examen-junio-2021-resuelto.pdf
cmg26
Química
1º Grado en Ingeniería Electrónica Industrial y Automática
Escuela de Ingeniería Industrial y Aeroespacial de Toledo
Universidad de Castilla-La Mancha
Reservados todos los derechos.
No se permite la explotación económica ni la transformación de esta obra. Queda permitida la impresión en su totalidad.
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Problema 1. Si se ilumina una superficie metálica con una radiación de longitud de onda λ = 200 nm, el
potencial de frenado/corte de los fotoelectrones es 2 V (es decir se coloca una placa metálica frente al cátodo
y se aplica esta diferencia de potencial entre ella y el cátodo para que no lleguen electrones a la placa), mientras
que, si la longitud de onda es λ = 240 nm, éste se reduce a 1 V.
a) ¿Por qué el voltaje aplicado en el segundo caso es menor? Determina cual es la energía cinética de los
fotoelectrones en ambos casos. (5,5 puntos)
b) Calcula la frecuencia umbral del metal. (4,5 puntos)
a)
El potencial de frenado de los electrones es el potencial que hay que aplicar para conseguir que los electrones no
lleguen al ánodo. El voltaje que hay que aplicar en el segundo caso es menor ya que al ser la longitud de onda
más larga, es una radiación menos energética y por tanto habrá menos exceso de energía al arrancar el fotoelectrón
del metal y por tanto tendrá menos energía cinética que hay que frenar con el voltaje.
1,5 puntos
Ec = e·V
Para 1 = 200 nm
Ec1 = 1,602·10−19·2 = 3,204·10−19 J
2 puntos
Para 2 = 240 nm
Ec2= 1,602·10−19·1 = 1,602·10−19 J
2 puntos
b)
𝐸 = 𝑊0 + 𝐸𝑐
ℎ·𝑐
= ℎ · 𝜈0 + 𝐸𝑐
𝜆
Para 1 = 200 nm
6,626 · 10−34 · 3 · 108
= 6,626 · 10−34 · 𝜈0 + 3,204 · 10−19
200 · 10−9
Para 2 = 240 nm
6,626 · 10−34 · 3 · 108
= 6,626 · 10−34 · 𝜈0 + 1,602 · 10−19
240 · 10−9
𝝂𝟎 = 𝟏, 𝟎𝟏𝟔𝟒𝟓 · 𝟏𝟎𝟏𝟓 𝒔−𝟏
2 puntos
𝝂𝟎 = 𝟏, 𝟎𝟎𝟖𝟐𝟐 · 𝟏𝟎𝟏𝟓 𝒔−𝟏
2 puntos
Haciendo la media: 0 = 1.012·1015 s-1
0,5 puntos
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Problema 2. Sean las constantes de equilibrio (Kp) a 1565 K para las reacciones 2H2O(g) ⇄ 2H2(g) + O2(g)
y 2CO2(g) ⇄ 2CO(g) + O2(g) respectivamente 1,6·10−11 atm y 1,3·10−10 atm. Determinar:
a) Las constantes de equilibrio Kp y Kc del equilibrio CO(g) + H2O(g) ⇄ H2(g) + CO2(g) (4 puntos)
b) La concentración de todas las especies presentes en el equilibrio CO(g) + H2O(g) ⇄ H2(g) + CO2(g) si
en un recipiente de 1 litro se introducen 0,1 moles de CO y 0,1 moles de H2O y la mezcla se calienta a 1565 K.
(4 puntos)
c) Si la presión parcial del CO se reduce, ¿qué le ocurre le ocurre a la presión parcial del CO2? Y si la
concentración de H2O se reduce, ¿qué le ocurre a la constante de equilibrio de la reacción? (2 puntos)
a)
2H2O(g) ⇄ 2H2(g) + O2(g)
Kp1
2H2O(g) ⇄ 2H2(g) + O2(g)
Kp1
2CO2(g) ⇄ 2CO(g) + O2(g) Kp2
2CO(g) + O2(g) ⇄ 2CO2(g)
1/Kp2
2CO(g) + 2H2O(g) ⇄ 2H2(g) + 2CO(g)
Kp1/Kp2
CO(g) + H2O(g) ⇄ H2(g) + CO(g)
(Kp1/Kp2)1/2
2 puntos
CO(g) + H2O(g) ⇄ H2(g) + CO2(g)
Kp = (Kp1/Kp2)1/2 = (1,6·10−11/1,3·10−10)1/2 = 0,35
Kp = Kc(RT)n y como n = 0
Kc = Kp = 0,35
2 puntos
b)
moles
CO(g) + H2O(g) ⇄ H2(g) + CO2(g)
iniciales
0,1
0,1
0
0
equilibrio
0,1−x
0,1−x
x
x
1 punto
𝑥 𝑥
·𝑉
[𝐻2 ][𝐶𝑂2 ]
𝑥2
𝑉
𝐾=
=
=
= 0,35
[𝐻2 𝑂][𝐶𝑂] 0,1 − 𝑥 · 0,1 − 𝑥 (0,1 − 𝑥)2
𝑉
𝑉
0,65x2 + 0,07x – 0,0035 = 0
x1 = 0,03717
1,857x2 + 0,2x – 0,01 = 0
x2 = –0,1448
1 punto
1 punto
equilibrio
CO(g) + H2O(g) ⇄ H2(g) + CO2(g)
moles
0,0628
0,0628
0,0372
0,0372
concentración (M) 0,0628
0,0628
0,0372
0,0372
1 punto
c)
la presión parcial del CO2 disminuye
1 punto
a la constante de equilibrio de la reacción no le ocurre nada.
1 punto
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Problema 3. Por una cuba electrolítica, que contiene una disolución acuosa de AuCl3 y HCl, se hace circular
una corriente eléctrica de 10 amperios durante un día, mediante unos electrodos inertes.
a) Realizar un esquema del dispositivo explicando su funcionamiento. (8 puntos)
b) Calcular la masa de las sustancias que se depositan o desprenden en los electrodos. (2 puntos)
Pat (H) = 1
Pat (O) = 16
Pat (Cl) = 35,5
Pat (Au) = 197
3+
+
E° (Au /Au) = +1,52
E° (H /H2) = +0,00 E° (O2/H2O) = +1,23 E° (Cl2/Cl−) = +1,36
a)
− Cátodo
+ Ánodo
Reducción
Oxidación
Au3+ + 3e− ⎯⎯→ Au
+1,52
2H2O ⎯⎯→ O2 + 4H+ + 4e− ─1,23
2H+ + 2e− ⎯⎯→ H2
+0.00
2Cl− ⎯⎯→ Cl2 + 2e− ─1,36
3 puntos
3 puntos
2 puntos
b)
m=
m=
m=
Pm∙I∙t
n∙96500
197∙10∙3600·24
= 587,9 g Au
3∙96500
32∙10∙3600
4∙96500
= 71,6 g O2
1 punto
1 punto
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Problema 4. Para la siguiente reacción a 25 ºC,
CS2(l) + 3Cl2(g) ⇄ CCl4(l) + S2Cl2(l)
Calcular:
a) La variación de entalpía. (2 puntos)
b) La variación de entropía. (2 puntos)
c) La variación de energía interna. (2 puntos)
d) La variación de la energía libre. (2 puntos)
e) Deducir el rango de temperaturas en el que la reacción es espontánea. (2 puntos)
compuesto
CS2(l)
Cl2(g)
CCl4(l) S2Cl2(l)
ΔHFº
kJ/mol
89,7
0
−135,4
−58,5
S Fº
J/mol·K
131,0
223,0
214,5
83,7
CS2(l) + 3Cl2(g) ⎯⎯⎯→ CCl4(l) + S2Cl2(l)
a)
ΔH0 = Σa·ΔHf0 (productos) – Σb·ΔHf0 (reactivos)
ΔH0 = ΔHf0 CCl4 + ΔHf0 S2Cl2 − ΔHf0 CS2 − 3·ΔHf0 Cl2
ΔH0 = (−135,4) + (−58,5) − (89,7) − 3·(0) = −283,6 kJ/mol
2 puntos
b)
S0R = aS0f (productos) − bS0f (reactivos)
ΔS0 = Sf0 CCl4 + Sf0 S2Cl2 − Sf0 CS2 – 3·Sf0 Cl2
ΔS0 = (214,5) + (83,7) − (131) − 3·(223) = −501,8 J/mol·K
2 puntos
c)
Qp = Qv + n(g)RT
−283,6 = U0 + (0+0−0−3)·8,314·10−3·298
H0 = U0 + n(g)RT
U0 = H0 = −276,2 kJ/mol
2 puntos
d)
G0 = H0 −TS0
G0 = −283,6−298·(−501,8)·10−3 = −134,1 kJ/mol
2 puntos
e)
G0 > 0
a 298 K es espontánea
−283,6−T·(−501,8)·10−3 < 0
H0 − TS0 < 0
espontánea para T < 565 K
2 puntos
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Problema 5.
a) Se desea preparar 1 L de disolución de HCl de pH = 1. Determinar qué volumen hay que tomar de un frasco
cuya etiqueta muestra las siguientes indicaciones: ácido clorhídrico 37%, densidad: 1,18 g/cm3 (20 ºC), peso
molecular: 36,46 g/mol. (5 puntos)
b) Sabiendo que Kb(NH3) = 1,77·10−5, calcular el pH de una disolución de NH4NO3 0,1 M. ¿Cuál sería el pH
si esta disolución se mezcla con el mismo volumen de una disolución de 0,1 M en NH3? (5 puntos)
pH = 1
[H+] = 10−1
[HCl]0 = 10−1
𝑀=
n = M·V = 10−1·1 = 10−1 mol = 10−1·36,46 = 3,646 g
𝑟 · 𝑑 1180 · 0,37
=
= 11,97 𝑀
𝑃𝑚
36,46
M 1 × V1 = M2 × V2
37 g HCl
3,646 g
100 g disolución
x
d = m/V
V = m/d = 9,854/1,18 = 8,35 mL
11,97 × V1 = 10−1 × 1000
x = 9,854 g
V1 = 8,35 mL
5 puntos
b1)
NH4NO3 + H2O → NH4+ + NO3−
0,1
0
0
0
0,1
0,1
𝐾ℎ =
NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O+
0,1
0
0
0,1 -x
x
x
𝐾𝑤 [𝑁𝐻3 ][𝐻3 𝑂+ ]
𝑥·𝑥
𝑥2
10−14
=
=
=
𝐾𝑏
[𝑁𝐻4+ ]
0,1 − 𝑥 0,1 1,77 · 10−5
x = [H3O+] = 7,52·10−5
pH = 5,12
2,5 puntos
b2)
𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔
[á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜]
0,1
= − log(1,77 · 10−5 ) + 𝑙𝑜𝑔
= 4,75
[𝑏𝑎𝑠𝑒]
0,1
pH = 14 – 4,75 = 9,25
2,5 puntos
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CUESTIONES:
1) Los niveles de energía están más cercanos entre sí cuanto menor es el número cuántico " l ". Falso
los niveles de energía están más cercanos entre sí cuanto mayor sea el número cuántico “ n ”.
2) El espectro de absorción del Br y el Cl son iguales ya que ambos son halógenos. Falso
el espectro de absorción es característico (huella dactilar) para cada átomo.
3) Los números cuánticos (3,1,2) son imposibles para un electrón en un átomo. Verdadero
para l = 1, ml sólo puede valer −1, 0, +1.
4) De Broglie propuso que, igual que la luz tiene propiedades corpusculares, también la materia tiene una
naturaleza ondulatoria con una longitud de onda. Verdadero
eso es lo que dice el principio de Broglie.
5) El principio de Heisenberg afirma que un electrón no puede tener iguales los cuatro números cuánticos.
Falso
eso es el principio de exclusión de Pauli
6) El valor del número cuántico de spin está relacionado con el tamaño del orbital. Falso
el tamaño del orbital está relacionado con el número cuántico principal “ n ”
7) El Na+, Mg+2 y el Al+3 son isoelectrónicos. Verdadero
los tres tienen la configuración electrónica del Ne 1s22s22p6
8) Na < Cs < H < F < N está ordenados por orden creciente de electronegatividad. Falso
el F es el más electronegativo de todos
9) De entre los siguientes elementos: Ge, Sr, Br, Ca y As, el átomo más pequeño es el Br y el de mayor tamaño
el Sr. Verdadero
el Sr es el único átomo con configuración electrónica en el nivel 5 y además muy a la izquierda y los otros
elementos son del periodo 4 y el radio atómico disminuye hacia arriba y la derecha.
10) El CsCl es más duro que el KCl. Falso
la dureza en compuestos iónicos como estos depende de la energía reticular y en este caso ambos los iones
tienen la misma carga, pero el Cs es más grande que el K por lo que la U será mayor para el KCl.
11) La molécula de CO2 es apolar. Verdadero ya que su estructura de Lewis es:
NE = 2, ps = 0 luego es una molécula lineal y su momento dipolar es nulo.
12) El Be y el Ne son diamagnéticos. Verdadero
un átomo diamagnético es aquel que tiene todos los electrones apareados y ocurre en ambos casos.
13) Es de esperar que el CH3OH y el C8H18 sean miscibles entre sí. Falso
aunque ambos son de naturaleza orgánica el C8H18 es apolar mientras que el CH3OH es polar.
14) Como la presión de vapor del etanol a una determinada temperatura es mayor que la del agua, su
temperatura de ebullición también será superior. Falso
la Tebullición disminuye al aumentar la Pvapor
15) El vapor obtenido en una destilación es más rico en el componente menos volátil que el líquido original.
Falso
en una destilación el vapor se enriquece en el componente más volátil.
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16) Cuanto mayor sea el valor de la entalpía de vaporización de una sustancia mayor es en general la presión
de vapor de dicha sustancia. Falso
cuanto mayor sea la entalpía se requiere más energía para que las moléculas pasen a fase gaseosa y por
tanto tendrán menor presión de vapor.
17) Si una determinada cantidad de agua a 90 ºC se mezcla con otra cantidad de agua a 80 ºC, la temperatura
final es 85 ºC. Falso
solo esto es cierto si la cantidad de agua en ambos casos es igual.
18) Cuando se revierte una reacción el signo de la entalpía, energía interna, energía libre de gibbs y entropía
cambia. Verdadero
son funciones de estado
19) Si tenemos una representación del ln K (siendo K la constante de equilibrio) frente al inverso de la
temperatura en Kelvin (1/T), de la ordenada en el origen de esa representación podemos obtener la variación
de entropía de ese proceso. Verdadero
ecuación de Claussius Clapeyron
20) Para saber si un proceso es espontáneo hay que conocer su entalpía y entropía. Así, si el proceso es
exotérmico, y en el proceso se producen a partir de gases una gran cantidad de líquidos, el proceso será
siempre espontáneo. Falso
dependerá de la temperatura
21) Para la reacción:
3 H2(g) + N2(g) ⇌ 2 NH3(g) + calor
las mejores condiciones para producir productos son: alta temperatura y baja presión. Falso
la temperatura alta desplaza el equilibrio hacia los reactivos al igual que la presión baja.
22) Considérese el equilibrio: A + 2B ⇌ 2C Kc = 210 Se añade inicialmente 0.1 mol de A y 0.1 mol de B
en un recipiente de 1 litro. En el equilibrio se cumplirá [A] < [B]. Verdadero
si se inicia con igual concentración de A y B, por estequiometría el consumo de B es el doble del de A
23) La adición de un catalizador a una reacción hace que la energía de activación disminuya en la reacción.
Verdadero
ese es el efecto de los catalizadores
24) En la combustión del metano: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2 H2O (g)
el reactivo que desaparece más rápidamente es el metano. Falso
estequiométricamente desaparece más rápido el O2
25) Para la reacción:
A + 3B → 2C
la velocidad de desaparición de B es 3/2 de la velocidad de producción de C. Verdadero
ya que vB = −1/3 d[B]/dt, vC = −1/2 d[C]/dt, y como vB = vC d[B]/dt = 3/2d[C]/dt
26) Si se agrega un catalizador que disminuye la energía de activación en 20 kJ/mol, y simultáneamente la
temperatura disminuye en 20 K, la velocidad de la reacción disminuirá. Falso
porque el descenso de la energía de activación de 20 kJ/mol aumentará más la constante que el descenso
de la constante debido al descenso de temperatura de 20 K.
27) Un ácido fuerte es una sustancia con una base conjugada débil. Falso
tiene una base conjugada muy, muy débil que no sufre hidrólisis
28) El pH de una mezcla estequiométrica de amoniaco (NH3) y ácido clorhídrico es pH > 7. Falso
si tenemos una mezcla estequiométrica se formará la sal NH4Cl, sal ácida de catión ácido (NH4+) y anión
neutro (Cl−). Procede de ácido fuerte y base débil.
29) El líquido con mayor tensión superficial es el mercurio dado que las fuerzas intermoleculares que unen sus
átomos son muy fuertes. Falso
lo que une sus átomos no son fuerzas intermoleculares sino enlaces de tipo metálico.
30) En esta reacción: 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
el hierro se oxida perdiendo electrones y el oxígeno se reduce ganando electrones. Verdadero
el Fe pasa a Fe3+ y cediendo electrones y el oxígeno pasa de O2 a O2− ganando electrones.
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