Sept. 04

PAAU (LOXSE)
SETEMBRO 2004
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.
De cada una de las siguientes parejas de elementos: Li y B; Na y Cs; Si y Cl; C y O; Sr y Se; indique
razonadamente qué elemento (dentro de cada pareja) tendrá: (a) Mayor radio atómico. (b) Mayor
potencial de ionización. (c) Mayor afinidad electrónica. (d) Mayor electronegatividad. (e) Mayor carácter metálico.
1.2.
Nombrar:
CH3
(a) H3C C CHOH CH3
CH3
(c) CH3–CHOH–CH2OH
(b)
CH3
H3C CO C CH2
(d) CH2=CH–CH2–CH2–COOH
1.3.
El ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar nitrato de cobre(II), dióxido de nitrógeno y agua.
(a) Escriba la reacción ajustada.
(b) ¿Cuántos mL de HNO3 del 95 % de pureza y densidad 1,5 g/mL se necesitan para que reaccionen
totalmente 3,4 gramos de cobre?
(c) ¿Qué volumen de NO2 se formará, medido a 29 ºC de temperatura y 748 mmHg de presión?
Dato: R = 0,082atm·L·mol-1·K-1
1.4.
¿Cómo prepararía en el laboratorio 500 mL de disolución de hidróxido de sodio 0,1 M a partir del
producto puro (sólido en lentejas). Haga los cálculos y explique el material y el procedimiento.
¿Cuántos gramos y cuántos moles de hidróxido de sodio existirán por litro de disolución preparada?
OPCIÓN 2
2.1.
Una pila está formada por los electrodos: Al 3+/Al (Eº = -1,67 V) y por Au3+/Au (Eº= +1,42 V).
Indique: (a) Semirreacciones que tienen lugar en cada electrodo. (b) Reacción global. (c) Fuerza
electromotriz de la pila. (d) Representación simbólica de la pila.
2.2.
Escriba la expresión de la constante de equilibrio (ajustando antes las reacciones) para los siguientes
casos:
(a) Fe(s) + H2O(g) ⇄ Fe3O4(s) + H2(g)
(b) N2(g) + H2(g) ⇄ NH3(g)
(c) C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g)
(d) S(s) + H2(g) ⇄ H2S(s)
2.3.
El ácido etanoico (líquido) (ácido acético) se forma al reaccionar carbono (sólido), hidrógeno molecular (gas) y oxígeno molecular (gas). Los calores de combustión del ácido etanoico(l);
hidrógeno(g) y carbono(s) son respectivamente -870,7; -285,8 y -393,13 kJ/mol. (a) Escribir adecuadamente las ecuaciones químicas de los distintos procesos de combustión y la correspondiente a la
formación del ácido etanoico. (b) Calcular el calor de formación, a presión constante, de dicho ácido
etanoico. (c) ¿Cuántas kilocalorías se desprenden en la formación de 1 kg de ácido etanoico? Dato:
1 J = 0,24cal.
2.4.
Indique los métodos y el procedimiento para el reconocimiento de ácidos y bases en el laboratorio.
Soluciones
OPCIÓN 1
1.1.- De cada una de las siguientes parejas de elementos: Li y B; Na y Cs; Si y Cl; C y O; Sr y Se; indique razonadamente qué elemento (dentro de cada pareja) tendrá:
a) Mayor radio atómico.
b) Mayor potencial de ionización.
c) Mayor afinidad electrónica.
d) Mayor electronegatividad.
e) Mayor carácter metálico.
Rta.: a) y e) Li; Cs; Si; C; Sr. b), c) y d) B; Na; Cl; O; Se.
1.2.- Nombrar:
CH3
a) H3C C CHOH CH3
CH3
CH3
b)
H3C CO C CH2
c) CH3–CHOH–CH2OH
d) CH2=CH–CH2–CH2–COOH
Rta.: a) 3,3-dimetil-2-butanol; b) 3-metil-3-buten-2-ona; c) 1,2-propanodiol; d) ácido 4-pentenoico
1.3.- El ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar nitrato de cobre(II), dióxido de
nitrógeno y agua.
a) Escriba la reacción ajustada.
b) ¿Cuántos mL de HNO3 del 95 % de pureza y densidad 1,5 g/cm3 se necesitan para que reaccionen
totalmente 3,4 g de cobre?
c) ¿Qué volumen de NO2 se formará, medido a 29 ºC de temperatura y 748 mm Hg de presión?
Dato: R = 0,082 atm·dm3·moI-1·K-1
Rta.: a) 4 HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O; b) VD = 9,5 cm3 D; c) V = 2,7 dm3 NO2
Datos
Cifras significativas: 2
HNO3 : Riqueza
r = 95 %
Densidad
ρ = 1,5 g/cm3
Masa de cobre
m = 3,4 g Cu
Gas:
Temperatura
T = 29 ºC = 302 K
Presión
p = 748 mm Hg = 0,984 atm
Constante de los gases ideales
R = 0,082 atm·dm3·mol-1·K-1
Masa molar:
Cobre
M(Cu) = 64 g/mol
Ácido nítrico
M(HNO3) = 63 g/mol
Incógnitas
Volumen de disolución de HNO3 necesario para reaccionar con el Cu
VD
Volumen de NO2 que se forma en las condiciones indicadas
V
Otros símbolos
Cantidad de sustancia (número de moles)
n
Ecuaciones
De estado de los gases ideales
pV=nRT
Solución:
a) Las semirreacciones iónicas son:
Oxidación:
Cu
→ Cu2+ + 2 e–
Reducción:
NO3– + 2 H+ + e–
→ NO2 + H2O
Multiplicando la segunda por 2 y sumando, nos dan la reacción iónica global.
Cu + 2 NO3– + 4 H+ → Cu2+ + 2 NO2 + 2 H2O
Para convertirla en la reacción molecular le sumamos la siguiente reacción iónica:
2 NO3– → 2 NO3–
y queda
4 HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
4 HNO3(aq) + Cu(s) → Cu(NO3)2(aq) + 2 NO2(g) + 2 H2O(l)
b)
V D =3,4 g Cu
3
1,0 mol Cu 4 mol HNO3 63 g HNO3 100 g D HNO3 1,0 cm D HNO3
=9,5 cm 3 D HNO3
64 g Cu
1 mol Cu 1 mol HNO3 95 g HNO3
1,5 g D HNO3
c)
n (NO 2 )=3,4 g Cu
V=
1 mol Cu 2 mol NO2
=0,11 mol NO2
64 g Cu 1 mol Cu
3
−1
−1
n · R· T 0,11 mol NO 2 ·0,082 atm·dm · mol ·K · 302 K
=
=2,7 dm3 NO2
p
0,984 atm
1.4.- ¿Cómo prepararía en el laboratorio 500 cm3 de disolución de hidróxido de sodio de concentración 0,1 mol/dm3 a partir del producto puro (sólido en lentejas). Haga los cálculos y explique el material y el procedimiento. ¿Cuántos gramos y cuántos moles de hidróxido de sodio existirán por litro de
disolución preparada?
Solución:
Preparación de 1 dm3 de disolución.
Cálculos: Suponiendo 2 cifras significativas.
En 1,0 dm3 de disolución de NaOH de concentración 0,50 mol/dm 3 hay
n(NaOH) = 0,50 mol NaOH / dm3 D · 1,0 dm3 D= 0,50 mol NaOH
que pesan:
m(NaOH) = 0,50 mol NaOH · 40 g NaOH / mol NaOH = 20 g NaOH
El producto comercial (sosa) en lentejas no es puro. Suele ser del 96 %.
Habría que pesar:
m(comercial) = 20 g NaOH · 100 g comercial / 96 g NaOH = 21 g comercial.
Como la concentración de la disolución es aproximada (el hidróxido de sodio en el aire se hidrata rápidamente
y se carbonata en parte, por lo que su masa siempre será aproximada), se utiliza material de medida no demasiado preciso.
Procedimiento: En un vaso de precipitados de 500 cm3 se vierte más de la mitad de agua.
En una balanza granataria se tara un vidrio de reloj y se pesan 21 g de hidróxido de sodio comercial del 96 %,
procurando que no entre en contacto con la piel (es cáustico) y usando una espátula para manejar la sustancia.
Se vuelca el vidrio de reloj sobre el agua del vaso de precipitados y se enjuaga el vidrio con un frasco lavador.
Se agita con una varilla de vidrio el contenido del vaso de precipitados hasta que se completa la disolución.
Se vierte en una probeta de 1 dm3 y se añade agua hasta completar el volumen, procurando que el menisco del
líquido esté enrasado con la línea de 1000 cm3.
Se pasa la disolución obtenida a un frasco de 1 dm3, se tapa y se voltea varias veces para homogeneizar. Se etiqueta el frasco con NaOH 0,5 mol/dm3 y la fecha. Se lava la probeta de 1 dm3.
Dilución.
Cálculos:
250 cm3 (= 0,25 dm3) de disolución (D) de NaOH de concentración 0,1 mol/dm3 contendrían disueltos:
n(NaOH) = 0,25 dm3 D · 0,1 mol NaOH / dm3 D = 0,025 mol NaOH
que se obtendrían midiendo:
V(DC) = 0,025 mol NaOH / 0,50 mol NaOH / dm3 DC = 0,5 dm3 de la disolución 0,5 mol/dm3 DC
Procedimiento: En una probeta de 100 cm3 se miden 50 cm3 de la disolución de concentración 0,5 mol/dm3. Se
vierten en la probeta de 1 dm3 y se añade agua hasta que llegue a 250 cm3. Se pasa la disolución obtenida a un
frasco suficientemente grande, se tapa y se voltea varias veces para homogeneizar. Se etiqueta el frasco con
NaOH 0,1 mol/dm3 y la fecha.
Material: Probetas de 100 cm3 (1)y de 1 000 cm3 (1), una balanza granataria, vidrio de reloj (1), espátula (1),
vaso de precipitados de 500 cm3 (1), varilla de vidrio (1), frasco lavador (1), frascos de 1 dm3 con tapa (2) y
etiquetas.
OPCIÓN 2
2.1.- Una pila está formada por los electrodos: Al3+/Al (Eº = 1,67 V) y por Au3+/Au (Eº = +1,42 V). Indique:
a) Semirreacciones que tienen lugar en cada electrodo.
b) Reacción global.
c) Fuerza electromotriz de la pila.
d) Representación simbólica de la pila.
Rta.:
a) cátodo: Au3+ + 3 e– → Au ; ánodo: Al → Al3+ + 3 e– ; b) Au3+ + Al → Al3+ + Au;
c) Eº = 3,09 V; d) Al | Al3+(aq) ⁞ Au3+(aq) | Au
2.2.- Escriba la expresión de la constante de equilibrio (ajustando antes las reacciones) para los siguientes casos:
a) Fe(s) + H2O(g)  Fe3O4(s) + H2(g)
b) N2(g) + H2(g)  NH3(g)
c) C(s) + O2(g)  CO2(g)
d) S(s) + H2(g)  H2S(s)
Rta.:
a) 3/4 Fe(s) + H2O(g) ⇄ 1/4 Fe3O4(s) + H2(g)
b) N2(g) + H2(g) ⇄ NH3(g)
K c a=
[ H 2 ]e
[ H2 O]e
K c b=
[ NH 3 ]2e
[H 2 ]3e [N 2 ]e
[CO 2 ]e
[O 2 ]e
1
K c d=
[H 2 ]e
K c c=
c) C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g)
d) S(s) + H2(g) ⇄ H2S(s)
2.3.- El ácido etanoico(líquido) [ácido acético] se forma al reaccionar carbono(sólido), hidrógeno molecular(gas) y oxígeno molecular(gas). Los calores de combustión del ácido etanoico(l); hidrógeno(g)
y carbono(s) son respectivamente -870,7; -285,8 y -393,13 kJ/mol.
a) Escribir adecuadamente las ecuaciones químicas de los distintos procesos de combustión y la correspondiente a la formación del ácido etanoico.
b) Calcular el calor de formación, a presión constante, de dicho ácido etanoico.
c) ¿Cuántas kilocalorías se desprenden en la formación de 1 kg de ácido etanoico?
Dato: 1 J = 0,24cal.
Rta.: b) ΔHfº = -487,9 kJ/mol; b) Q = 1,95×103 kcal
Datos
Cifras significativas: 4
CH3–COOH(l) + O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(l)
∆Hcº(C2H4O2) = -870,7 kJ/mol
C(grafito) + O2(g) → CO2(g)
∆Hcº(C) = –393,1 kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
∆Hcº(H2) = –285,8 kJ/mol
Masa de ácido etanoico
m = 1,000 kg CH3–COOH
Masa molar del ácido etanoico
M(C2H4O2) = 60,05 g/mol
Equivalencia de unidades
1 J = 0,2400 cal
1 kJ = 0,2400 kcal
Incógnitas
Entalpía de formación del ácido etanoico
∆Hfº(C2H4O2)
Energía liberada en la combustión
Q
Otros símbolos
Cantidad de sustancia (número de moles)
n
Ecuaciones
Ley de Hess
∆Hº = ∆HºPRODUC – ∆HºREACTIV
Solución:
a) Ecuaciones de combustión
CH3–COOH(l) + O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(l)
C(grafito) + O2(g) → CO2(g)
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
∆Hcº(C2H4O2) = –870,7 kJ/mol
∆Hcº(C) = –393,13 kJ/mol
∆Hcº(H2) = –285,8 kJ/mol
Ecuación de formación del ácido etanoico
2 C(grafito) + 2 H2(g) + O2(g) → CH3–COOH(l)
∆Hfº
b) Por la ley de Hess,
∆Hcº(C2H4O2) = 2 ∆Hcº(C) + 2 ∆Hcº(H2) – (∆Hfº(C2H4O2) + ∆Hfº(O2) )
–870,7 [kJ] = (2 [mol C] (–393,1 [kJ/mol C] + 2 [mol H2] ( –285,8 [kJ/mol H2])) – (1 [mol C2H4O2] · ∆Hfº)
∆Hfº(C2H4O2) = –487,1 kJ/mol
c)
Q=1,000 kg C2 H4 O2
103 g 1 mol C2 H 4 O2
487,1 kJ
0,2400 kcal
=1,940×103 kcal
1 kg 60,05 g C2 H4 O2 1 mol C2 H 4 O2
1 kJ
2.4.- Indique los métodos y el procedimiento para el reconocimiento de ácidos y bases en el laboratorio.
Solución:
Material: gradilla con tubos de ensayo, varilla de vidrio, vaso de precipitados.
1. Mediante papel indicador de pH universal. Se disuelve la sustancia en agua y, con una varilla de vidrio se
toma una gota y se toca un trozo de papel indicador de pH universal. Si el pH es inferior a 7 el pH será ácido. Si el pH es superior a 7 el pH será básico.
2. Con tintura de tornasol. Se disuelve la sustancia en agua y se pone una muestra de unos 5 cm 3 en un tubo
de ensayo. Se añaden dos gotas de tintura de tornasol. Si toma color rojo (pH < 6) la sustancia es ácida y si
es azul (pH > 8) la sustancia es básica.
Para preparar la disolución, se vierte la sustancia en un vaso de precipitados que contenga agua y se revuelve con una varilla de vidrio.
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)