Sept. 05

PAAU (LOXSE)
SETEMBRO 2005
Código:
31
QUÍMICA
CALIFICACIÓN: CUESTIÓN 1 = 2,5 P.; CUESTIÓN 2 = 2,5 P.; CUESTIÓN 3 = 3 P. Y CUESTIÓN 4 = 2 P.
OPCIÓN 1
1.1.
Formular:
(a) 2,4-pentanodiona (b) 4-cloro-3-metil-5-hexenal (c) Ácido 2-propenoico (d) 4-amino-2-butanona
(e) 3-metil-1-butino
1.2.
Dados los iones Cl– y K+ :
(a) Escriba sus configuraciones electrónicas e indique los posibles números cuánticos de sus electrones más externos.
(b) Razone cuál de ellos tiene mayor radio.
1.3.
Se mezclan 6,27 gramos de FeSO4·7H2O con 85 gramos de agua. Determine la concentración de la
disolución resultante en: (a) % en peso de FeSO 4 anhidro. (b) Fracción molar del FeSO4 anhidro y
fracción molar del agua.
1.4.
Explique detalladamente como se puede determinar en el laboratorio el calor de disolución de
KOH(s) en agua. Efectúe el cálculo (a la presión y temperatura de laboratorio) suponiendo una masa
de hidróxido de potasio de 4,5 gramos que se disuelven en 450 mL en un calorímetro que tiene un
equivalente en agua de 15 g. El incremento de la temperatura es de 2,5 ºC.
Datos: Calor específico del agua: 4,18 J/(g·ºC) y densidad del agua: 1 g/mL.
OPCIÓN 2
2.1.
Considere el siguiente proceso químico de oxidación-reducción:
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
(a) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción. (b) Indique cuál es el oxidante, y cuál el
reductor (c) Ajuste la reacción.
2.2.
Teniendo en cuenta la masa de la molécula de hidrógeno y la masa de la molécula de oxígeno conteste razonadamente: (a) ¿Qué ocupará más volumen, un mol de hidrógeno o un mol de oxígeno, en
las mismas condiciones de presión y temperatura, estando ambas sustancias en forma gaseosa? (b)
¿Cuál tendrá más masa, un mol de hidrógeno o un mol de oxígeno, en las mismas condiciones de
presión y temperatura? (c) ¿Dónde habrá más moléculas, en un mol de hidrógeno o en un mol de
oxígeno?
2.3.
A 25 ºC el grado de disociación de una disolución 0,2 M de ácido acético [ácido etanoico] vale
0,0095. Calcule: (a) La concentración de iones acetato [iones etanoato], hidrogeniones e iones hidroxilo en el equilibrio (b) El pH (c) La constante de disociación del ácido acético.
2.4.
Describa la obtención de un precipitado en el laboratorio. Dibuje el material y explique el modo de
utilizarlo. Escriba la reacción del proceso químico. ¿Cómo calcularía el rendimiento?
Soluciones
OPCIÓN 1
1.1.- Formular:
a) 2,4-pentanodiona
d) 4-amino-2-butanona
Rta.:
b) 4-cloro-3-metil-5-hexenal
e) 3-metil-1-butino
c) Ácido 2-propenoico
a) CH3–CO–CH2–CO–CH3; b) CH2 CH CClH CH CH2 CHO c) CH2=CH–COOH
CH3
CH
3 CH C CH
d) NH2–CH2–CH2–CO–CH3; e)
CH3
1.2.- Dados los iones Cl– y K+ :
a) Escriba sus configuraciones electrónicas e indique los posibles números cuánticos de sus
electrones más externos.
b) Razone cuál de ellos tiene mayor radio.
Rta.:
a) Cl– : K+ : [Ar] : (1s)2 (2s)2 (2p)6 (3s)2 (3p)6 ; 3s: (3, 0,0, ±½); 3 p: (3, 1, {0, ±1}, ±½)
b) Cl– : mayor repulsión entre los electrones (tiene más electrones que protones)
1.3.- Se mezclan 6,27 gramos de FeSO4·7H2O con 85 gramos de agua. Determine la concentración de
la disolución resultante en:
a) % en peso de FeSO4 anhidro.
b) Fracción molar del FeSO4 anhidro y fracción molar del agua.
Rta.: a) %(FeSO4) = 3,75 %; b) x(FeSO4) = 4,60×10-3
Datos
Cifras significativas: 3
Masa del FeSO4·7H2O
m(FeSO4·7H2O) = 6,27 g
Masa de agua
m(H2O) = 85,0 g
Masa molar:
Sulfato de hierro(II)
M(FeSO4) = 152 g/mol
Agua
M(H2O) = 18,0 g/mol
Incógnitas
% masa del FeSO4
%(FeSO4)
Fracción molar del FeSO4
x(FeSO4)
Fracción molar del H2O
x(H2O)
Otros símbolos
Soluto
s
Disolvente
d
Disolución
D
Ecuaciones
Cantidad (número de moles)
n=m/M
Fracción molar de un componente «s» en una disolución
x = ns / ∑ni
Solución:
a) Se calcula la cantidad de sulfato de hierro(II) heptahidratado (FeSO4·7H2O) a partir de la masa:
M(FeSO4·7H2O) = 152 + 7 · 18,0 =278 g/mol FeSO4·7H2O
n(FeSO4·7H2O) = 6,27 g FeSO4·7H2O / (278 g FeSO4·7H2O / mol FeSO4·7H2O) = 0,0226 mol FeSO4·7H2O
Cuando la sal hidratada se disuelva en agua, producirá:
FeSO4·7H2O(aq) → FeSO4(aq)+ 7 H2O(l)
la misma cantidad de sulfato de hierro(II) disuelto y siete veces de agua.
n(FeSO4) = n(FeSO4·7H2O) =0,0226 mol FeSO4
n(H2O) = 7 mol H2O / mol FeSO4 · 0,0226 mol FeSO4 = 0,158 mol H2O en la sal hidratada
Además está el agua añadida:
n'(H2O) = 85,0 g H2O / (18,0 g H2O / mol H2O) = 4,72 mol H2O añadida.
Las masas y cantidades son
M (g/mol)
Cantidad (mol)
Masa (g)
s soluto (FeSO4)
152
0,0226
0,0226 · 152 = 3,43
d disolvente (H2O)
18,0
0,158 + 4,72 = 4,88
4,88 · 18,0 = 87,8
D disolución
3,43 + 87,8 = 91,3
El porcentaje en masa de sulfato de hierro(II) anhidro en la disolución es:
%(FeSO4) = 3,43 g FeSO4 / 91,3 g D = 0,0375 = 3,75 %
b) La fracción molar del soluto (sulfato de hierro(II)) es:
x(FeSO4) =0,0226 mol FeSO4 / (0,0226 mol FeSO4 + 4,88 mol H2O) = 4,60×10-3
La fracción molar del disolvente (agua) es:
xd =4,88 mol H2O / 4,90 mol total = 1 – 4,60×10-3 = 0,995
1.4.- Explique detalladamente como se puede determinar en el laboratorio el calor de disolución de
KOH(s) en agua. Efectúe el cálculo (a la presión y temperatura de laboratorio) suponiendo una masa
de hidróxido de potasio de 4,5 gramos que se disuelven en 450 cm 3 en un calorímetro que tiene un
equivalente en agua de 15 g. El incremento de la temperatura es de 2,5 ºC.
Datos: Calor específico del agua: 4,18 J/(g·ºC) y densidad del agua: 1 g/mL
Solución:
Procedimiento:
En una probeta de 500 cm3, se miden 450 cm3 de agua y se vierten en un calorímetro. Se esperan unos minutos
y se mide la temperatura con un termómetro.
En una balanza granataria, se pesa un vidrio de reloj, y, con un varilla, se echa el KOH hasta que su masa aumente 4,5 g.
Rápidamente (para evitar la hidratación y carbonatación del KOH) se echa el hidróxido de potasio en el calorímetro y se agita con una varilla, comprobando la temperatura. Se anota el valor máximo y se resta del valor
inicial de la del agua.
Cálculos:
masa de agua = 450 dm3 · 1,00 g/cm3 = 450 g agua
Al ser el calorímetro un sistema aislado, el proceso es adiabático, y
Q (cedido en la disolución) + QD (ganado por la disolución) + QC (ganado por el calorímetro) = 0
El calor QD ganado por la disolución es aproximadamente igual al ganado por el agua.
QD = m(agua) · ce(agua) ∆t = (450) g · 4,18 J/(g·ºC) · 2,5 ºC = 4,7×103 J
El calor QC ganado por el calorímetro se calcula de forma análoga, usando el equivalente en agua del calorímetro.
QC = m(equivalente en agua) · ce(agua) ∆t = (15) g · 4,18 J/(g·ºC) · 2,5 ºC = 1,6×102 J
Q (cedido en la disolución) = –(4,7×103 + 1,6×102) J = –4,9×103 J
Δ H od =
−4,9×103 J 1 kJ 56 g KOH
=−61 kJ /mol KOH
4,5 g KOH 103 J 1 mol KOH
OPCIÓN 2
2.1.- Considere el siguiente proceso químico de oxidación-reducción:
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
a) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción.
b) Indique cuál es el oxidante, y cuál el reductor
c) Ajuste la reacción.
Solución:
a) Las semirreacciones iónicas, ajustadas por el método del ion-electrón son:
Oxidación:
Cu
→ Cu2+ + 2 e–
Redución:
NO3– + 4 H+ + 3 e–
→ NO + 2 H2O
b) El agente oxidante es el responsable de la oxidación( se reduce, gana los electrones que se pierden en la
oxidación) y es el ion nitrato NO3–. El agente reductor es el cobre metálico Cu.
c) Multiplicando la primera semirreacción por 3 y la segunda por 2 y sumando, se obtiene la reacción iónica
ajustada:
3 Cu + 2 NO3– + 8 H+ → 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O
Para llegar a la ecuación molecular ajustada, sumamos en ambos miembros los iones que faltan:
6 NO3– → 6 NO3–
queda:
3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)
2.2.- Teniendo en cuenta la masa de la molécula de hidrógeno y la masa de la molécula de oxígeno
conteste razonadamente:
a) ¿Qué ocupará más volumen, un mol de hidrógeno o un mol de oxígeno, en las mismas
condiciones de presión y temperatura, estando ambas sustancias en forma gaseosa?
b) ¿Cuál tendrá más masa, un mol de hidrógeno o un mol de oxígeno, en las mismas condiciones de
presión y temperatura?
c) ¿Dónde habrá más moléculas, en un mol de hidrógeno o en un mol de oxígeno?
Rta.: a) Mismo volumen; b) M(H2) < M(O2); c) Mismo N de moléculas.
2.3.- A 25 ºC el grado de disociación de una disolución de concentración 0,2 mol/dm 3 de ácido acético
[ácido etanoico] vale 0,0095. Calcule:
a) La concentración de iones acetato [iones etanoato], hidrogeniones e iones hidroxilo en el
equilibrio.
b) El pH.
c) La constante de disociación del ácido acético.
Rta.: a) [H+] = [CH3–COO–] = 2,0×10–3 mol/dm3, [OH–] = 5,3×10–12 mol/dm3; b) pH = 2,72; c) Ka = 2,0×10-5
Datos
Cifras significativas: 2
Temperatura
T = 25 0C = 298 K
Concentración de ácido etanoico
[CH3–COOH]0 = 0,20 mol/dm3
Grado de disociación del ácido etanoico
α = 0,0095 = 9,5×10–3
Incógnitas
Concentraciones de los iones
[CH3–COO–]e, [H+]e, [OH–]e
pH de la disolución
pH
Constante de acidez
Ka
Otros símbolos
Concentración (mol/dm3) de ácido débil que se disocia
x
Cantidad de sustancia disociada
nd
Ecuaciones
[ H+ ]ae [A a - ]e
Ka=
[H a A]e
Constante de acidez del ácido: HaA(aq) ⇄ a H (aq) + A aq)
+
a–(
pH
pH = –log[H+]
pOH
pOH = –log[OH–]
Producto iónico del agua: H2O(l) ⇄ H+(aq) + OH–(aq)
pH + pOH = 14
Grado de disociación
α = nd / n0
Solución:
a) y b) Se han disociado:
[CH3–COOH]d = α · [CH3–COOH]0 =
= 9,5×10−3
mol CH 3 – COOH disoc .
mol CH 3 – COOH inic .
mol CH 3 – COOH disoc .
· 0,20
=1,9×10−3
3
mol CH3 – COOH inic.
dm disolución
dm3 disolución
Teniendo en cuenta que el ácido etanoico es un ácido débil, se disociará en agua según la ecuación:
CH3–COOH(aq) ⇄ H+(aq) + CH3–COO–(aq)
Concentración
[ ]0 inicial
[ ]d disociada o formada
[ ]e en el equilibrio
CH3–COOH
⇄
H+
CH3–COO–
0,20
0
0
mol/dm3
2,0×10–3
2,0×10–3
2,0×10–3
mol/dm3
0,20 – 2,0×10–3 = 0,20
2,0×10–3
2,0×10–3
mol/dm3
Las concentraciones de iones acetato e hidrogeniones se sacan en la tabla:
[CH3–COO–]e = 2,0×10–3 mol/dm3
[H+]e = 2,0×10–3 mol/dm3
La concentración de iones hidróxido se deducen de la constante del producto iónico del agua:
pH + pOH = 14
Primero se calcula el pH:
pH = –log[H+] = –log(2,0×10–3) = 2,72
pOH = 14,00 – 2,72 = 11,28
[OH–] = 10–pOH = 10–11,28 = 5,3×10–12 mol/dm3
c) La constante de equilibrio Ka es:
[CH 3 −COO- ]e [ H + ]e 2,0×10−3 · 2,0×10−3
Ka=
=
=2,0×10−5
[CH 3 −COOH]e
0,20
Análisis: Si se usasen más cifras significativas, el valor de la constante sería 1,82×10-5 más parecido al valor tabulado.
2.4.- Describa la obtención de un precipitado en el laboratorio. Dibuje el material y explique el modo
de utilizarlo. Escriba la reacción del proceso químico. ¿Cómo calcularía el rendimiento?
Solución:
Se realizó la reacción entre el cloruro de calcio CaCl 2 y el carbonato de sodio Na2CO3
Se pesaron 5,0 g de cloruro de calcio en una balanza granataria sobre un vidrio de reloj y se disolvieron en
una cantidad de agua muy pequeña en un vaso de precipitados, agitando con una varilla de vidrio.
Se pesó una masa de carbonato de sodio mayor que la calculada para la reacción y se disolvió también en
poca cantidad de agua en otro vaso de precipitados.
Se calentó la disolución de cloruro de calcio con un mechero Bunsen y se vertió la disolución de carbonato
de sodio sobre ella, agitando la mezcla con una varilla de vidrio. Luego se dejó enfriar.
Se produjo la reacción de precipitación:
CaCl2(aq) + Na2CO3(aq) → CaCO3(s) + CaCl2(aq)
Se colocó un papel de filtro circular en un embudo büchner
Büchner
ajustándolo para no dejar orificios libres y se humedeció con
agua para que quedase adherido.
trompa de vacío
Se ajustó el embudo büchner sobre un matraz kitasato y el
vástago lateral del kitasato se conectó a una trompa de vacío.
Kitasato
Se abrió el grifo y se vertió el contenido del vaso (precipitado y líquido sobrenadante) en el embudo. Se echó más agua sobre el precipitado que aún quedaba en el vaso
para llevarlo al embudo.
Cuando ya no goteaba más agua en el interior del kitasato, se desencajó el embudo y se cerró el grifo.
Se quitó el papel de filtro y se dejó a secar un día o dos.
Se pesó el precipitado sobre el papel de filtro. Se restó a la masa que daba la balanza, la masa de un papel de
filtro seco.
Para calcular el rendimiento, se calcula la cantidad esperada de CaCO 3 de la reacción:
m(CaCO3 )=5,0 g CaCl 2
1 mol CaCl 2 1 mol CaCO3 100 g CaCO3
·
·
=5,5 g CaCO3
110 g CaCl2 1 mol CaCl 2 1 mol CaCO3
y se divide la cantidad obtenida entre la esperada. Si se hubiesen obtenido 5,2 g de CaCO 3, el rendimiento
sería:
Rendimiento=
5,2 g obtenidos CaCO3
=0,94=94 %
5,5 g calculados CaCO3
Cuestiones y problemas de las Pruebas de Acceso a la Universidad (P.A.U.) en Galicia.
Respuestas y composición de Alfonso J. Barbadillo Marán.
Algunos cálculos se hicieron con una hoja de cálculo OpenOffice (o LibreOffice) del mismo autor.
Algunas ecuaciones y las fórmulas orgánicas se construyeron con la extensión CLC09 de Charles Lalanne-Cassou.
La traducción al/desde el gallego se realizó con la ayuda de traducindote, de Óscar Hermida López.
Se procuró seguir las recomendaciones del Centro Español de Metrología (CEM)