I.E.S BEATRIZ DE SUABIA Dpto. Física y Química 1

I.E.S BEATRIZ DE SUABIA
Instrucciones
Dpto. Física y Química
a) Duración: 1 hora y 30 minutos
b) Elija y desarrolle una opción completa, sin mezclar cuestiones de ambas. Indique,
claramente, la opción elegida.
c) No es necesario copiar la pregunta, basta con poner su número.
d) Se podrá responder a las preguntas en el orden que desee.
e) Puntuación: Cuestiones (nº 1, 2, 3 y 4) hasta 1,5 puntos cada una. Problemas (nº 5 y 6)
hasta 2 puntos cada uno.
f) Exprese sólo las ideas que se piden. Se valorará positivamente la concreción edn las
respuestas y la capacidad de síntesis.
g) Se podrán utilizar calculadoras que no sean programables.
OPCIÓN A
1. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Ácido sulfúrico
c) Metilbutano
a) H2SO4
d)
b) NaClO
Bi2O3
e) PH3
b) Hipoclorito de sodio
f) CH3NH2.
c) CH3 − CH − CH2 − CH3
|
d) oxido de bismuto (III) o trioxido de dibismuto
CH3
e) trihidruro de fósforo
f) metano amina.
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2. a) Represente la estructura de la molécula de agua mediante el diagrama de Lewis.
b) Deduzca la geometría de la molécula de agua mediante la teoría de Repulsión de Pares de
Electrones de la Capa de Valencia.
c) ¿Por qué a temperatura ambiente el agua es líquida mientras que el sulfuro de hidrógeno, de
mayor masa molecular, es gaseoso?.
2
2 4
1
a) Las estructuras electrónicas son: O: 1s 2s p e H: 1s . El átomo de oxígeno tiene que conseguir 2
-
-
-
-
e para completar su última capa con 8 e . Cada hidrógeno necesita 1 e para completar su capa con 2 e .
Hx +
••
• O•
••
+ xH
⇒
••
H•x O x• H
••
⇒
−
H − O− H
−
Se comparten 2 pares de electrones entre el átomo de oxígeno y cada uno de los átomos de hidrógeno.
Se obtienen así dos enlaces covalentes entre el oxígeno y cada uno de los hidrógenos.
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b) La teoría RPECV predice la geometría de una molécula teniendo en cuenta que los pares de e- de la
capa de valencia de un átomo se distribuyen de forma que estén lo más separados posibles. En el caso
del H2O el átomo central es el oxígeno que tiene dos pares de electrones
formando enlace con los hidrógenos y dos pares de e libres (no enlazados);
H
O
estos dos pares de e libres por repulsión electrónica cierra en ángulo de enlace
104’5º
entre el oxígeno y los hidrógenos, en el caso del agua este ángulo es de 104’5º y
no 109’5º que sería el ángulo ideal para la molécula que tuviera los cuatro pares
H
c)
de electrones enlazados
El agua a temperatura ambiente es líquida porque sus moléculas presentan bipolaridad y además
puentes de hidrógeno (el oxígeno es un átomo de pequeño tamaño y alta electronegatividad); esto hace
que las moléculas de agua adquieran una cierta ordenación y unión entre sus moléculas por ello es un
líquido.
El sulfuro de hidrógeno (H2S) no presenta puentes de hidrógeno y sus moléculas son más independientes
presentándose en estado gaseoso a pesar de tener mayor masa molecular.
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3. Considere el siguiente sistema en equilibrio:
+
CO2 (g)
C(s)
→
←
2 CO(g)
a) Escriba las expresiones de las constantes Kc y Kp.
b) Establezca la relación entre ambas constantes de equilibrio.
a) La expresión de las constantes sería:
Kc =
[CO(g)]2
[CO2 (g)]
Kp =
2
PCO
( g)
PCO2
En estas dos expresiones no están incluidas ni la concentración de C(s) ni la presión parcial de C(s) por
estar en estado sólido.
b) Si aplicamos la ley de los gases para el CO y CO2 tendremos:
PCO ⋅ V = nCO ⋅ RT
PCO2 ⋅ V = nCO2 ⋅ RT
⇒
⇒
n
PCO = CO ⋅ RT
V
PCO2 =
nCO2
V
⋅ RT
⇒
⇒
PCO = [CO]⋅ RT
PCO2 = [CO2 ]⋅ RT
Sustituyendo las presiones parciales en la expresión de Kp vista en el apartado anterior tendremos:
Kp =
2
PCO
( g)
PCO2
=
[CO(g)]2 ⋅ (RT )2 = [CO(g)]2 ⋅ RT = K ⋅ RT
c
[CO2 (g)]⋅ RT [CO2 (g)]
⇒
K p = K c ⋅ RT
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4. Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) La entalpía no es una función de estado.
b) Si un sistema realiza un trabajo se produce un aumento de su energía interna.
c) Si ∆H<0 y ∆S>0, la reacción es espontánea a cualquier temperatura.
a) FALSO. La entalpía o calor transferido en un proceso a presión constante es una función de estado
pues su variación depende sólo del estado final e inicial y no del camino recorrido para realizar un
proceso.
b) FALSO. Si un sistema realiza un trabajo debe hacerlo a expensas de la energía interna del sistema que
tendrá que disminuir, el Principio de Conservación de la Energía así nos lo explica; si el sistema realiza
trabajo tendrá que disminuir la energía interna para que el Principio se cumpla.
c) VERDADERO. Para que la reacción sea espontánea ∆G (energía libre de Gibbs) debe ser negativa
∆G=∆H-T·∆S; como ∆H<0 y el término T·∆S siempre será positivo pues ∆S>0 y T siempre es positivo;
como el término T·∆S está precedido de un signo negativo en su conjunto ∆G será negativo y, por tanto,
espontánea.
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5. El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno según:
HNO3 (ac ) + H2S(g)
→
NO(g) + SO 2 (g) + H2O(l)
a) Ajuste por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular.
b) Calcule el volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 700 mm de Hg y 60 ºC, necesario para
reaccionar con 500 mL de una disolución de ácido nítrico 0’5 M.
-1
-1
Dato: R=0’082 atm·L·K ·mol .
a)
5+
NO3 − + 3 e− + 4 H+
=
2+
NO + 2 H2O
(1)
S −2 − 6 e− + 2 H2O
=
4+
SO2 + 4 H+
( 2)
Si multiplicamos la ecuación (1) por dos para igualar el número de electrones y la sumamos a la ecuación
(2) tendremos que:
Forma iónica:
2 NO3− + S −2 + 4 H+
Forma molecular:
b)
=
2 NO + SO2 + 2 H2O
2 HNO3 (ac ) + H2S(g)
nº moles HNO3 = M ⋅ V(l) = 0,5
=
2 NO(g) + SO2 (g) + 2 H2O(l)
mol
⋅ 0,5 l = 0,25 mol
l
0,25 mol HNO3 ⋅
1 mol H2S
= 0,125 mol H2S en cn
2 mol HNO3
Con la ecuación de los gases pasamos a las condiciones del problema:
PV = nRT
⇒
V=
nRT 0,125 mol H2S ⋅ 0,082 atm ⋅ l / K ⋅ mol ⋅ 333 K
=
= 3,7 litros
1 atm
P
700 mmHg ⋅
760 mmHg
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6. a) Calcule la masa de NaOH sólido del 80 % de riqueza en peso, necesaria para preparar 250 mL
de disolución 0’025 M y determine su pH.
b) ¿Qué volumen de la disolución anterior se necesita para neutralizar 20 mL de una disolución de
ácido sulfúrico 0’005 M?.
Masas atómicas: Na=23; O=16; H=1.
a)
nº mol NaOH = M ⋅ V(l) = 0'025
6'25 ⋅ 10 −3 mol NaOH ⋅
mol
⋅ 0'250 l = 6'25 ⋅ 10−3 mol NaOH
l
40 g
= 0'25 g NaOH puro
1 mol
⇒
0'25 g NaOH puro ⋅
100
= 0'3125 g NaOH al 80% riqueza
80 g puro
Calculamos ahora el pH de la disolución.
NaOH
→
←
Na+
OH−
+
Como el NaOH es una base fuerte está totalmente disociada y la concentración de OH- coincide con la
concentración inicial de NaOH:
⎡OH− ⎤ = 0'025
⎢⎣
⎥⎦
b)
⇒
pOH = − log⎡OH− ⎤ = − log 0'025 = 1'6
⎢⎣
⎥⎦
2 NaOH + H2SO4
=
⇒
pH + pOH = 14
⇒
pH = 14 − 1'6 = 12'4
Na2SO4 + 2 H2O
La condición de neutralidad es:
Vb ⋅ Mb ⋅ nº protones aceptados
Vb ⋅ 0'025
mol
⋅1 =
l
=
20 ml ⋅ 0'005
Va ⋅ Ma ⋅ nº protones cedidos
mol
⋅2
l
⇒
Vb = 8 ml
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OPCIÓN B
1. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Dicromato de hierro (III)
manganeso (II)
a) Fe2(Cr2O7)3
c) Etanal
d) CaH2
b) MnSO4
e) HClO3
c)
f) ClCH2COOH
O
CH3-C
d) Hidruro de calcio (II)
b) Sulfato de
H
e) trioxoclorato (V) de hidrógeno o ácido clórico.
F) cloro etanoico.
--------------- 000 ---------------
2. Si consideramos los compuestos C6H6 y C2H2, razone de las siguientes afirmaciones cuáles son
ciertas y cuáles falsas:
a) Los dos tienen la misma fórmula empírica.
b) Los dos tienen la misma fórmula molecular.
c) Los dos tienen la misma composición centesimal.
a) Verdadero, pues la relación de combinación entre los átomos de carbono e hidrógeno coinciden.
b) Falso. Son compuestos diferentes cuyas moléculas en uno consta de 12 átomos (6 de carbono y 6 de
hidrógeno) y en el otro 4 átomos (2 de carbono y 2 de hidrógeno); además sus masas molares serán
distintas.
c) Verdadero. En los dos hay la misma relación entre los átomos de carbono e hidrógeno, por tanto, será
igual la relación porcentual en masas de carbono e hidrógeno.
--------------- 000 ---------------
3. El número de electrones de los elementos A, B, C, D y E es 2, 9, 11, 12 y 13, respectivamente.
Indique, razonando la respuesta, cuál de ellos:
a) Corresponde a un gas noble.
b) Es un metal alcalino.
c) Es el más electronegativo.
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a) El elemento A pues en su configuración electrónica se observa que tiene su primera y última capa
completa de electrones; es el Helio.
b) El elemento C pues en su configuración electrónica se observa un solo electrón en el orbital s de la
tercera y última capa; esto es característico de los alcalinos; en concreto se trata del sodio.
c) El elemento B. La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo de un elemento de atraer
hacia sí el par de electrones compartidos al enlazarse con otro átomo. Esto le ocurre al átomo B que tiene
siete electrones en su última capa y tiene tendencia a compartir con otro elemento un electrón para así
-
completarla con 8 e .
--------------- 000 ---------------
4. a) Justifique, mediante la teoría de Brönsted-Lowry, el carácter ácido, básico o neutro que
2presentarán las disoluciones acuosas de las siguientes especies: NH3 , CO3 y HNO2.
b) Describa el procedimiento y el material necesario para llevar a cabo la valoración de una
disolución acuosa de HCl con otra de NaOH.
a) Esta teoría nos dice que ácido es toda sustancia capaz de ceder protones y base es toda sustancia
capaz de aceptar protones, por tanto:
NH3
+
H2O
=
NH4OH
→
←
NH4+
OH−
+
Como se puede observar en la disociación el NH3 pasa a NH4+, es decir, capta un protón, por tanto, es
una base.
CO32−
+
H2O
→
←
HCO3−
OH−
+
El CO32- es una base, en su disolución acuosa acepta protones pasando a HCO3-.
HNO2
+
H2O
→
←
NO2−
+
H3O+
El HNO2 es un ácido, en su disolución acuosa cede protones pasando a NO2-.
b) Para valorar una disolución acuosa de HCl con otra de NaOH, tomamos un volumen Vb adecuado de
disolución de NaOH cuya concentración queremos calcular, a continuación lo echamos en un frasco
erlenmeyer y añadimos un indicador adecuado.
En una bureta disponemos la disolución de HCl cuya concentración conocemos, lentamente lo vertemos
sobre la base hasta el preciso instante que cambie de color el indicador.
Cuando se ha alcanzado la neutralización se puede calcular la concentración de la base aplicando la
condición de neutralización:
Va ⋅ Ma ⋅ nº protones cedidos = Vb ⋅ Mb ⋅ nº protones aceptados
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5. En un matraz, en el que se ha practicado previamente el vacío, se introduce cierta cantidad de
NaHCO3 y se calienta a 100 ºC. Sabiendo que la presión en el equilibrio es 0’962 atm, calcule:
a) La constante Kp para la descomposición del NaHCO3, a esa temperatura, según:
2 NaHCO3 (s)
→
←
Na2CO3 (s) + H2O(g) + CO2 (g)
b) La cantidad de NaHCO3 descompuesto si el matraz tiene una capacidad de 2 litros.
-1
-1
Datos: R=0’082 atm·L·K ·mol . Masas atómicas: Na=23; C=12; O=16; H=1.
a) En los equilibrios con componentes en fase sólida y fase gaseosa, las constantes de equilibrio se
refieren sólo a las sustancias gaseosas.
K p = PH2O ⋅ PCO2 = 0,481⋅ 0,481 = 0,231
Las presiones parciales de H2O(g) y CO2(g) son iguales por haber el mismo número de moles de cada
uno, por tanto, la mitad de la presión total será de 0,481 atm.
b)
MNaHCO3 = 23 + 1 + 12 + 16 ⋅ 3 = 84 g / mol
El número de moles que se obtienen de CO2(g) o H2O(g) será:
nº molesCO2 =
PCO2 ⋅ V
R⋅T
=
0,481 atm ⋅ 2 l
= 0,031 moles
atm ⋅ l
0,082
⋅ 373 K
K ⋅ mol
Como la relación entre el NaHCO3 y el CO2 es de 2 a 1 (según los coeficientes estequiométricos) se
descomponen 2 moles de NaHCO3 por cada 1 de CO2
0,031 mol CO2 ×
2 mol NaHCO3 84 g
×
= 5,28 g NaHCO3
1 mol CO2
1 mol
--------------- 000 ---------------
6. Sabiendo que las entalpías de formación estándar del C2H5OH(l), CO2(g) y H2O(l) son,
respectivamente, -228, -394 y -286 kJ/mol, calcule:
a) La entalpía de combustión estándar del etanol.
b) El calor que se desprende, a presión constante, si en condiciones estándar se queman 100 g de
etanol.
Masas atómicas: C=12; O=16; H=1.
a)
C2H5OH(l)
+
3 O2 (g)
=
2 CO2 (g)
+
3 H2O(l)
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∆HRe acción = ∑ ∆H0f (productos )
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−
∑ ∆H0f (reactivos ) = 2 mol ⋅ ( −394)
kJ
kJ ⎡
kJ ⎤
+ 3 mol ⋅ ( −286 )
− 1 mol ⋅ ( −228 )
=
mol
mol ⎢⎣
mol ⎥⎦
= −788 kJ − 858 kJ + 228 kJ = −1418 kJ
Por convenio, la entalpía de cualquier elemento es cero, por eso no se considera el oxígeno.
b)
MC2H5OH = 2 ⋅ 12 + 6 ⋅ 1 + 16 = 46 g / mol
100 g e tan ol ×
1 mol
kJ
× ( −1418
) = −3082,6 kJ
46 g
mol
El calor es desprendido por ser la entalpía negativa.
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