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Pruebas de Acceso a la Universidad

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año 2002

Junio Junio Junio Junio Junio Junio Junio Septiembre Septiembre Septiembre Septiembre Septiembre Septiembre Septiembre

PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD L.O.G.S.E.

JUNIO 96 PROPUESTA I

1. De los siguientes elementos: H, S, Li, Na, F a) ¿Cuál tiene la menor energía de ionización? ¿Por qué?; b) ¿Cuál es el más electronegativo? ¿Por qué?;c) Comentar el tipo de enlace que se forma entre F y Na, así como entre H y S.

2. Explica razonadamente cuáles son las condiciones óptimas de presión, temperatura y concentración que son más favorables y producen el máximo rendimiento en el proceso industrial de obtención de amoníaco según la reacción de equilibrio: N2(g) + 3H2(g) <-------> 2NH3(g) DHº < 0 1.

3. Nombrar o formular, según corresponda, las siguientes especies químicas:

a) Cu2+; ClO3-; H2SO4 ; CH3-CH2-O-CH3 ; CH3-CO-CH3

b) Cloruro de Nitrógeno (III), Hidróxido de Calcio, 2-Hidroxipentanal, Ácido butanoico y Propano.

4. En la fermentación de la glucosa (C6H12O6) se obtiene etanol (C2H5OH) y CO2. Si la entalpía de combustión de la glucosa es de –15.63 kJ/g y la del etanol es de –29.72 kJ/g, a) Calcular la entalpía de reacción de la fermentación de la glucosa. b) Calcular la energía puesta en juego en la combustión de 90 g de glucosa.

5. Se dispone de una disolución de HNO3 al 2% de riqueza y cuya densidad es 4.3 10-2

g/ml. a) Calcular el pH de dicha disolución. b) ¿Cuántos gramos de la disolución anterior necesitaríamos para preparar 250 g de disolución de HNO3 al 1% de riqueza?

PROPUESTA II

1. Dadas las moléculas: CH4, CH2=CH2 y CHºCH, indicar los orbitales híbridos que presentan, tipos de enlace y geometría de dichas moléculas, justificando las respuestas.

2. Un átomo tiene de número atómico 38 y tiene 50 neutrones en su núcleo. Indicar: a) el número de protones; b) el número másico; c) el número de electrones; d) su configuración electrónica; e) los cuatro números cuánticos de su electrón diferenciador (el más energético).

3. Nombrar o formular, según corresponda, los siguientes compuestos químicos:

a) K2MnO4; HClO4; CH3OH; CH3-COONa; CH3-CH=CH-CH2-CH3

b) Peróxido de Litio, Óxido de Hierro (II), Sulfuro de Sodio, Butanona y Propino.

4. A la temperatura de 400ºC se mezclan 0.062 moles de H2 (g) y 0.042 moles de I2 (g). Al establecerse el equilibrio se forman 0.076 moles de HI(g). a) Calcular Kc. b) Sabiendo

que la reacción es exotérmica, deducir hacia dónde se desplazará el equilibrio si: i) La Tª aumenta; ii) La presión disminuye; iii) Aumentamos la concentración de I2 (g).

5. Dada la ecuación redox KMnO4 + K2SO3 + HCl -------> MnO2 + K2SO4+ KCl + H2O 1.

a) Deduce razonadamente la sustancia oxidante y la reductora, la que oxida y la que se reduce.

b) Escribe y ajusta las semirreaciones de oxidación-reducción y la reacción global.

MASAS ATÓMICAS: C = 12; H = 1.0; O = 16; N = 14;I = 127

SEPTIEMBRE 96PROPUESTA I

1. a) Indicar todos los factores que pueden alterar un equilibrio químico y el modo en que lo hacen. b) Decir si son correctas, o no, las siguientes afirmaciones, razonando las respuestas: i. “Una reacción espontánea siempre alcanza rápidamente el equilibrio”; ii. “Una reacción lenta nunca es espontánea”.

2. Dadas las sustancias HF, CaCl2, Ag, KI y H2S. a) Clasificarlas según el tipo de enlace que presentan sus moléculas. b) ¿Qué estado de agregación sería previsible para ellos a temperatura ambiente?


a) CO32-, H3PO4, CH3-CHOH-CH2–CH3, CH3-CºN; CH3-CH2-COONa.

b) Hidróxido de Plomo (II), Peróxido de Potasio, Óxido de Hierro (III), Ácido propanoico y Etilmetiléter (metoxietano).

4. Dada la reacción: I2 + KMnO4 + H2SO4 -------> KIO3 + MnSO4 + H2O: a) Ajustar por el método del ión – electrón e indicar la sustancia oxidante y la reductora. b) Sabiendo que Eºred (MnO4

-/Mn2+) = 1.52 V y Eºred (IO3-/I2 )= 1.20 V, justifíquese el sentido

espontáneo de la reacción anterior.

5. A 300 ml de NaOH 0.2 M se le añaden 500 ml de HCl 0.1 M ¿Cuál será el pH de la disolución resultante si se mezclaran cantidades estequiométricas de HCl y NaOH? Razona las respuestas.

PROPUESTA II

1. a) Teniendo en cuenta su estructura electrónica, trata de explicar la tetracovalencia del carbono.

b) Justifica por qué el carbono, combinado solamente con unos pocos elementos, H, O y N es capaz de formar gran cantidad de compuestos (se conocen más de un millón) diferentes.

2. Algunos de los gases liberados por la chimenea de una central térmica, en determinadas condiciones atmosféricas, se transforman en otras sustancias, constituyendo la denominada lluvia ácida.

a) Explica lo que ocurre, desde un punto de vista químico en la formación de la lluvia ácida.

b) ¿Cuáles son sus principales efectos? ¿Cómo se pueden reducir estas emisiones?

3. Nombrar o formular, según corresponda, las siguientes compuestos químicos:

a) CaI2, NH4 ClO3, NaHSO4, CH3-CHOH-CHOH-CH2-CH3, CH3-O-CH3

b) Hidróxido de Plata (I), Óxido de Estaño (IV), Ácido hexanoico, 2-Pentanona y 3-Aminoheptanal.

4. Las entalpías estándar de formación del CO2 (g) y del H2O(l) son respectivamente, -393 y –286 kJ/mol y la entalpía estándar de combustión del etanal (l), C2 H4 O (l), -1164 kJ/mol. a) Calcular la entalpía de formación del etanal; b) ¿Cuántos Julios se producen por mol de oxígeno usado? c) ¿Cuántos Julios se generan cuando se quema un gramo de etanal? Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.0

5. Sabiendo que Eºred ( Ag+/Ag) = 0.80 V y Eºred (Ni2+/Ni) = -0.28 V, a) ¿Podría construirse una pila con ambos electrodos? En caso afirmativo, hacer un esquema de la misma. b) ¿Qué electrodo actúa de ánodo y cuál de cátodo?; c) ¿Cuál es la fuerza electromotriz de la pila? d) Indicar las semireacciones en cada electrodo y la reacción global.

JUNIO 97PROPUESTA I

1. Dados los compuestos 2-metilbutano y 2-pentanona: a) ¿Qué tipo de isómeros crees que puede presentar cada uno de ellos? Justifica la respuesta; b) Escribe todos los isómeros que puede presentar.

2. Justificar si es posible o no, que existan electrones con los siguientes números cuánticos: a) (2, -1, 1, ½); b) (3, 1, 2, ½); c) (2, 1, -1, ½); d) (1, 1, 0, -½).

3. Nombrar o formular, según corresponda, las siguientes especies químicas: a) HCO3 -; PH5 ; H2O2;CH3 COCH2COOH; CH3-CºCCH2CH3 ; b) Hidróxido de Aluminio; Sulfuro de Bario; 2-hidroxipentanal; 1,3-pentadieno; Propanonitrilo.

4. En un matraz de 1.5 l en el que se ha hecho el vacío, se introducen 0.08 moles de N2 O4 y se calienta a 35º. Parte del N2 O4 se disocia en N O2 según : N2 O4 (g) <------> 2 NO2 (g). Cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es de 2.27 atm. Calcular: a) el grado de disociación; b) el valor de Kc ; c) la presión parcial del N O2 en el equilibrio.

5. Tenemos una pila formada por un electrodo de Ni2+ /Ni y otro de Zn2+ /Zn cuyos potenciales estándar de reducción son, respectivamente, -0.25 V y –0.763 V. a) Justificar la reacción espontánea que se produce y f.e.m. estándar que genera; b) Hacer un esquema de dicha pila. ¿Para qué sirve el puente salino? ¿En qué sentido circulan los e-? ¿Por qué?

PROPUESTA II

1. a) Dibujar un esquema de una cuba electrolítica: indicar sus elementos constitutivos y explicar la función que desempeña cada elemento en el proceso electrolítico. b) ¿Qué nos dicen las leyes de Faraday sobre el proceso?

2. Para las moléculas CH4 , C2H4 y C2H2, justificar: a) su geometría; b) los enlaces s y p que se presentan en estas moléculas, indicando qué átomos, y qué orbitales de cada uno de ellos, son los que intervienen.

3. Nombrar o formular, según corresponda, las siguientes especies químicas: a) HSO4

- ; K2O2 ; CH2 = CHCOCH2CH3 ; CH3CH2COOH; b) Óxido de Plata (I); Hidróxido de Sodio; Fluoruro de Estroncio; 3,5-Octadieno; 3-aminohexanal.

4. Se mezclan 25 ml de HCl 0.3 M y 35 ml de NaOH 0.4 M. a) ¿Cuál es el pH de la mezcla resultante; b) ¿Qué volumen de HCl necesitaríamos para que el pH de la mezcla resultante fuese igual a 7?

5. Para una determinada reacción a 25ºC los valores de DHº y DSº son respectivamente 10.5 kJ y 30.0 J/grado. a) Justificar numéricamente si la reacción será espontánea o no; b) ¿Es una reacción exotérmica? ¿Por qué? Razonar si los valores de DHº y DSº favorecen, o no, que la reacción sea espontánea. Justificar si se produce, o no, un aumento del orden en esta reacción.

DATOS: R= 0.08206 atm.l/mol.K

SEPTIEMBRE 97 PROPUESTA I

1. Justificar si son correctas, o no, las siguientes afirmaciones: a) En una reacción química DG puede ser positiva o negativa, pero nunca puede ser cero; b) DG es independiente de la temperatura. c) Cuando DG es negativo y muy grande, la reacción es muy rápida. D) Cuando DG es negativo, la reacción es espontánea.

2. a) Ajustar, por el método ión-electrón, la siguiente ecuación química:

K2Cr2 O7 + HCHO + H2SO4-------> Cr2 (SO4) 3 + HCOOH + K2SO4 + H2O

a) ¿Cuál es la especie oxidante? ¿Cuál es la especie reductora? ¿Por qué?

3. Nombrar o formular, según corresponda, las siguientes especies químicas: a) H2PO4

-; FeCl3 ; NaMnO4 ; CH3CH2NH2 ; CH3COCH2COOH ; b) Peróxido de Litio; Sulfuro de Hidrógeno; 2,3-dimetilhexanal; 2-penteno; 1,3-pentanodiol.

4. A cierta temperatura se ha estudiado el equilibrio:

2 NOCl (g)-------> 2NO (g) + Cl2 (g)

En un recipiente de 2 l de capacidad se introducen dos moles de cada una de las tres sustancias. Una vez alcanzado el equilibrio se analiza el contenido encontrándose que la concentración de NOCl es de 0.8 moles/l. a) Calcular el grado de disociación; b) Calcular Kc.

5. Cuando se queman 1.500 g de un compuesto orgánico (formado exclusivamente por C, H y O) con la cantidad suficiente de Oxígeno, se obtienen 3.567 g de CO2 y 1.824 g de agua como únicos productos. a) ¿Cuántos moles y gramos de C, H y O hay en el compuesto original; b) ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto?.

PROPUESTA II

1. Para los elementos 3919X y 80

35Y, indicar: a) Configuración electrónica y posición en el Sistema Periódico; b) Números cuánticos de uno de los e- de su capa más externa y tipos de enlace entre Y-Y, X-X y X-Y.

2. a) Explica en qué consiste el efecto invernadero, ¿Cuál es su origen y sus consecuencias?; b) Como alternativa a la gasolina se ha experimentado en algunos vehículos con otros combustibles, entre ellos gas butano, C4H10, y etanol, C2H6O. Escribe la reacción de combustión de ambas sustancias y determina, si se queman masas iguales de butano y etanol, cuál de ellos contribuye más al efecto invernadero.

3. Nombrar o formular, según corresponda, las siguientes especies químicas: a) F -; NaHCO3 ; CH3 CHOHCH3 ; HCHO; CH3 CH2–O-CH3 ; b) Óxido de Plomo (IV); Hidróxido de Cobre (II); Cloruro de Níquel (II); Etanoato de metilo; Ácido propanoico.

4. Se tiene una disolución de ácido acético, CH3COOH, cuya riqueza es del 80% y cuya densidad es 1.34 g/ml. a) Se toman 10 ml de la disolución indicada anteriormente y se diluyen hasta conseguir 100 ml de disolución, ¿cuál es el pH de esta disolución final?; b) ¿Qué volumen de la disolución de CH3COOH (80 % y 1.34 g/ml) necesitaríamos para neutralizar 250 ml de una disolución de NaOH 3.5 M? Ka (CH3COOH) = 1.85 10-5

5. Dados los potenciales estándar de reducción: Cr3+ /Cr = -0.74 V y Cu2+/Cu = 0.337 V, a) ¿Cuál sería la reacción espontánea en una pila formada por estos dos electrodos? ¿Por qué?; b) ¿En qué sentido, y por dónde, circulan los electrones? ¿Cuál es el cometido del puente salino?

Masas atómicas: C = 12.0; H = 1.01; O=16.0

JUNI0 98 PROPUESTA I

1. Dado el equilibrio: NH3 (g) <-------> ½ N2 (g) + 3/2 H2 (g), cuyo DH = 92.4 kJ, justificar si son verdaderas, o falsas, las siguientes afirmaciones:

a) Al aumentar la temperatura se favorece la formación de NH3.

b) Un aumento de la presión favorece la formación de H2.

c) Esta reacción será espontánea a cualquier temperatura.

a) Si disminuimos la cantidad de N2, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

2. Sabiendo que el Eºred (Ag+/Ag) = 0.80 V y Eºred (Cu2+/Cu) = 0.34 V, justificar si son válidas, o no, las siguientes afirmaciones:

a) El Cu reduce a la Ag+.

b) El polo negativo de una pila formada por ambos electrodos sería Ag+/Ag.

c) De las especies señaladas, el ión Ag+ es el oxidante más fuerte.

d) La reacción 2 Ag + Cu2+ ------>2 Ag+ + Cu se produce espontáneamente.


a) Al3+; PO33-; Fe2O3; CaI2 ; LiHCO3; CH3CH2CH = C= CH2 ; CH3CH2CH2COCH3 ;

CH3CH2OCH2CH3 ; CH3NH2 ; CH3CH2CHO.

b) Peróxido de Bario; Hidruro de fósforo (III); Hidróxido de potasio; Ácido trioxoclórico (V) (Ácido clórico); Tetraoxomanganato (VII) de sodio (Permanganato sódico); 1,3-Dicloropentano; 1-propanol; Propanoato de etilo; Butanonitrilo; Ácido etanodioico.

4. a) Un compuesto constituido por C, H y O presenta la siguiente composición: 40.0% de C, 6.71% de H y 53.29% de O, ¿cuál es su fórmula empírica?

b) Poner un ejemplo concreto de cada uno de los siguientes tipos de reacciones: adición, esterificación, sustitución y eliminación.

5. Los calores de combustión de CH4(g), H2(g) y C(s) son, respectivamente, -50.72 kJ/mol, -16.34 kJ/mol y –22.5 kJ/mol.

a) Calcular el calor de formación del CH4.

b) Si se queman 45 g de CH4, ¿cuántos litros de CO2 se obtienen en condiciones normales, si la reacción tiene un rendimiento del 38%?

PROPUESTA II

1. a) Clasificar, justificando la respuesta, las siguientes especies químicas, en función del tipo de enlace que presentan de forma mayoritaria: PCl5, H2, NH3, Na, KI, Hg, Cu y LiBr.

b) Colocar en orden creciente de potencial de ionización las siguientes especies químicas: Na, K, Cl, P y Br.

2. a) Indica qué se entiende por isómeros, los distintos tipos de isomería estructural que conoces y en qué consiste cada uno.

b) ¿Qué tipo de isomería estructural presentan cada una de las siguientes parejas de compuestos: CH3CH2CH2CH2CHO y CH3COCH2CH2CH3 ; CH3COCH2CH2CH3 y CH3CH2COCH2CH3 ; CH3CHCH2CH2CH2CH3 y CH3CH2CH2CHCH2CH3?

CH3 CH3


a) Mg2+; CO3= ; Li2O; FeS; Na2HPO4 ; CH2=CH2 ; CH3CH2COCH3 ; CH3CH2CH2OCH3 ;

CH3CH2NH2; CHOCH2CH2CHO.

b) Peróxido de cobre (I); Hidruro de potasio; Hidróxido de plata (I); Ácido Tetraoxocrómico (VI) (Ácido crómico); Tetraoxosulfato (VI) de Aluminio (Sulfato de aluminio); 2-bromopropano; 1,3-Butanodiol; Etanoato de etilo; Pentanonitrilo; Ácido hexanoico.

4. Se mezclan 45 ml de HCl 0.03 M con 30 ml de NaOH 0.05 M. Considerando los volúmenes aditivos,

a) ¿Cuál será el pH de la mezcla?

b) ¿Qué volumen adicional de una de las dos disoluciones iniciales tendríamos que añadir a la mezcla para que el pH fuera 7?

5. A 200 K, una vasija de reacción de un litro de capacidad contenía, una vez alcanzado el siguiente equilibrio:

CO (g) + Cl2 (g) <------> COCl2 (g)

0.6 atm de COCl2 , 0.30 atm de CO y 0.10 atm de Cl2. Si se añade a la vasija 0.40 atm de Cl2, manteniendo la temperatura y el volumen constantes calcular:

a) Número de moles de COCl2 , cuando se alcance de nuevo el equilibrio.

b) El valor de Kc.

DATOS: Masas atómicas: H = 1.01; C = 12.0 ; O = 16.0

R = 0.082 atm . l . mol-1 . K-1


1. Justificar si son verdaderas, o falsas, las siguientes afirmaciones:

a) Un ácido orgánico es más reactivo que el alcano del cual procede.

b) La reacción: CH3CH3 + Cl2------>HCl + CH3CH2 Cl es una reacción de adición.

c) La geometría de una molécula CH4 es trigonal plana.

d) Para obtener un jabón se ha de hacer reaccionar un alcohol con una amina.

2. Justificar si son correctas, o no, las siguientes afirmaciones:

a) Un ácido es tanto más débil cuanto mayor es el valor de su Ka.

b) Siempre que un ácido y una base se mezclan en cantidades estequiométricas, el pH de la disolución resultante es 7, independientemente de que el ácido y la base sean fuertes o débiles.

c) El pH de una disolución de NaCl 10-3 M es 7.

d) Los siguientes pares de especies químicas se pueden considerar pares conjugados ácido-base: HCl y NaOH; H3O+ y OH-; H3O+ y H2O.


a) Pb2+; SO3= ; CuO2; NaH2PO4 ; H2CrO4; CH2ClCH2CH2CH2Cl; CH3CH2OH; HCOOCH3;

CH3CH2CN; CH3CH2 CH2 CH2COOH.

b) Óxido de Hierro (II); Cloruro de níquel (II); Hidruro de Magnesio; Hidróxido de Bario; Trioxoclorato (V) de potasio (Clorato potásico); 1,2-pentadieno; 2-pentanona; Etilpropiléter (Etoxipropano); 2-pentanoamina; Propanodial.

4. Sabiendo que para la reacción Ag2O (s)<-----> 2Ag (s) + ½ O2 (g) a 25ºC, DH = 30.6 kJ y DS = 60.2 J/grado.

a) Justificar, cuantitativamente, si la reacción es espontánea o no.

b) Escribir la reacción de formación del Ag2O (s) y determinar la entalpía de formación del Ag2O (s). Justificar si la reacción de formación del Ag2O (s) sería espontánea, o no, a cualquier temperatura.

5. En un recipiente de 10 litros, se introducen 1.0 mol de un compuesto A y 3.0 moles de un compuesto B y se calienta hasta 620ºC. Una vez formado C y alcanzado el siguiente equilibrio:

A(g) + 3B(g) -------> 2C (g)

se obtiene una mezcla que ejerce una presión total de 22 atm. Calcular:

a) El número de moles de C en el equilibrio;

b) El valor de Kc

R = 0.082 atm . l . mol-1 . K-1

PROPUESTA II

1. a) En el procedimiento de medida experimental del calor de disolución: ¿Qué material y productos tendrías que utilizar?, ¿qué medidas experimentales llevarías a cabo?, ¿qué expresión matemática emplearías?

b) ¿Qué problemas medioambientales provocan las reacciones de combustión? Indica una solución posible para cada uno de ellos.

2. Dados los elementos A, B, C y D, cuyos números atómicos son, respectivamente, 9, 11, 17 y 20

a) Escribir la configuración electrónica de los mismos e indicar la familia del Sistema Periódico a la que pertenecen.

b) Indicar el tipo de enlace que se produciría en las uniones A-A y C-D, justificando cada una de las respuestas.


a) Hg2+; NO3- ; H2O2; Na2HPO4 ; H2MnO4; CHCl2CH2CH3; CH3CH2CH2CH2OH;

CH3COOCH2CH3; CH3CN; CH3CH2CH2CH2COOH.

b) Óxido de Bario; Cloruro de plata (I); Hidruro de estroncio; Hidróxido de plomo (IV); Tetraoxoclorato (VII) de potasio (Perclorato potásico); Dietiléter (Etoxietano); 3-pentanona; 1,3-pentanodieno; 3-pentanoamina; Butanodial.

4. a) Sabiendo que los potenciales estándar de reducción para los pares Al3+/Al y Fe2+ /Fe son, respectivamente, -1.67 V y –0.44 V, describir lo que observaríamos al utilizar una cuchara de aluminio para agitar una disolución de Fe (NO3)2 , justificando la respuesta. Indicar la reacción global que se produce.

b) Justificar si el anión NO3- se puede reducir a NH3

, con Zn o con Sn, sabiendo que los potenciales estándar de reducción para los pares NO3

- / NH3 , Zn2+/Zn y Sn2+/Sn, son –0.13 V, -0.76 V y 0.12 V, respectivamente. Indicar la reacción global que tiene lugar en caso positivo.

5. Para neutralizar 25 ml de una disolución de Ca (OH) 2 , cuya densidad es 1.02 g/cc, necesitamos 30 ml de una disolución de HCl 0.1 M. a) Calcular el pH de la disolución de Ca (OH) 2 ; b) Calcular el % de riqueza de la disolución básica.

DATOS.- Masas atómicas: Ca = 40.1; H = 1.01; O = 16.0

JUNIO 99PROPUESTA I

1. El proceso de descomposición del NH4Cl(s) para dar NH3 (g) y HCl (g) tiene una DH = 123,6 kcal/mol, a cierta temperatura. Una vez alcanzado el equilibrio en este proceso:

a) Razonar cómo afectaría a la concentración de NH3 : i) una disminución de la temperatura; ii) un aumento de la presión;

b) Explicar cómo afectaría a Kc un aumento de la temperatura,

c) ¿Cómo afectaría a Kc un aumento de la concentración de HCl(g)?

2. Dados los siguientes potenciales estándar de reducción:

Ag+/Ag:0,80 V; Mg2+/mg: -2,37 V; Fe3+/Fe: -0,44 V;

Al3+/Al: 1,62 V; Ca2+/Ca: 2,87 V; Sn2+/Sn: -0,14 V

a) Indicar cuáles de estos metales se oxidan más fácilmente que el Fe y por qué;

b) Justificar qué especie iónica es la más fácil de reducir y cuál es el reductor más fuerte entre todas las especies químicas señaladas,

c) Indicar qué dos electrodos de los señalados formarían la pila que proporciona mayor f.e.m, ¿cuál actuaría como ánodo (polo negativo)?

3. Formular o denominar (con un sólo nombre) según corresponda, las siguientes especies químicas:

a) Dihidrógenotrioxofosfato (III) de sodio (Fosfito diácido de sodio); Hidruro de fósforo (III) (Trihidruro de fósforo); Catión cobre (I) (Ion cuproso); Peróxido de litio; Bromuro de sodio; Etilamina (Aminoetano);

b) Fe(OH)2; H2S; NaMnO4; NiCl2; H2CrO4; CH3CH2CN; CH3COCH2CºCCH3; CH3C=CCH3; CH3CH2COOH; CH2CH2CH2CONH3

4. Dada la reacción 2 AgO(s) Þ 4Ag(s) +O2(g)

a) ¿Cuál es el valor del DH para esta reacción? Calcular el calor transferido cuando se descomponen 4,62 g de Ag2O en condiciones estándar. Justificar si se absorbe o se desprende calor en el proceso;

b) Razonar el signo que tiene Sº en esta reacción

Datos: m.a (Ag)= 107,9; m.a. (O) = 16,00. La entalpía de formación estándar del Ag2O (s) es –30,6 kJ/mol.

5. Se tiene una disolución 3,2 10-4 M de cierta sustancia básica, M(OH)2, la cual tiene un grado de ionización de 0,58, a) ¿Cuál es el pH de dicha disolución?; b) Cuál es el valor de la constante de basicidad?

PROPUESTA II

1. La configuración electrónica 1s22s22p63s23p6 corresponde a un ión dipositivo, Y2+,

a) ¿Cuál es el nº atómico de Y? ¿ Por qué?; ¿A qué periodo pertenece este elemento? ¿Por qué?; ¿Cuántos electrones de valencia posee el elemento Y? ¿Por qué?,

b) ¿Qué tipo de enlace formaría el elemento Y con un elemento X cuya configuración electrónica fuera 1s22s22p2? ¿Por qué? ¿Cuál sería la fórmula de un compuesto formado por X e Y?

2. a) sabiendo que la configuración electrónica del carbono es 1s2 2s2 2p2, explica la formación de los diferentes orbitales híbridos que puede presentar el átomo de carbono y el número de híbridos de cada tipo; b) En el compuesto CH2=CH2, indica los enlaces s y p que existen, señalando entre qué orbitales se forma cada uno de ellos.

3. Formula o denomina (con un solo nombre) según corresponda, las especies químicas:

a) Tetraoxosulfato (IV) de hierro (III) (Sulfato férrico); Óxido de nitrógreno(IV) (óxido nítrico); Ión Trioxocarbonato (IV) (ión carbonato); Peróxido de potasio; Hidróxido de cobre (II) (hidróxido cúprico); Pentanodial; Ácido 2-hidroxihexanoico; Propanona; 2,3.hepdieno; Etanamida.

b) HMnO4; Na2S; PBr2; LiHCO3; Hg2+; CH3CH2CH2CN; CH3CH2-O-CH3; CH3NH2; CH3CH2CH2COOCH3; ClCH2CH2CH2CH2CH2Cl.

4. Se mezclan 46,0 g de I2 y 1,00 g de H2 en un recipiente de 2,00 litros para formar HI (g). Se calienta esta mezcla hasta alcanzar el equilibrio a 450ºC y en ese instante se observa que hay 1,90 g de I2

a) Calcular Kc para el equilibrio I2(g) + H2(g) Û 2HI (g)

b) ¿Cuál es el valor de la presión en el equilibrio?

5. Una disolución de Cd(NO3) se somete a electrólisis, haciendo pasar una corriente de 2,5 A hasta que se depositan 4,50 g de metal, a) ¿Cuántos minutos estuvo pasando la corriente por dicha disolución?; b) Si la misma cantidad de carga se hace atravesar una disolución de FeCl3, ¿qué cantidad de Fe se obtiene?

Datos: R= 0,082 atm. l/molºK; m.a (I)= 126,9; m.a. (H) = 1,008 m.a (Cd) = 112,1; m.a. (Fe) = 55,851 F = 96500 C.


1.- Justificar el carácter ácido, básico o neutro, de las respectivas disoluciones acuosas de las siguientes sa1es: a) NaCN; b) NH4NO3 ; c) KC1O4 ; d) CH3COONa.

2. - a) Escribir 1as configuraciones electrónicas de los elementos cuyos números atómicos son: 7, l2, 15, 17, 19; ¿Cuáles pertenecen a un mismo grupo ¿Por qué?. b) ¿Qué tipo de enlace formaría el elemento de Z = 12 con el elemento de Z = 17? ¿Por qué?. Los átomos del elemento de Z = 19 ¿qué tipo de enlace presentarían entre ellos? ¿Por qué?.

3. - Formular o denominar (con un solo nombre) según corresponda, 1as siguientes especies químicas:

a) Hidróxido de hierro (II) (hidróxido ferroso); Su1furo de hidrógeno (ácido sulfhídrico); Tetraoxomanganato (VII) de sodio (permanganato sódico); Cloruro de magnesio; Ácido tetraoxocrómico (VI) (ác. crómico); Etanonitrilo; 5-cloro-2-pentino; Dimetiléter (metoximetano); Ácido propanoico; Pentanamida.

b) NaH2PO3 ; PI5; Cu+; CaO2; KBr; CH3CH2NH2; CH3CH2CH2COCHO; CH3CH2COOCH3; CH3COCH2CH3; CH3 CH=CHCH2CHOHCH3

4.- A 1327ºC, KC vale 600, para el equilibrio:

NiO(s) + CO(g) <=> Ni(s) + CO2 (g)

a) Calcular los moles/l que se obtendrán de CO2(g), si la presión parcial de CO en el

equilibrio es 150 mmHg; b) si la concentración inicial de CO es 3,5 mol/l, ¿cuál será la

presión parcial de CO2 cuando se alcance el equilibrio?

5.- Sabemos que un azúcar determinado, compuesto por C, H2 y O2, tiene la siguiente

composición: 40,00% C, 6,71O% H2 y 53,29% O2. a) Determinar su fórmula empírica. b)

¿Cuántos motes de O2 corresponden al porcentaje de O2 indicado? ¿Cuántas moléculas de

H2 contiene el porcentaje de H2 señalado?

DATOS:m.a. (C) = 12,01; m.a. (H) = 1,008; m.a.(O) — 16,00; R = 0,082 atm.l/mol.K; NA = 6,022 1023

PROPUESTA II

1.- a) Ajustar la siguiente ecuación redox:

K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl------> CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O

¿Cuál es la especie oxidante? ¿Cuál es la especie reductora?

b) Explicar qué es la electrólisis. Indicar la diferencia fundamental entre lo que ocurre en una cuba electrolítica y en una célula galvánica.

2.-Indicar, justificando la respuesta, en qué tipo de reacción orgánica podríamos incluir cada una de las siguientes ecuaciones químicas;

a) CH3-CH2Cl + KOH ------> CH2=CH2 + KCl + H2Ob) CH3-CH=CH-CH2CH3 + Cl2------>CH3-CHCl-CHCl-CH2-CH3

c) C6H6 + Br2 ------> C6H5Br + HBrd) CH3COOH + CH3-CH2OH-----> CH3COOCH2-CH3 + H2O

3.-Formular o denominar (con un solo nombre) según corresponda, las siguientes especies químicas:

a) Ácido tetraoxomangánico (VI) (ác. Mangánico); Sulfuro de sodio; Bromuro de fósforo (III) (tribromuro de fósforo); Hidrógenotrioxocarbonato (IV) de litio (Bicarbonato de litio); Ión mercurio(II); Butanonitrilo; Etilmetiléter (metoxietano); Metilamina (Aminometano); Butanoato de metilo; 1, 3 -dicloropentano.

b) Fe2(SO4)3; NO2; CO32- ; SrO2; Cu(OH)2; HOCCH2CH2CHO;

CH3CHOHCH2CH2CH2COOH; CH3COCH3; CH3CH2CH2CH=C=CHCH3; CH3CH2CH2NH3

4.-Un ácido monoprótico, HA, de concentración 5,4 10 -2 M en disolución acuosa, se encuentra ionizado en un 5.0%. Calcular: a) el pH da la disolución; b) la concentración inicial que debería tener el ácido para que el pH de la disolución fuera 3.0.

5.-Sabiendo el valor de las siguientes energías de enlace en kJ/mol:

H-H: 435; C-C: 347; C=C : 611; O-O: 414; O=O: 498; H-O: 464.

Calcular: a) La entalpía de la reacción: CH2=CH2 + H2-------> CH3-CH3 ; b) La entalpía de formación del H2O(g); ¿Es un proceso endotérmico? ¿Por qué?

JUNIO 2000 PROPUESTA 1.-

1.- a) ¿ Cuál será la configuración electrónica del elemento de Z 20? ¿ A qué grupo del Sistema periódico pertenece? ¿Qué tipo de iones formará con facilidad?

b) indique los posibles valores de los tres primeros números cuánticos correspondientes a los orbitales 3p y 5d.

2.- Disponemos de un recipiente con un volumen constante para llevar a cabo la siguiente reacción:

SO2 (g) + 1/2 02 (g) ~~S03 (g) AH -98,13 kJ

a) Explique de, forma razonada, tres formas de incrementar la cantidad de producto.

b) ¿ Qué relación existirá entre Kc y Kp en este equilibrio?

3.- Formular o nombrar ( de una sola forma ,según corresponda, las siguientes especies químicas:

Peróxido de Litio

Hidruro de Berilio (Dihidruro de Berilio)

Cromato de plata (Tetraoxocromato (VI) de plata

Hidróxido de Cadmio

Sulfuro de Arsénico (V) (Pentasulfuro de diarsénico)

3- metil hexano

Propeno

Etanal (AcetaldehídO)

Metano

Cianuro de hidrógeno (Metanonitrilo)

Na2HPO4

AgBO2

CuBr2

HCIO

N03

CH3COOH

C6H5CH3

CH3CHICH3

CH3OCH3

CH3COOC2H5

4.- El ácido monocloroacético (CICH2COOH) en concentración 0,01 M y a 25 C se encuentra disociado en un 31 %. Calcule:

a) La constante de disociación del ácido

b) El pH de la disolución.

5.- Los valores de las entalpías de combustión estándar del C (s) y C6H6 (1) son, respectivamente, - 393,7 kJ/mol y — 3.267 kJ/mol, y el valor de AH0f (entalpía estándar de formación) para H20 (1) es —285,9 kJ/mol.

a) Calcule la entalpía de formación del C6H 6 (1)

b) ¿,Cuáitos KJ se desprenderán o absorberán en la formación de 0.5 kg de C6H 6(1)?

Datos: M.a.: C:l2; H:1

PROPUESTA 2.-

1.- Ajustar la siguiente reacción por el método del ion-electrón, indicando cuál es el oxidante y cuál el reductor:

Zn + HNO3 — Zn(N03H + N20 + H20

2.- Haciendo uso de la hibridación de orbitales, describa los enlaces y estructuras para CH4, H2C=CH2 y HC=CH

3.- Formular o nombrar (de una sola forma) según corresponda, las siguientes especies químicas:

Ácido sulfúrico (Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno)

Ácido ortofosfórico (Tetraoxofosfato (y) de hidrógeno)

Cloruro de Amonio

Carbonato de bario (Trioxocarbonato (IV) de bario)

Hidróxido de Aluminio(lII)

Etanol (Alcohol etílico)

3-metil 2-penteno

Propanona (Acetona)

Fenol (Hidroxibenceno)

Ácido 2-hidroxipentanoico

K2MnO4

BaO2

Cu+

CuH2

H3B03

CHCI3

CH3COCH2CH2CH3

CH2 OHCH2OH

H2C=CHCOOH

CH3CH2CHO

4.- Para el equilibrio I2 (g) + H2 (g) 2 Hl (g) la constante Kc, a 4000ºC, vale 64.

a) Calcule los gramos de Hl que se formarán cuando en un recipiente cerrado, se mezclen dos moles de I2 con dos moles de H2 y se deje alcanzar el equilibrio a esa temperatura.

b) Suponiendo que AH para esa reacción fuese < 0, ¿ cómo esperaría que fuese el valor de Kc a 6000ºC, mayor o menor que a 4000ºC?

Datos: M.a.: H =1; I =127.

5.- Utilizando una corriente constante durante 3 horas, se electroliza una disolución de Cu SO4, depositándose 12,5 g de cobre metálico.

a) ¿ En qué electrodo se depositará el cobre?

b) ¿ Cuál es la intensidad de corriente?

Datos: M.a. : Cu: :: 63,5 1 F = 96487 C/ mol

CURSO 1.999-2.000- CONVOCATORIA:

SEPTIEMBRE 2000PROPUESTA 1.-

1 .- a) ¿ Podrá ser espontánea una reacción endotérrnica?.¿ En qué condiciones?

b) ¿ Qué es lo que indica la entropía de un sistema? ¿ Cuándo la entropía de una reacción disminuye? Justifique las respuestas.

2.- a) lndique, justificando las respuestas, si serán ácidas, básicas o neutras, las disoluciones resultantes del proceso de hidrólisis de las siguientes sales: NH4CI, NaCN.b) Utilizando la teoría protónica de Brúnsted y Lowry, justificar si las siguientes especies tendrán carácter ácido o básico: C104

- , CH3C00-.H3O+

3.- Formular y nombrar (de una sola forma), según corresponda, las siguientes especies químicas:

Óxido de platino (IV) ( Dióxido de platino) Mn207

Hidróxido de mercurio (II) Cu02

Ácido trioxomangánico (IV) Li2HPO3

Oxoclorato (1) dc potasio HS2

Carbonato potásico (Trioxocarbonato (IV) de potasio) HCIO 4-cloro-2-pentino CH3CHOHCH =CHCH 2CH3

2-3-dimetilpentanal CH3COOCI]3 Ácido 2~aminopropanoico ClCH=CHCl 3-metil- 1-buteno HCOOH 2~Bromopropano CH3CH2CONH2

4.- a) A partir de los datos que se aportan, calcular el valor de AH0 para las siguientes reacciones:

(1) 2S02(g) + 02(g) 2 S03(g)

(II) Ñ04 (g) 2 NO2 (g}

b) ¿ Hacia dónde se desplazarán los equilibrios, en cada una de las reacciones, si se aumenta la temperatura?, ¿Y si se aumenta la presión?

Datos: Los valores de AH0f (kJ/ mol) para las sustancias que se indican son los siguientes:

SO2 - - -297; N204 9,2; SO3 - -396; NO2 33,2.

5.- Se tienen los siguientes potenciales estándar de reducción: E0 ( Mg 2+/ Mg) -2,36 V y E0(Pb2/Pb)

-0,13 V.

a) Justifique en qué sentido tendría lugar la reacción: Mg2~ + Pb Mg + Pb2+

b) Indique las reacciones que tendrían lugar en cada uno de los electrodos de la pila que construiría con ellos y la reacción total de la misma. Dibuje un esquema de la pila, describiendo los procesos que tienen lugar y cómo funciona.

u) lndique la especie que se oxida, la que se reduce, la especie oxidante y la especie reductora.

d) Calcule la f.e.m. de la pila.

PROPUESTA 2.-

1.- a) En una ecuación de velocidad como v= k [Alm [Bln ¿ qué representa cada uno de los términos y

letras que aparecen en la misma?

b) ¿ Qué efecto tiene un catalizador sobre la velocidad de reacción? ¿Cómo actúa? Dibuje un diagrama para explicarlo.

c) Explique cómo influye la temperatura en la velocidad de reacción.

2.- a) ¿ Qué entiende por número de oxidación?

b) Ajuste por el método del ion-electrón la siguiente reacción, indicando el oxidante y el reductor:

FeSO4 + HNO3 + H2S04 Fe 2(SO3)3 ++NO + H20

3.- Formular y nombrar (de una sola forma), según corresponda, las siguientes especies químicas:

Trihidruro de antimonio

Bromuro de Magnesio

Trioxoclorato (V) de amonio (Clorato de amonio)

Permanganato de calcio (Tetraoxomanganato (VI) de calcio)

Hidróxido de platino (IV)

2- hidroxibutanal

1 -penten-3-ino

Acido benzoico

2-cloro-2-metilpropano

1,2 etil-metil-benceno

Fe203

HNO2

Li2MnO3

Ca(N02)2

NO3-

CH2=CHCONH2

CHOCH2CH2CH2CHO

CH2=CHCHCH2

CH3COOCH2CH2CH2CH3

CH3OCH3

4.- A 473 K y 2 atmósferas de presión, el PCI5 se disocia en un 50% en PCl3 y Cl2

a) Calcular las presiones parciales de cada gas en el equilibrio.

b) Calcule el valor de Kc y Kp.

Dato: R = 0,082 atm.l/ K. mol ‘

5.- Se mezclan 46,3 g de KOH puro con 27,6 g de NaOH puro y, tras disolver la mezcla en poca agua, se diluye hasta 10 litros. Calcular:

a) El pH de la disolución resultante.

b) Los cm 3 de HCI 0,5 M que se necesitan para neutralizar 30 cm3 de la disolución básica.

Datos: M.a.: K 39; 0 =16; Na = 23; H: 1. NaOH y KOH son bases fuertes.

CURSO 2000-2001 CONVOCATORIA: JUNIO-2001

PROPUESTA I

1.- a) Clasifique, según la teoría de Brönsted y Lowry, las siguientes especies, justificando la respuesta: a1 ) NH4

+; a2) HSO4-; a3) I-

. (1,2 puntos)

b) Justifique el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas, resultantes del proceso de hidrólisis, de las siguientes sales: b1) NaNO3; b2) CH3COOK. (0,8 puntos)

2.-Dados los potenciales normales de reducción estandar de Cu++/Cu (0,34 voltios) y de Ag+/Ag (0,80 voltios)

a) ¿Cuál será la reacción espontánea que tendrá lugar en una pila formada por estos dos electrodos? ¿Por qué? Calcule la f.e.m. de la pila (0,7 puntos)

b) ¿En qué sentido y por donde circularán los electrones? ¿Cuál es el cometido del puente salino? Haga un esquema de dicha pila. Escriba la notación de la pila. (0,9 puntos)

c) Establezca la diferencia entre el funcionamiento de una pila y de una cuba electrolítica (0,4 puntos

3.- Formule o nombre (de una sola forma), según corresponda, las siguientes especies químicas:

Cloruro de nitrógeno (III) (tricloruro de nitrógeno) Mg+2

Hidróxido de calcio (dihidróxido de calcio) CO3-2

Peróxido de litio (dióxido de dilitio) H Na SO4

Sulfuro de sodio (monosulfuro de disodio) BaO

Óxido de hierro (II) (monóxido de hierro) K2 Cr2 O7

1-2-dicloroeteno CH3 -CH2- CH2OH

Propanodial CH3- CH2- CH2 -COONa

Ácido propanoico CH3- CN

1-penten-3-ino CH3 -CH2- O-CH2- CH3

Aminometano (metilamina) CH3-CH= CH-CO-CH3

4.- A 473º K y 2 atm de presión, el PCl5 se disocia en un 50%.

PCl5 (g) Ö PCl3 (g) +Cl2 (g)

a) ¿Cuánto valdrán Kc y Kp? (0,8 puntos)

b) Calcule las presiones parciales de cada gas en el equilibrio (0,9 puntos)

c) Justifique cómo influiría en el grado de disociación un aumento de la presión(0,3 puntos)

Dato: R= 0,082 atm·L·K-1 ·mol-1

5.-Las plantas verdes sintetizan glucosa mediante la reacción de fotosíntesis siguiente:

6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6 H12 O6 (s) + 6 O2 (g) D H0 = 2813 KJ/mol

a) Calcule la entalpía de formación de la glucosa, justificando si la reacción es endotérmica o exotérmica.

b) Halle la energía necesaria para obtener 5 gr de glucosa.

Datos:

D H0 f (CO2) = -393,5 KJ/mol

D H0 f (H2O (l) = -285,5 KJ/mol

Masas atómicas. C = 12; O = 16; H = 1.

PROPUESTA II

1.-A partir de la reacción

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4NO (g) + 6 H2O (g)

a) Razona cómo influiría en el equilibrio un aumento de la presión. (0,5 puntos)

b) ¿En qué sentido se desplazaría el equilibrio si se aumentase la concentración de oxígeno? ¿Se modificaría entonces la constante de equilibrio? Justifique la respuesta. (1 punto)

c) Suponiendo que D H< 0, ¿cómo influye un aumento de T en el equilibrio? (0,5 puntos)

2.-a) Explique la hibridación sp3, sp2, sp

b) Defina y pon un ejemplo de cada una de las siguientes reacciones: b1) adición. b2) de sustitución.


Bromuro de plata (monobromuro de plata) Pb+2

Clorato de amonio (trioxoclorato (V) de amonio) NO3-

Cloruro de mercurio (I) (cloruro mercurioso) Ca (HCO3 )2

Peróxido de potasio (dióxido de dipotasio) NaOH

Fosfito diácido de sodio (dihidrogenotrioxofosfato (III) de sodio) H2SO3

Propanona CH3 -CHO

Etil-propil-éter (etoxipropano) CH3 -CH2- CONH2

Pentino CH3-COO-CH2-CH3

Ácido hexanoico CH3-CHCl-CH=CH2

3-metil-1-buteno CH2 OH-CHOH-CH3

4.- a)¿Cuál es el pH de 50 ml de una disolución 0,1 M de NaOH? (0,6 puntos)

b) Si se añade agua a la anterior disolución hasta que el volumen resultante sea diez veces mayor, ¿cuál será el pH? (0,7 puntos)

c) ¿Qué cantidad de HCl 0,5M hace falta para neutralizar la disolución inicial? (0,7 puntos)

5.-Dada la siguiente reacción:

K2Cr2O7 + HI + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O

a) Ajústela mediante el método del ión-electrón. (0,7 puntos)

b) Indique la especie química que se reduce y la que se oxida. (0,2 puntos)

c) Si quisiera construir una pila con esta reacción, indique la semirreación que tiene lugar en el ánodo y la que ocurre en el cátodo. (0,7 puntos)

d) Calcule el potencial normal de la pila formada por estos dos electrodos. (0,4 puntos)

Datos: E0 (Cr2O7= / Cr+3) = 1,33 V

E0 (I2 / I-) = 0,54V

CURSO 2000-2001 - CONVOCATORIA:

SEPTIEMBRE 2001

PROPUESTA I 1.- Supongamos cuatro elementos del Sistema Periódico, A, B, C y D, cuyos números atómicos

son 19,20,35 y 36 respectivamente.

a) Escriba sus configuraciones electrónicas. (0,8 puntos)

b) Señale y justifique cuál de los elementos presenta mayor afinidad electrónica y cuál presenta la menor energía de ionización (1ª energía de ionización). (0,6 puntos)

c) Razone el tipo de enlace que se establecerá entre A y C. (0,6 puntos)

2.- Dada la ecuación:

KMnO4 + K2SO3 + HCl MnO2 + K2SO4 + KCl + H2O

a) Deduzca razonadamente la sustancia oxidante y la reductora, la que se oxida y la que se reduce.

b) Escriba y ajuste las semireacciones de oxidación-reducción y la reacción global.


Óxido de bario (monóxido de bario) Cu+2

Cloruro de plata (monocloruro de plata) SO3-2

Hidruro de estroncio (dihidruro de estroncio) H3 PO4

Hidróxido de plomo (IV) (tetrahidróxido de plomo) Fe (OH) 2

Perclorato de potasio (tetraoxoclorato (VII) de potasio) K ClO3

Acido 2-hidróxi-hexanoico CH2OH-CH2OH

Etilamina (aminoetano) CH3-CO- CH3

Butanonitrilo CH3-O-CH2- CH3

2-cloro-2-pentino CH2 =CH- CHO

3-etil,2-metil pentano CH3-CO- NH2

4.- Se introducen 0,60 moles de tetraóxido de dinitrógeno (N2O4) en un recipiente de 10 litros a 348,2 ºK. En el equilibrio:

N2O4 (g) Ö 2 NO2 (g)Si la presión (en el equilibrio) es de 2 atm . Calcule

a) El grado de disociación. ( 1punto)

b) El número de moles de cada sustancia en el equilibrio. (0,5 puntos) c) El valor de Kp a esa temperatura. (0,5 puntos)

Datos: R=0,082 atm·L.·mol-1·K-1

5. -Para platear una pulsera colocada como cátodo, se hace pasar durante dos horas una corriente de 0,5 Amperios a través de un litro de una disolución de nitrato de plata 0,1 M. Calcula

a) El peso de plata metálica depositada en la pulsera

b) La concentración de ión plata que queda finalmente en la disolución.

Datos:

F= 96.500 C.

Masa atómica: Ag:107,8.

PROPUESTA II

1.-a) Dibuje un esquema de una cuba electrolítica. Indique sus elementos constituyentes y explique la función que cada uno de ellos desempeña en el proceso electrolítico.

b) Enuncie las leyes de Faraday

2.- Dado el equilibrio2 SO3 (g) Ö 2 SO2 (g) + O2 (g) DH= 196,26 KJ

Justifique si es cierto o no:a) Al aumentar la temperatura se favorece la formación de SO2

b) Un aumento de la presión favorece la formación de O2

c) Un catalizador favorece la reacción de descomposición.d) Si se disminuye la cantidad de O2 el equilibrio se desplaza a la derecha.


Peróxido de bario (dióxido de bario) Al+3

Fosfina (trihidruro de fósforo) ClO3-

Hidróxido de potasio (monohidróxido de potasio) H2 SO4

Óxido de hierro (III) (trióxido de dihierro) FeO

Ácido crómico (ácido tetraoxocrómico VI) CrBr3

2-hidroxipropanal CH3 -CH2- CH2-NH-CH3

1-3-butanodiol CH3 -CH2- COO-CH3

Ácido etanodióico CH3 -CHCl- CH=CH2

2-cloro-2-metil pentano NaOOC- COONa

Dimetiléter (metoximetano) CH3 -CO- CH=CH2

4.- Se dispone de una disolución de amoniaco, NH3 0,2M

a) Calcule el grado de ionización de la disolución (0,8 puntos)

b) ¿Cuál será el pH de la disolución formada? (0,4 puntos)

c) Calcule la concentración que debería tener una disolución de hidróxido sódico (NaOH) para que tuviera igual pH. (0,8 puntos)

Datos: Ka (NH3)= 1,85.10-5

5.- A partir de los datos siguientes calcule:

a) La entalpía de combustión del butano.

b) la energía que se puede obtener al quemar 100 g de gas butano

Compuesto Entalpía de formación (KJ/mol)

Butano (C4H10) -125

Dióxido de carbono(CO2) -393

Agua (vapor) (H2O) -242

Masas atómicas C=12, H=16, H=1

CONVOCATORIA DE JUNIO 2002

PRUEBAS RESUELTAS Y CRITERIOS DE CORRECCIÓN

LOGSE. OPCIÓN A

1.- Dado el equilibrio:

NH3 (g) Û ½ N2 (g) + 3/2 H2 (g); DH = 92,4 KJ.

Justificar si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Al aumentar la temperatura se favorece la formación de NH3.

b) Un aumento de la presión favorece la formación de H2.

c) Esta reacción será espontánea a cualquier temperatura.

d) Si disminuimos la cantidad de N2, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Respuesta:

Teniendo en cuenta el Principio de Le Chatelier tendríamos que:

a) Es falsa. Al ser DH > 0, se trata de una reacción endotérmica, en consecuencia la aumentar la temperatura la reacción se desplazará en el sentido de consumir el exceso de calor y en consecuencia se desplazará hacia la derecha disminuyendo la concentración de NH3.

b) Es falsa. Un aumento de la presión desplazará el equilibrio hacia donde sea menor el número de moles gaseosos En nuestro caso tenemos por un lado 1 mol de amoniaco y en el lado de los productos de reacción tenemos ½ mol de nitrógeno y 3/2 moles de hidrógeno, es decir un total de 2 moles de productos, por lo tanto la reacción se desplazará hacia la izquierda consumiendo hidrógeno.

c) Es falsa. Para poder predecir si una reacción es espontánea tenemos que conocer el valor de DG, y será espontánea cuando DG < 0. A su vez el valor de DG viene determinado por la expresión DG = DH - TDS, en consecuencia para poder predecir la espontaneidad de la reacción necesitaríamos conocer el valor de la entropía.

d) Es verdadera. Cuando hacemos disminuir la cantidad de unos de los productos de la reacción, el equilibrio se desplazará en el sentido de compensar esa disminución en consecuencia tenderá a producir mas nitrógeno y el equilibrio se desplazará hacia la derecha.

2.- Responder razonadamente a los siguientes apartados:

a) Clasifique, según la teoría de Brönsted-Lowry las siguientes sustancias en ácidos o bases escribiendo las ecuaciones que justifiquen su respuesta, y nombrando las especies que intervienen:

NH3 H2PO4- SO4

2- HNO3

b) ¿Podría utilizarse la teoría de Arrhenius para clasificarlas?.

Respuesta:

a) Según la teoría de Brönsted-Lowry ácido es toda sustancia capaz de ceder un protón a una base y base es toda sustancia que es capaz de aceptar protones de un ácido. De acuerdo con esto tendríamos que:

El amoniaco es una base que es capaz de aceptar un protón del agua que actúa como ácido formando ion amonio e ion hidroxilo.

El ion dihidrogeno fosfato (V) puede comportarse como un ácido cediendo un protón al agua que se comportaría como base.

Ahora bien el ion dihidrogeno fosfato (V) también podría comportarse como una base:

El ion tetraoxo sulfato (VI) se comportará como una base captando un protón que le puede ceder el agua que actuará como ácido.

Finalmente el trioxonitrato (V) de hidrógeno (ácido nítrico) se comportaría como un ácido cediendo un protón al agua.

b) Según Arrhenius ácido es toda sustancia que en disolución acuosa puede ceder protones (H+ ó H3O+) u base es toda sustancia que en disolución acuosa es capaz de ceder iones hidroxilo. Teniendo en cuenta esta definición la teoría de Arrhenius solo podría aplicarse al ion dihidrogeno fosfato (V) y el trioxo nitrato (V) de hidrógeno (ácido nítrico).

Es este caso las dos especies químicas tendrían carácter ácido.

3.- Formule o nombre, según corresponda:

Ag+ H2C=CH-CH(CH3)2

NO3- H-COO-CH2-CH3

HClO H3C-CHOH-CHO

Ni2O3 H3C-CH2-CH2-CH2-CH2-NH2

Ácido monoxoiódico(I)-Ácido hipoiodoso 1,2-dicloroeteno.

Hidróxido de plomo (IV)-Hidróxido plúmbico Ácido 2-hidroxipropanoico.

Tetraoxosulfato(VI) de aluminio-Sulfato alumínico 2,5-dimetilhexano.

Ácido tetraoxofosfórico (V)-Ácido ortofosfórico Metano.

Respuesta:

Compuestos inorgánicos:

Ag+: cation plata/ion plata (I).

NO3- : ion trioxonitrato (V)- ion nitrato.

HClO: ácido monoxoiódico (I)

Ni2O3: trioxido de diniquel- óxido niquélico.

HIO.

Pb(OH)4.

Al2(SO4)3

H3PO4.

Compuestos orgánicos:

4-metil-1-buteno.

Metanoato de etilo.

2-hidroxipropanal.

Pentanamina-Pentilamina.

H2C(Cl)-CH2(Cl)

H3C-CHOH-COOH.

H3C-CH(CH3)-CH2-CH2-CH(CH3)-CH3.

4.- En la reacción siguiente:

K2Cr2O7 + H2S + HCl → CrCl3 + S + KCl + H2O

a) Deduzca razonadamente cuál es la sustancia oxidante y la reductora, la que se oxida y la que se reduce.

b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación-reducción y la reacción global.

Respuesta:

En primer lugar procedemos a determinar el número de oxidación de los elementos más característicos:

Vemos que el elemento que se reduce es el Cr mientras que el elemento que se oxida es el S, en consecuencia tendremos:

a) La especie reductora sería el H2S ya que el S se oxida al pasar de S2- a S0

liberando los electrones que reducen el Cr7+ a Cr3+, por lo cual al especie oxidante sería el K2Cr2O7.

Sustancia oxidante: K2Cr2O7; Sustancia que se oxida: H2S S.

Sustancia reductora: H2S; Sustancia que se reduce: K2Cr2O7 CrCl3.

b) Una vez que hemos establecido quien es la especie oxidante y cual es la especie reductora procedemos a escribir las correspondientes semirreacciones.

Cr2O72- Cr3+

S2- S0

Procedemos a ajustarlas, primero en masas:

Cr2O72- + 14 H+ 2 Cr3+ + 7 H2O

S2- S0

Y luego en cargas:

Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- 2 Cr3+ + 7 H2O

S2- S0 + 2 e-

Finalmente ajustando nos quedaría:

Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- 2 Cr3+ + 7 H2O

3 x (S2- S0 + 2 e- )

.

Cr2O72- + 14 H+ + 3 S2- 2 Cr3+ + 2 S + 7 H2O

Luego nos quedaría la reacción ajustada:

K2Cr2O7 + 3 H2S + 8 HCl 2 CrCl3 + 3 S + KCl + 7 H2O

Hay que tener en cuenta que el ajuste ion-electrón indica 14 protones de los cuales 6 corresponderían al ácido sulfhidrico (H2S) y el resto al ácido clorhídrico (HCl).

5.- Cuando se quema 1 g de ácido acético (CH3-COOH) se desprenden 14, 5 KJ.

CH3COOH + O2(g) CO2(g) + H2O (l)

a) ¿Cuál sera el valor de la entalpía de combustión?.

b) Hallar la entalpía estandar de formación de ácido acético.

Datos: Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16.

DHfo (CO2) = 394 kJ/mol.

DHfo (H2O) = 259 kJ/mol.

Respuesta:

Nos piden la entalpía de combustión, luego el primer paso sería proceder al ajuste de la reacción de combustión:

CH3-COOH + O2(g) 2 CO2(g) + 2 H2O (l)

Según los datos que nos dan la combustión de 1 gramos de ácido acético (ácido etanoico) desprenden 14, 5 KJ, habría que calcular entonces cual sería la energía desprendida por 1 mol de ácido acético. El peso molecular del ácido acéticos sería: 2 x 12 + 2 x 16 + 4 x 1 = 60. El cálculo correspondiente es:

Luego el valor de la entalpía de combustión sería:

DHcombustión = -870 KJ/mol (el signo es menos ya que es una energía que se desprende).

a) Para obtener la entalpía de formación del ácido acético podemos proceder a partir de la reacción de combustión aplicando la fórmula del sumatorio de entalpías de formación.

DHfo = DHo

f (productos) DHo f (reactivos)

Sustituyendo los datos conocidos tendremos:

870 = [2 x DHfo (CO2) + 2 x DHf

o (H2O)] [ DHfo (CH3-COOH) + DHf

o (O2)]

870 = [ 2 x (394)+ 2 x (259)] [DHfo (CH3-COOH) + 0 ]

de donde:

DHfo (CH3-COOH) = 436 KJ/mol.

También se puede obtener la entalpía de formación del ácido acético haciendo uso de la Ley de Hess. Para ello primero planteamos la reacción de formación:

2 C(s) + 2 H2 (g) + O2 (g) CH3 – COOH (l)

Ahora con la ecuaciones correspondientes a los datos que se proporcionan, es decir, con las reacciones de formación del CO2 y del H2O, así como teniendo en cuenta la reacción de combustión del ácido acético, procedemos al cálculo de la entalpía de formación.

Las reacciones que se requieren son:

CH3-COOH + 2 O2(g) 2 CO2(g) + 2 H2O (l) DH1 = 870 KJ/mol

C(s) + O2 (g) CO2 (g) DH2 = 394 KJ/mol

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) DH3 = 259 KJ/mol

Si ahora invertimos el sentido de la primera reacción y multiplicamos la segunda ecuación y la tercer por dos, tendremos:

2 CO2(g) + 2 H2O (l) CH3-COOH + 2 O2(g) DH1 = + 870 KJ/mol

2 C(s) + 2 O2 (g) 2 CO2 (g) DH2 = 788 KJ/mol

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) DH3 = 518 KJ/mol

Sumando las correspondientes entalpías tendremos:

DHfo (CH3-COOH) = DH1 + DH2 + DH3 = 436 KJ/mol

CRITERIOS ESPECÍFICOS DE CORRECCIÓN.

1.- Cada apartado correcto y razonado 0,5 puntos.

2.- a) Cada sustancia clasificada, nombrando todas las especies

involucrada en la disolución. 0,25 puntos.

b) Cada especie clasificada correcta. 0,5 puntos.

3.- Cada especie correcta. 0,125 puntos.

4.- Cada semirreacción. 0,4 puntos.

Reacción global. 0,4 puntos.

Sustancia oxidante. 0,2 puntos.

Sustancia reductora. 0,2 puntos.

Sustancia que se oxida. 0,2 puntos.

Sustancia que se reduce. 0,2 puntos.

5.- Cálculo de cada apartado. 1 punto.

(Se restará 0,1 puntos en cada uno de los resultados sin sus correspondientes unidades, al igual que en los casos de errores numéricos).

CONVOCATORIA DE JUNIO 2001-2002

LOGSE. OPCIÓN B

1.- Para una determinada reacción a 25ºC., el valor de DH0 es 10,5 kJ y el de DS0 es 30,04 J/ºK. Según esto podemos afirmar que:

a) Se trata de una reacción espontánea.

b) Es una reacción exotérmica.

c) Es una reacción en la que disminuye el desorden.

d) La variación de Energía libre es negativa.

Respuesta:

a) El criterio de espontaneidad viene determinado por el valor de la Energía libre DG, de tal forma que para que una reacción sea espontánea el valor debe ser menor que cero (DG < 0). En nuestro caso el valor de DG, sería:

DG0 = DH0 TDS0, sustituyendo valores,

DG0 = 10,5 (298)x(0,030) = 1,56 KJ/mol. Luego la reacción no es

espontánea ya que DG0 > 0. Hay que tener en cuenta que las unidades de la entropía suelen venir expresadas en J/ºK , mientras que la entalpía viene dada en KJ por lo tanto hay que uniformar unidades.

b) La reacción es endotérmica ya que el valor de la entalpía es mayor que cero.

c) Cuanto mayor es el valor de la entropía de un sistema mayor es el estado de desorden el mismo, luego en este caso al ser el valor de la entropía mayor que cero, quiere decir que el desorden aumenta.

d) Como se puede observar en el aparado a) la variación de la energía libre es positiva.

2.- Supongamos cuatro elementos del Sistema Periódico, A, B, C y D, cuyos números atómicos son 37, 38, 53 y 54 respectivamente.

a) Escriba sus configuraciones electrónicas.

b) ¿A qué grupo y período pertenece cada elemento?.

c) Señale y justifique cuál de los elementos presenta mayor afinidad electrónica.

d) Razone el tipo de enlace que se establecerá entre A y C.

e) ¿Qué elemento presenta mayor radio atómico?.

Respuesta:

a) Teniendo en cuenta el Principio de Exclusión de Pauli, la regla del llenado de orbítales según el orden de energía creciente y la Regla de Hund, las configuraciones electrónicas serían:

A(Z=37): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1.

B(Z=38): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2.

C(Z=53): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5.

D(Z=54): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6.

Para razonar las distintas propiedades tomemos las configuraciones de la última capa o capa de valencia:

A: 5s1.

B: 5s2.

C: 5s2 5p5.

D: 5s2 5p6.

De acuerdo con esto tendremos que:

b) El elemento A pertenece al grupo IA (alcalinos) y al 5º periodo.

El elemento B pertenece al grupo IIA (alcalino-térreos) y al 5º periodo.

El elemento C pertenece al grupo VIIA (halógenos) y al 5º periodo.

El elemento D pertenece al grupò VIIIA (gases nobles) y al 5º periodo.

c) Los elementos A y B al tener uno y dos electrones en su capa más externa tienden a adquirir la configuración de gas noble estable, perdiendo respectivamente uno y dos electrones, por lo cual tenderán a formar iones positivos y tendrán poca afinidad electrónica. Por su parte el elemento D al ser un gas noble esta estabilizado y su afinidad electrónica es prácticamente nula. El elemento C posee siete electrones en su capa más externa, luego le falta un electrón para adquirir la configuración de gas noble estable y este será el elemento que tendrá una mayor afinidad electrónica.

d) Como hemos visto el elemento A al poseer un solo electrón en la capa más externa tenderá a ceder un electrón formando un ión positivo A+. Por su parte el elemento C tiene siete electrones en su capa más externa y le falta uno para adquirir la configuración de gas noble, por ello capturara un electrón formando un ión negativo C - , por lo tanto el enlace que se establece cuando hay una transferencia de electrones es un Enlace Iónico.

e) En un periodo el radio atómico disminuye cuando nos desplazamos de izquierda a derecha en la tabla periódica, ya que al mismo tiempo que aumenta el número de electrones también aumenta el número de protones del núcleo, en consecuencia el elemento de mayor radio atómico es el A.


Al3+ H2C = CHOH.

SO32- H3C–CH2–COO–CH3.

HNO2 H3C–CH(OH)–CH(OH)–CH3.

NaMnO4 H3C-CHNH2-COOH.

Óxido de platino (IV)-Dióxido de platino Ciclopropano.

Hidróxido de mercurio (II)-Hidróxido mercúrico 4-metil-2-heptanona.

Ácido bromhídrico-Monobromuro de hidrógeno 1-cloro-2-buteno.

Trioxocarbonato (IV) de potasio-Carbonato potásico 2-hidroxihexanal.

Respuesta:

Compuestos inorgánicos:

Al3* : catión aluminio/ion aluminio (III).

SO32-: ion trioxosulfato (IV); ion sulfito.

HNO2: Dioxonitrato (III) de hidrógeno/ácido nitroso.

NaMnO4: Tetraoxomanganato (VII) de sodio/permanganato de sodio.

PtO2.

Hg(OH)2.

HBr.

K2CO3.

Compuestos Orgánicos:

1-etenol.

Propanoato de metilo.

2,3-butanodiol.

Ácido 2-amino propanoico.

H3C-CH2-CH2-CH(CH3)-CH2-CO-CH3.

H3C-CH2-C=C-CH2Cl.

H3C-CH2-CH2-CH2-CH(OH)-CHO.

4.- Sobre 100 cc de una disolución 0,025 mol/l de hidróxido sódico (NaOH), se añaden 40 cc de una disolución 0,115 M de ácido clorhídrico (HCl). Calcúlese el pH de la disolución resultante.

Respuesta:

Se trata de una reacción ácido-base. Para ello habrá que calcular el número de iones H+ (H3O+) que aporta el ácido y por otro lado el número de iones OH que aporta la base. Cada ión H+ es neutralizado por otro ión OH formando agua y por lo tanto el pH de la disolución vendrá determinado por el tipo de iones que quede en exceso. En nuestro caso tenemos:

[OH] = 0,025 (mol/l) x 0,100 (l) = 0,0025 moles = 2,5.10-3 moles.

[ H+] = 0,115 (mol/l) x 0,040 (l) = 0,0046 moles = 4,6.103 moles.

En consecuencia, el número de moles en exceso es:

Número de moles en exceso = 4,6.10-3 moles H+2,5.10-3 moles OH = 2,1.10-3 moles H+.

Finalmente el pH de la disolución resultante vendría dado por el número de iones H+ en exceso, teniendo en cuenta que ahora el volumen de la disolución resultante es la suma de los volúmenes de las dos disoluciones (suponemos que los volúmenes son aditivos). La concentración correspondiente sería:

[H+] = 2,1.10-3/ 0,140 = 0,015 M

Y por lo tanto el pH será:

pH = log [H+] = log (0,015) = 1,82 (se trata de una disolución ácida).

5.- Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 7,94 moles de hidrógeno y 5,30 moles de yodo se calienta a 445ºC, con lo que se forman en el equilibrio 9,52 moles de HI, según la ecuación:

I2 (g) + H2 (g) Û 2 HI (g)

a) Calcule el valor de la constante de equilibrio.

b) ¿Cuántos moles de ioduro de hidrógeno se generarán si partimos de 4 moles de hidrógeno y 2 moles de de yodo?.

Respuesta:

a) Como conocemos el número de moles iniciales y el número de moles que se obtienen en el equilibrio podremos calcular la constante de equilibrio Kc.

I2 (g) + H2 (g) Û 2 HI (g)

Moles iniciales: 5,30 7,94 0

Moles que reaccionan: --- --- 2x

Moles equilibrio: 5,30 – x 7,94 – x 2x

En número de moles de HI en el equilibrio sabemos que es 9,52, en consecuencia tenemos que: 2x = 9,52, de donde x = 4,76 y por tanto nos que da que: moles HI = 9,52; moles H2 = 0,54 y moles I2 = 3,18. Luego sustituyendo en la Ley de Acción de Masas:

b) Planteamos de nuevo el equilibrio con los nuevos datos:

I2 (g) + H2 (g) Û 2 HI (g)

Moles iniciales: 2 4 0

Moles que reaccionan: x x 2x

Moles equilibrio: 2 – x 4 – x 2x

Como en el apartado anterior hemos obtenido el valor de Kc, volvemos a plantear la Ley de Acción de Masas:

resolviendo la ecuación de segundo grado resultante se obtiene el siguiente valor para x = 1,80, por lo tanto los moles de yoduro hidrógeno serán: moles HI = 2x = 3,60 moles.


1.- Cada apartado. 0,5 puntos.

2.- a) Cada configuración electrónica. 0,1 puntos.

b) Cada grupo. 0,1 puntos.

Cada periodo. 0,1 puntos.

c) Identifica el de mayor afinidad electrónica y lo justifica. 0,3 puntos.

d) Reconoce y justifica el tipo de enelace. 0,3 puntos.

e) Identifica el de mayor radio atómico y lo justifica. 0,3 puntos.


4.- Cálculo del número de moles de H+(H3O)+. 0,4 puntos.

Cálculo del nº de moles de OH. 0,4 puntos.

Cálculo de la concentración de H+. 0,4 puntos.

Cálculo del pH. 0,4 puntos.

5.- Cada apartado. 1 punto.

(Se restará 0,1 puntos en cada uno de los resultados sin sus correspondientes unidades, al igual que en los casos de errores numéricos).

CONVOCATORIA DE SEPTIEMBRE 2002

LOGSE. OPCIÓN A

1.- Describa, justificando la respuesta, todas las condiciones que estime oportunas para obtener un óptimo rendimiento en la formación de óxido nítrico (NO), por oxidación del amoniaco (NH3):

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (g) DH0 < 0

Respuesta:

De acuerdo con el Principio de Le Chatelier las mejores condiciones para favorecer un mejor rendimiento en NO sería:

a) De acuerdo con el valor de la entalpía se trata de una reacción exotérmica, es decir, la reacción tiene lugar desprendiéndose calor, por lo tanto si disminuimos la temperatura la reacción se desplazará en el sentido de producir más calor para compensar esa disminución, es decir, se desplazará hacia la derecha favoreciendo la formación del NO.

b) Si observamos vemos que en el primer miembro de la ecuación hay 9 moles gaseosos de reactivos, mientras que en el segundo miembro de la ecuación hay 10 moles de productos gaseosos. La reacción se desplazará hacia la derecha si disminuimos la presión o lo que es equivalente aumentando el volumen.

c) Si disminuimos la concentración de uno de los productos la reacción se desplazará en el sentido de compensar esa disminución, es decir, se desplazará hacia la derecha. Por lo tanto, si durante el transcurso de la reacción vamos eliminando el agua, disminuyendo la concentración de agua, el equilibrio se desplazará hacia la derecha.

d) También se puede hacer uso de un catalizador adecuado que favorezca el transcurso de la reacción hacia la formación de los productos.

2.- Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de Ag sumergida en una disolución 1M de Ag+ y otra que contiene una barra de Zn sumergida en una disolución 1 M de Zn2+. Ambas están unidas por un puente salino.

a) Escriba las reacciones que tienen lugar en el cátodo, en el ánodo y la reacción global de la pila.

b) Escriba la notación de la pila y calcule el potencial estándar.

c) Dibuje un esquema identificando cada uno de los elementos de la pila y la dirección del flujo de electrones. ¿Cuál es el objetivo del puente salino?.

Datos: E0 [Zn2+/Zn(s)] = 0,76 V; E0 (Ag+/Ag) = + 0,80.

Respuesta:

a) En el Ánodo: Zn Zn2+ + 2 e-

En el Cátodo: Ag+ + 1 e- Ag

La reacción global sería:

Zn Zn2+ + 2 e-

2 x (Ag + + 1 e - Ag ) .

2 Ag+ + Zn Zn2+ + 2 Ag

b) La notación de la pila sería:

Zn/ Zn2+ (1 M) // Ag+ (1M) /Ag

Y el potencial estándar es:

E0 = E0cátodo E0

ánodo = 0,80 (0,76) = 1,56 V.

c)

3.- Formule o nombres según corresponda:

Hg2+ H3C-CHOH-CH2-COOH

ClO3- H2C=CH-CO-CH3

Fe2O3 H3C-CH2-COONa

Na2HPO4 H3C – O – CH3

Hidróxido de calico-Hidróxido cálcico 3-buten-1,2,3-triol

Bromuro de potasio-bromuro potásico Ciclopenteno

Hidruro de estroncio-Dihidruro de estroncio Tributilamina

Ácido tetraoxomangánico (VI)-Ácido mangánico 4,5-dimetil-1,4-hexadieno.

Respuesta:

Compuestos inorgánicos.

Catión mercúrico/Ion mercurio (II).

Anión clorato/Ion trioxoclorato (V).

Óxido férrico/trióxido de dihierro.

Fosfato disódico/Hidrógeno tetraoxofosfato (V) de Sodio.

Ca(OH)2.

KBr.

SrH2.

H2MnO4.

Compuestos orgánicos.

Ácido 3-hidroxibutanoico.

3-buten-2-ona. (3-butenona).

Propanoato sódico (Propanoato de sodio).

Dimetil éter (éter metílico).

H2C=C(OH)-CH(OH)-CHOH.

(H3C-CH2-CH2-CH2)3N

H2C=CH-CH2-C(CH3)=C(CH3)-CH3

4.-a) Calcule la concentración de una disolución de HCN cuya constante Ka tiene un valor de 5 x 10-10 y su grado de disociación es = 0,02.

b) ¿Qué pH tendría una disolución de dicho ácido con una concentración 10 -

3 M?.

Respuesta:

a) El valor de Ka nos indica que el ácido cianhídrico (cianuro de hidrógeno) HCN es un ácido débil y por lo tanto la reacción de hidrólisis sería:

HCN + H2O Û CN- + H3O+

Moles iniciales: C0 0 0

Moles que reaccionan: C0 C0

Moles equilibrio: C0 C0 C0 C0

Sustituyendo en la correspondiente ecuación tendremos:

Operando tendremos: C0 = 1,225.10-6 M.

b) HCN + H2O Û CN- + H3O+

Moles iniciales: 10-3 0 0

Moles que reaccionan: C0 C0

Moles equilibrio: 10-3 C0 C0 C0

De donde:

Como el valor de Ka es muy pequeño podemos hacer la aproximación de que 1

sea igual a 1. Entonces quedaría:

por lo tanto: [H3O+] = C0 = 10-3 . 7,07.10-4 = 7,07.10-7 M ; y en consecuencia el valor del pH sería:

pH = log [H3O+] = log (7,07.10-7) = 6,15.

5.- Cuando se forma un mol de benceno, C6H6 (l), se requieren 49 kJ. Sabiendo que las entalpías estándar de formación del CO2 y del H2O son 394 kJ/mol y 286 kJ/mol respectivamente, calcular:

a) La entalpía de combustión del benceno.

b) La energía desprendida en la combustión de 117 g de benceno.

Datos: Masas atómcias: C = 12; H = 1.

Respuesta:

a) Para calcular la entalpía de combustión procedemos a escribir la correspondiente ecuación y haciendo uso de las entalpías estándar de formación procedemos a su cálculo:

C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) 6 CO2 (g) + 3 H2O (l)

DH0combustión = DH0

f (productos) DH0f (reactivos)

Sustituyendo valores tenemos:

DH0combustión = [ 6 x DHo

f (CO2) + 3 x DH0f(H2O)] [ DH0

f(C6H6) + DH0f (O2)]

De donde:

DH0combustión = [6 x ( 394) + 3 x ( 286)] [ 49 + 0] = -3271 kJ/mol.

b) Una vez que conocemos la entalpía de combustión del benceno habrá que referir los cálculos a la cantidad de 117 g, es decir, tendremos que:

De donde: x = 4906,5 kJ.


1.- Por cada aspecto señalado correcto (presión, temperatura,

concentración y catalizador). 0,4 puntos.

2.- a) Reacción en cada electrodo. 0,2 puntos.

Reacción global. 0,2 puntos.

b) Notación correcta. 0,2 puntos.

Cálculo del potencial estándar. 0,2 puntos.

c) Esquema completo de la pila. 0,4 puntos.

Dirección correcta en el flujo electrónico. 0,1 puntos.

Puente salino. 0,5 puntos.


Cada definición correcta. 0,125 puntos.

4.- a) Cálculo de la concentración. 1 punto.

b) Cálculo del pH. 1 punto.

5.- a) Cálculo de la entalpía de combustión del benceno. 1 punto.

b) Cálculo de la energía desprendida. 1 punto.

CONVOCATORIA DE SEPTIEMBRE 2001-2002

LOGSE. OPCIÓN B

1.- Los elementos A, B y C tienen los números atómicos 19, 20 y 33 respectivamente.

a) A partir de sus estructuras electrónicas, indique a que grupo y período pertenece cada uno.

b) Señale, justificando la respuesta, cuál tendrá mayor afinidad electrónica y cuál menor energía de ionización.

Respuesta:

a) Las configuraciones electrónicas correspondientes serían:

A(Z=19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1.

B(Z=20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.

C(Z=33): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3.

De acuerdo con la configuración electrónica podemos deducir que el elemento: A pertenece al grupo IA (alcalinos) y periodo 4º.

B pertenece al grupo IIA (alcalino-térreos) y periodo 4º.

C pertenece al grupo VA (Nitrogenoides) y periodo 4º.

b) La afinidad electrónica es la energía puesta en juego cuando un átomo en estado gaseoso captura un electrón dando lugar a un anión gaseoso. Los elementos A y B tienen uno y dos electrones en su capa más externa o capa de valencia por lo tanto tendrán una tendencia a ceder electrones más que a capturarlos, por el contrario al elemento C le faltan tres electrones para adquirir la configuración estable de gas noble por eso será el que tenga mayor afinidad electrónica.

Por el contrario la energía de ionización (o potencial de ionización) es la energía necesaria para poder arrancarle un electrón a un átomo gaseoso y formar un catión gaseoso. De todos los elementos el A solo tiene un electrón en su capa más externa por lo tanto como todos están en el mismo periodo, se requerirá menor energía para arrancarle un electrón, ya que de esa manera quedaría con la capa anterior con la configuración estable de gas noble, mientras que B requería la pérdida de dos electrones lo que implicaría un mayor aporte energético.

2.- a) Indique si son ácidas, básica o neutras las disoluciones resultantes del proceso de hidrólisis de las siguientes sales: NH4Cl; CH3COONa. Formule en cada caso las ecuaciones iónicas para justificar la respuesta.

b) Se dan las siguientes especies: CO32-, CH3COOH. Clasifíquelas como ácidos o

bases, según la teoría de Brönsted-Lowry, escribiendo las ecuaciones químicas correspondientes e indicando el carácter ácido o básico de las especies que intervienen en cada caso.

Respuesta:

a) La disolución del NH4Cl daría lugar a las siguientes especies:

NH4Cl NH4+ + Cl-

El ión cloruro Cl- proviene de un ácido fuerte como es el HCl por lo tanto será una base conjugada débil que no reaccionará con el agua:

Cl- + H2O No reacciona.

El ión amonio NH4+ proviene de una base débil, el amoniaco NH3, y por lo tanto será un

ácido fuerte capaz de reaccionar con el agua:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

En consecuencia la disolución resultante tendrá carácter ácido.

En el caso del CH3COONa, la disolución de la sal daría lugar a los siguientes iones:

CH3COONa CH3COO- + Na+

El ión acetato proviene de un ácido débil como es el ácido acético (ácido etanoico), CH3COOH y por lo tanto será una base conjugada fuerte que reaccionará con el agua:

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

El ión Na+ a su vez proviene de una base muy fuerte como es el NaOH y por lo tanto se tratará de un ácido muy débil que no reaccionará con el agua:

Na+ + H2O No reacciona.

En consecuencia la disolución tendrá carácter básico.

b) El ión carbonato CO32- tenderá a coger un protón que le puede ceder el agua

que se comportará como ácido, en consecuencia según Brönsted-Lowry dicho ión será una base.

CO32- + H2O Û HCO3

- + OH-

Base1 ácido2 ácido1 base2

Como ya hemos indicado el CH3COOH se comportará como ácido siendo capaz de ceder un protón.

CH3COOH + H2O Û CH3COO- + H3O+


Mg2+ H3C-NH2

PO33- H3C-CH2-O-CH3

Cu2O ClCH=CHCl

NaMnO4 H2C=CH-CH=CHOH

Ácido trioxosulfúrico (IV)-Ácido sulfuroso Etanal

Hidróxido de bario-Dihidróxido de bario Butanoato de metilo

Trioxoclorato (V) de amonio-Clorato amónico 2-cloro-3-metilbuteno

Tetraoxosulfato (IV) de hierro (III)-Sulfato férrico Pentanodial.

Respuesta:

Compuestos inorgánicos.

Catión magnésico/ión magnesio (II).

Ión fosfito/ión trioxofosfato (III).

Óxido cuproso/óxido de cobre (I).

Permanganato sódico/Tetraoxomanganato (VII) de sodio.

H2SO3.

Ba(OH)2

NH4ClO3

Fe2(SO4)3

Compuestos orgánicos.

Metilamina o metanamina.

Etil metil éter.

1,2-dicloroeteno.

1,3-butadien-1-ol.

H3C-CHO.

H3C-CH2-CH2-COO-CH3.

H3C-CH(CH3)-C(Cl)=CH2.

OHC-CH2-CH2-CH2CHO.

4.- La constante de equilibrio de la reacción:

CO2(g) + H2 (g) Û CO (g) + H2O (g)

Vale 0,10 a 690ºK. ¿Cuál es la presión de equilibrio de cada sustancia si se introducen 0,50 moles de CO2 y 0,50 moles de H2 en un matraz de 3,0 litros y se calienta la mezcla a 690ºK?.

Dato: R = 0,082 atm.l.mol-1.ºK-1.

Respuesta:

En las condiciones que se nos plantea el problema hay que tener en cuenta que a 690ºK, el número de moles gaseosos de productos es igual al número de moles de reactivos y por lo tanto Kp = Kc; ya que Kp = Kc (RT)Dn y como Dn = 0, se produce una igualdad entre las dos constantes de equilibrio.

Procedemos a plantear el equilibrio:

CO2 (g) + H2 (g) Û CO (g) + H2O (g)

Moles iniciales: 0,50 0,50 0 0

Moles que reaccionan: x x

Moles equilibrio: 0,50 x 0,50 x x x

El número total de moles será: nº total moles = 0,5 –x +0,5 –x + x +x = 1

Sustituyendo en la expresión de la constante de equilibrio:

Luego las concentraciones de las especies presentes en el equilibrio serían:

Moles CO2 = moles H2 = 0,50 -0,122 = 0,378

Moles CO = moles H2O = 0,122

Procedemos a calcular la presión total para seguidamente obtener las correspondientes presiones parciales:

P.V = n.R.T, de donde P = n.R.T./V = 1.0,082.690/3 = 18,86 atm.

5.- Ajuste por el método el ión-electrón, la reacción:

HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + NO + H2O

Indicando, de forma justificada, las semirreacciones de oxidación y reducción, cuál es la especie oxidante y cuál la reductora.

¿Qué volumen de NO, medido a 1 atmósfera de presión y a 273ºK, se desprenderá si se oxidan 3 g de Cu metálico?.

Datos: Masa atómica: Cu = 63,5; R = 0,082 atm.l.mol-1.ºK-1.

Respuesta:

Procedemos a determinar los estados de oxidación de las distintas especies químicas para ver cuales son los elementos que presentan cambios en su número de oxidación.

Vemos que los elementos que cambian su número de oxidación son el nitrógeno que pasa desde +5 a +2 y el cobre que pasa desde 0 a +2.

Las semirreacciones correspondientes serían:

NO3 NO

Cu0 Cu2+

A continuación procedemos a ajustar primero en masa:

NO3 + 4 H+ NO + 2 H2O

Cu0 Cu2+

Y luego en carga:

NO3 + 4 H+ + 3 e- NO + 2 H2O

Cu0 Cu2+ + 2 e-

Ajustamos y nos queda:

2 x (NO3 + 4 H+ + 3 e- NO + 2 H2O)

3 x (Cu0 Cu2+ + 2 e- )

.

2 NO3- + 8 H+ + 3 Cu 2 NO + 3 Cu2+ + 4 H2O

de donde resulta:

8 HNO3 + 3 Cu 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

La especie oxidante es la que captura los electrones reduciéndose, es decir, el HNO3, mientras que la especie reductora es la que proporciona los electrones que provocan la reducción de la otra especie, mientras que ella se oxida, es decir el cobre (Cu).

Finalmente nos piden calcular el volumen de NO en condiciones normales (0ºC = 273ºK y 1 atm de presión) se desprenderá al oxidar 3 g de Cu metálico.

Nº de moles de Cu = 3/63,5 = 0,047 moles

De acuerdo con la ecuación ajustada, los cálculos esquiométricos serían:

De donde resulta que: x = 0,031 moles de NO.

El volumen que ocupan estos 0,031 moles de NO en las condiciones indicadas sería:

P.V = n. R.T, de donde, V = n.R.T./P = 0,031.0,082.273/1 = 0,69 litros


1.- Cada grupo correcto. 0,2 puntos.

Cada periodo correcto. 0,2 puntos.

Mayor afinidad electrónica. 0,4 puntos.

Mayor potencial de ionización. 0,4 puntos.

2.- a) Cada ecuación correcta. 0,5 puntos.

b) Cada ecuación nombrando las especies. 0,4 puntos.

Identificación de cada acidez/basicidad. 0,1 puntos.


Cada definición correcta. 0,125 puntos.

4.- Cálculo de P total. 0,8 puntos.

Identificación del valor de Kp = Kc. 0,2 puntos.

Cálculo de las presiones parciales. 1 punto.

5.- Cada semirreacción correcta. 0,4 puntos.

Reacción global correcta. 0,2 puntos.

Cálculo del nº de moles de NO 0,5 puntos.

Cálculo del Volumen de NO 0,5 puntos

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