reacción global.
c) Nombra los siguientes compuestos de la reacción anterior. NaNO 2 ; NaMnO4 ; MnSO4 ; NaNO3
Puntuación máxima por apartado: a) 0.4 puntos; b) 1.2 puntos; c) 0,4 puntos.
a) Para poder determinar la especie oxidante y reductora, y cual se oxida y cual se reduce, procedemos a
determinar los número de oxidación de cada elemento en las distintas especies químicas:
4
1+ 3+ 2-
1+ 7+
2-
1+ 6+ 2-
NaNO2 + NaMnO4 + H2SO4
2+ 6+ 2-

1+ 5+ 2-
1+ 6+ 2-
1+ 2-
MnSO4 + NaNO3 + Na2SO4 + H2O
Podemos observar que el nitrógeno se oxida ya que su número de oxidación aumenta al pasar de 3+ a
5+, mientras que el elemento que se reduce es el manganeso porque su número de oxidación pasa de
7+ a 2+.
Por tanto, teniendo en cuenta lo dicho, podemos afirmar que la especie oxidante es el NaMnO4, y
por tanto se reduce, mientras que la especie reductora sería el NaNO2, que a su vez se oxida.
b) La semirreacciones serían:
Semirreacción de oxidación:
NO2

NO3
2+
Semirreacción de reducción: MnO4

Mn
Procedemos a ajustar estas reacciones, primero en masa y después en carga:
NO2 + H2O

NO3 + 2 H + 2 e



MnO4 + 8 H + 5 e

Mn2+ + 4 H2O
Habrá que multiplicar la primera semirreacción por 5 y la segunda por 2 para equilibrar los electrones
y nos quedará que:
5 NO2 + 5 H2O

5 NO3 + 10 H + 10 e
2 MnO4 + 16 H + 10 e
 2 Mn2+ + 8 H2O
Sumando ambas semireacciones y eliminando las especies que aparecen en reactivos y productos:
5 NO2 + 2MnO4 + 6 H  2 Mn2+ + 5 NO3 + 3 H2O
Si completamos las especies iónicas con aquellas que los acompañan sin intervenir en el proceso
redox:
5 NaNO2 + 2 NaMnO4 + 3 H2SO4  2 MnSO4 +5 NaNO3 + Na2SO4 + 3 H2O
c) Nitrito sódico (Dioxonitrato (III) de sodio)
Permanganato sódico (Tetraoxomanganato (VII) de sodio)
Sulfato manganoso (Tetraoxosulfato (VI) de manganeso (II)
Nitrato sódico (Trioxonitrato (V) de sodio)
5
PROPUESTA II
1.- Cuando se hace reaccionar el monóxido de carbono con un exceso de oxígeno tiene lugar la siguiente
reacción: 2 CO (g) + O2 (g)  2 CO2 (g) ΔH < 0
a) Si la variación de entropía de la reacción fuera ΔS > 0 ¿Podremos asegurar que esta reacción será
siempre espontánea? Justifica tu respuesta.
b) Si nos dicen que la cinética de la reacción inversa es de "orden 2" ¿A qué se refieren?
c) Justifica la geometría de la molécula de CO2. ¿Podemos asegurar que esta molécula será apolar?
Razona tu respuesta.
Puntuación máxima por apartado: a) 0,5 puntos b) 0,5 puntos; c) 1,0 punto
a) La espontaneidad de la reacción viene determinada por la variación de la energía libre de Gibbs (ΔG) que
es negativa en los procesos espontáneos.
ΔG = ΔH - T. ΔG
Como la reacción tiene una variación de entalpía ΔH negativa, esta función de estado favorece la
espontaneidad. Además al ser ΔS positivo y T (temperatura absoluta) sólo puede tener valores positivos,
el segundo término de la expresión (-T. ΔS) también será en todos los casos negativos, favoreciendo en
todos los casos la espontaneidad. Por tanto, para esa reacción ΔG será negativo a cualquier temperatura
y en consecuencia espontánea siempre.
b) El orden de reacción es el exponente experimental (y no necesariamente entero) a que se encuentran
elevadas las concentraciones de los reaccionantes en la ecuación de velocidad. Por tanto, si nos dicen es
que es de orden 2, significa que su ecuación de velocidad (para la reacción inversa):
2 CO2 (g)  2 CO (g) +
Toma la forma:
O2 (g)
V = k. CO22.
c) Para justificar la geometría de la molécula de dióxido de carbono tenemos que saber previamente que el
C tiene 4 electrones en su último nivel y el oxígeno tiene 6. Por tanto, esta molécula covalente necesita
que cada oxígeno comparta 2 electrones con el carbono, que a su vez compartirá 2 electrones con cada
uno de los oxígenos. Formará por tanto 2 dobles enlaces C-O. De este modo todos los átomos de la
molécula tendrán 8 electrones. Luego la estructura de Lewis más estable sería:
*
O *
*C * O
O
C
O
Si aplicamos la TRPECV el número de zonas de densidad de carga en torno al átomo central es
2, por tanto le corresponderá una geometría lineal (180º). Si lo hacemos en función de la
hibridación tenemos dos enlaces sigma () alrededor del átomo de carbono, luego el átomo
central presenta una hibridación sp2 y por lo tanto presenta una geometría lineal.
Ahora si bien, la diferencia de electronegatividades entre C y O es significativa por lo que
sus enlaces serán polares, la geometría lineal de la molécula hace que los dipolos se anulen
siendo la molécula en su conjunto apolar ( = 0).
O C O
6
2.- Completa las siguientes reacciones químicas orgánicas:
a) CH3-CH2-CHOH-CH3 + H2SO4 →
b) CH3-CH2-CHO + oxidante →
c) CH2=CH-CH3 + Br2 →
d) CH3-CH2OH + CH3-CH2-COOH→
e) Nombra los cuatro compuestos orgánicos que aparecen en primer lugar en las reacciones
anteriores.
CH3-CH2-CHOH-CH3 + H2SO4 → CH3-CH=CH-CH3 + CH3-CH2-CH=CH2 (Reacción de deshidratación)
CH3-CH2-CHO + (oxidante) → CH3-CH2-COOH (Reacción de oxidación a ácido carboxílico)
CH2=CH-CH3 + Br2 → CH2Br-CHBr-CH3 (Reacción de adición de bromo a doble enlace)
CH3-CH2OH + CH3-CH2-COOH→ CH3-CH2-COO-CH2-CH3 (Reacción de Condensación-Reacción de
esterificación)
e) Nombra los compuestos orgánicos que se indican:
2-butanol (butan-2-ol)
propanal
propeno
etanol
a)
b)
c)
d)
Puntuación máxima por apartado: 0.4 puntos
3.- El motor de una máquina cortacésped funciona con una gasolina de composición única octano
(C8H18). Calcula:
a) La entalpía de combustión estándar del octano aplicando la ley de Hess.
b) El calor que desprende la combustión de 2 kg de octano, expresado en kJ
Datos: Masas atómicas: C = 12 u; O = 16 u; H = 1 u.
Entalpías estándar de formación del CO2 (g), del H2O (l) y del C8H18 (l) son respectivamente: -393,8 kJ
/mol; -285,8 kJ/mol y -264,0 kJ/mol
Puntuación máxima por apartado: a) 1,4 puntos; b) 0,6 puntos.
a) La entalpía de la reacción que se pide es la que se desprende cuando se quema un mol de octano. La
reacción ajustada será:
C8H18(l) + 25/2 O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(l)
ΔHc = ?
Otros valores de entalpías conocidos son las de formación de CO2 (g), H2O (l) y del C8H18 (l)
1) C(s) + O2 (g) → CO2(g)
ΔH1 = -393,8 kJ/mol
2) H2(g) + 1/2 O2 (g) → H2O(l)
ΔH2 = -285,8 kJ/mol
3) 8C(s) + 9H2 (g) → C8H18 (l)
ΔH3 = -264,0 kJ/mol
Según la ley de Hess, cuando una reacción puede obtenerse como suma algebraica de dos o más
reacciones la entalpía de esa nueva reacción será la suma algebraica de sus entalpías de reacción. La
reacción de combustión del octano puede obtenerse como 8 veces la reacción de formación de dióxido de
carbono (1) + 9 veces la reacción de formación del agua (2) y restándole la reacción de formación del
octano (3). Por tanto:
ΔHc = 8 ΔH1 + 9 ΔH2 - ΔH3 = 8 (-393,8) + 9 (-285,8) - (-264,0) = -5458,6 kJ/mol
b) Para calcular el calor que se desprende en la combustión de 2 kg de octano tendremos que convertir este
valor en moles. moles de octano = 2000g / 114 g/mol = 17,54 moles de octano.
Hacemos la proporción:
Se desprenderán por tanto : 95764,9 kJ (ΔHc = -95764,9 kJ)
(Si el alumno no dejó todos los decimales del cálculo de moles = 95743,8 kJ)
7
4.- a) La constante del producto de solubilidad del CaF 2 a 20ºC es 3,9.10-11. ¿Cuál será su solubilidad a
esa temperatura, expresada en moles/L?
b) Si tomamos una muestra de calcita, que está formada exclusivamente por carbonato de calcio
(CaCO3) y determinamos si solubilidad en agua a 25ºC obtenemos un valor de 7,08.10-3 g/L. Calcula la
constante del producto de solubilidad del CaCO 3
Datos: Masas atómicas Ca = 40 u; F = 19 u; C = 12 u; O = 16 u.
Puntuación máxima por apartado: a) 1.0 puntos; b) 1,0 puntos.
a) EL fluoruro de calcio está disociado en agua según el siguiente equilibrio de solubilidad:
CaF2(s)  Ca2+(aq) + 2 F- (aq)
Z-s
s
Kps = [Ca2+][F-]2
2s
3,9.10
-11
= s. (2s)
2
El fluoruro de sodio no disuelto como está en estado sólido no se incluye en la expresión de la constante
del producto de solubilidad.
= 2,1. 10-4 moles/L
Operando: s =
b) El carbonato de calcio al disolverlo en agua se establece el siguiente equilibrio
CaCO3(s)  Ca
2+
Z-s
(aq)
Kps = Ca2+.CO32+
+ CO32-(aq)
s
Kps = s2
s
Puesto que en el enunciado nos dan la solubilidad en g/L es necesario para sustituirla en la expresión de
la constante del producto de solubilidad pasarla a mol/L
7,08.10-3 g/L / 100 g/mol = 7,08.10-5 moles/l
-5 2
-9
Kps = (7,08.10 ) = 5,01.10
5.- Se disuelven 3,4 gramos de amoníaco (NH3) en agua suficiente como para obtener 250 mL de
disolución, estableciéndose el siguiente equilibrio: NH3 + H2O  NH4+ + OHCalcula:
a) La concentración de OH- presentes en la disolución.
b) El pH de la disolución.
c) Los gramos de hidróxido de sodio (NaOH) necesarios para obtener 2 L de disolución acuosa de
igual pH
Datos: Kb = 1,8.10-5; Masas atómicas: N = 14 u; H = 1 u; Na =23 U; O = 16 u
Puntuación máxima por apartado: a) 1 puntos; b) 0,5puntos.; c) 0,5puntos
a) Primero procedemos a calcular la concentración de la disolución de amoníaco a partir de los datos:
Nº de moles = n = 3,4 / 17 = 0,2 moles. Puesto que el volumen de disolución es 0,25 L, la molaridad
de la disolución será: 0,2moles / 0,25 L = 0,8 M
Planteamos el correspondiente equilibrio:
Concentración inicial:
Disociación:
Concentración equilibrio:
NH3 + H2O  NH4+ + OHco
--0
0
- co
+ co  + c o 
co(1 - )
co 
co 
Como conocemos co = 0,8 M y el valor de la constante de basicidad de este ácido débil:
Kb =
=
8
Como el amoníaco es una base débil su grado de disociación será pequeño y podremos despreciar α
frente a 1 en el denominador. Consideraremos que la aproximación es correcta si el valor obtenido es
inferior a 0,05 (5%).
1,8.10-5 =
Despejando α =
= 0,0047
El valor obtenido para α nos indica que la aproximación ha sido correcta
La concentración
b) Entonces el pOH = - log [OH-] = - log (0,0038) = 2,42
Como pH + pOH = 14, el pH de la disolución es: pH = 14 – 2,42 = 11,58.
c) Para obtener una disolución de igual pH es necesario obtener una concentración de OH- pero por
proceder de una base fuerte, ésta estará totalmente disociada:
NaOH → Na+ + OH-
Si la concentración de OH necesaria es 0,0038M esa será también la molaridad de NaOH
Puesto que queremos preparar 2 L
0,0038 moles/L. 2 L = 0,0076 moles de NaOH
En gramos 0,0076 moles.40g/mol = 0,304 g de NaOH
9
CRITERIOS ESPECÍFICOS DE CORRECCIÓN
10