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QUÍMICA
SOLUCIONES EXÁMEN SELECTIVIDAD JUNIO 2016
OPCIÓN A
1.1.
2 Cl ac  - 2 e

Cl 2 g 
1
O2 + 2 H  + 2 e 
2
2 Cl +
1
O2 + 2 H 
2
semirreacción de oxidación E 0  1,36 V
 H 2O
semirreacción de reducción E 0 = 1,23 V
 Cl 2 + H 2O
E 0  0,13 V
Como E0 es < 0 la reacción no es espontánea,por lo tanto no ocurre.
ΔG0 = - n F E0 siendo n el número de electrones,F la constante de Faraday=96500C,y E0 el
`potencial.
Para que fuese espontánea ΔG0 tendría que ser <0 y E0>0.
1.2.
Butanona CH3-CO-CH2-CH3
Trietilamina
CH2CH3
H3C CH2 N
CH2 CH3
Ácido pentanoico
1-butino
CH3CH2CH2CH2COOH
HC  C-CH 2 -CH 3
Metanoato de propilo
H-COO-CH 2 -CH 2 -CH3
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2.1.Falso
El radio atómico aumenta al descender en un grupo (al aumentar el número atómico) debido a
que aumenta el número de capas electrónicas.
2.2. Verdadero
La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia si los electrones del
enlace.Está directamente relacionada con la energía de ionización y con la afinidad electrónica.
Aumenta en un período hacia la derecha y hacia arriba en un grupo.
3.1.
C2 H 4 g  + H 2Ol   C2 H 5OH l 
H 0combustión C2 H 4 g   1411 kJ/mol
H 0combustión C2 H 5OH l  = -764 kJ/mol
1
 2
C 2 H 4 g  + 3 O 2 g 
 2 CO 2 g  + 2 H 2Ol  H 0  1411kJ / mol
C2 H 5OH l  + 3 O 2 g   2 CO 2 g  + 3 H 2Ol  H 0  764kJ / mol
Aplicando la ley de Hess:
1
C 2 H 4 g  + 3 O 2 g 
 2 CO 2 g  + 2 H 2 Ol  H 0  1411kJ / mol
-  2  2 CO 2 g  + 3 H 2Ol 
 C2 H 5OH l  + 3 O 2 g 
H 0  764kJ / mol
C2 H 4 g  + H 2 Ol   C2 H 5OH l  H 0  - 647 kJ / mol
3.2.
C2 H 4 g  + H 2 Ol   C2 H 5OH l  H 0  - 647 kJ / mol
C2 H5OH = 46 g/mol
75 g etanol .
1 mol 647 kJ
.
 1054,9 kJ
46 g 1 mol
Energía desprendida
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4. V= 1 L
Tª=800 K
N 2 g 
+ 3 H 2 g 
 2 NH 3 g 
0,642
ni 0,387
nf 0,387-x 0,642-3x
-----2x=0,061
2 x  0, 061  x  0, 0305 moles
Moles N2 eq.= 0,387-0,0305=0,3565
Moles H2 eq.=0,642-3(0,0305)=0,5505
Moles NH3 eq.=0,061
4.2.
2
NH 3 
0, 061



 0, 063
Kc=
3
3
 N 2  H 2  0,3565.  0,5505
2
Kp  Kc  RT 
n
 Kp=0,063  0, 082.800 
2
 Kp =1,46.105
5. Para hallar la molaridad del ácido tomo como base para el cálculo 100 g de disolución:
36 g HCl
100 g disolución 
64 g H 2 O
m
100 g
 V=
 84, 75 mL  0,085 L
V
d
1,18 g/mL
36 g
moles soluto 36,5 g/mol

 11, 6 M
M=
L disolución
0, 085 L
 11,8.V1  2.1  V= 0,172 L=172 mL de ácido concentrado necesario.
C1.V1  C2 .V2
*práctica
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OPCIÓN B
1.1.
Verdadero
Energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en
estado gas y en estado fundamental.
X  g  - 1 e  X g 
Aumenta al ascender en un grupo ya que los electrones más externos están más cerca
del núcleo y por tanto están más fuertemente atraídos.Aumenta en un período al
avanzar hacia la derecha ya que al aumentar el número atómico aumenta la atracción
nuclear.
La afinidad electrónica es la energía liberada en el proceso en el cual un átomo en
estado gas y estado fundamental gana un electrón.
Y g  + 1 e   Y g  
Disminuye al descender en un grupo pues al aumentar el número de capas el núcleo
posee menor capacidad de captar un electrón .Aumenta hacia la derecha en un
período ya que aumenta la carga nuclear efectiva y estar más cerca de adquirir
configuración de gas noble.
1.2.Falso
Ambos compuestos son covalentes y polares.Presentan fuerzas de Van der Waals tipo
dispersión de London y dipolo-dipolo.
El agua además posee enlaces de hidrógeno(átomo de oxígeno unido directamente al
H) cuya intensidad es mayor que las fuerzas de Van der Waals por lo que su punto de
ebullición es más elevado.
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2.1.
CH3-O-CH3
Dimetileter o metoximetano
Ácido 2-cloropropanoico CH3-CHCl-COOH
Cloruro de estaño (IV)
SnCl4
Propanona CH3-CO-CH3
Cu(BrO3)2 Bromato cúprico.
2.2.Según Brönsted ácido es una especie química que puede ceder protones.Base es la
sustancia que puede aceptar protones.
CO32 + H 2O  HCO3 + OH  Actúa como base captando un H 
CO32 / HCO3 par conjugado (se diferencian en un protón)
HCl + H 2O  Cl + H3O 
HCl / Cl
Ácido

NH 4  + H 2O  NH3 + H3O  Ácido
NH 4  / NH3
3.1.
Cd  OH 2 s   Cd 2  aq  + 2  OH  
s
2s
2
Kps= Cd 2  OH    s.(2s) 2  4s 3
1,1
 aq 
mg Cd 2
L
siendo s la solubilidad
1g
1 mol Cd
mol
 9,8.106
L
1000 mg 112,4 g
Kps
OH   
Cd 2 
 OH   
pOH   log OH    4, 46
1, 2.1014
 3,5.105 M
6
9,8.10
 pH=9,54
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3.2.
pH  12  pOH=2  OH    102 M
Kps
Cd 2  
2
OH  
1, 2.1014
Cd 2  
 1, 2.1010 M
2 2
10 
4.1.
K 2Cr2O7 + NaI +H 2 SO4  Na 2 SO4 + Cr2  SO4 3 + I2
Cr2O7 2 + 14 H  + 6 e   2 Cr 3 + 7 H 2O semirreacción de reducción
3
2 I

- 2 e 
I 2  semirreacción de oxidación
Cr2O7 2 + 14 H  + 6 I   2Cr 3 + 3 I 2 + 7 H 2O Ecuación iónica global
K 2Cr2O7 + 6 NaI + 7 H 2 SO4  Cr2  SO4 3 + 3 I 2 + 7 H 2O + 3 Na 2 SO4 ecuación molecular
4.2. 120 Ml NaI + 100 mL K2Cr2O7 0,2 M
0, 2 moles
 0, 02 moles K 2Cr2O7
L
6 moles NaI
 0,12 moles NaI necesarios
0, 02 moles K 2Cr2O7 .
1 molK 2Cr2O7
0,1 L .
M=
moles
V ( L)
 M=
0,12 moles
 1M
0,12 L
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5.
50 mL 0,1 M KI + 20 mL 0,1 M Pb(NO3)2
0,51 g PbI2
2 KI
+
0,1mol
L
0, 005moles
Pb(NO3 ) 2
 PbI 2 + 2 KNO3
0,1mol
L
0,002moles
1 molPb(NO3 ) 2
 0, 0025 moles Pb(NO3 ) 2 (sólo hay 0, 002 moles)
0,005 moles KI .
2 moles KI
El reactivo limitante es Pb(NO3 ) 2
50.103 L.
20.103 L.
0, 002 moles Pb(NO3 ) 2 .
  rendimiento=

1 mol PbI 2
1 mol Pb(NO3 ) 2
.
461g
 0,92 g PbI 2
1 mol PbI 2
cantidad real
.100
cantidad teórica
0,51g
.100  55,3%
0,92 g
5.2.Práctica
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