UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID PRUEBA DE ACCESO A LAS ENSEÑANZAS UNIVERSITARIAS OFICIALES DE GRADO

Modelo Curso 2011-2012

MATERIA: QUÍMICA INSTRUCCIONES GENERALES Y VALORACIÓN La prueba consta de dos opciones, A y B, y el alumno deberá optar por una de las opciones y resolver las tres cuestiones y los dos problemas planteados en ella, sin que pueda elegir cuestiones o problemas de diferentes opciones. Cada cuestión o problema puntuará sobre un máximo de dos puntos. No se contestará ninguna pregunta en este impreso. TIEMPO: una hora y treinta minutos.

OPCIÓN A Pregunta 1A.- Considere los elementos H, O y F. a) b) c) d)

Escriba sus configuraciones electrónicas e indique grupo y periodo de cada uno de ellos. Explique mediante la teoría de hibridación la geometría de las moléculas H2O y OF2. Justifique que la molécula de H2O es más polar que la molécula de OF2. ¿A que se debe que la temperatura de ebullición del H2O sea mucho mayor que la del OF2?

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución. a.

Elemento

Conf. electrónica

Grupo

Periodo

1 (Alcalinos)

1

1s 2 ; 2s 2 2p 4

16 (Anfígenos)

2

1s 2 ; 2s 2 2p 5

17 (Halógenos

2

H

1s

O F

1

b. Las dos moléculas tienen el mismo átomo central (O), la misma hibridación en el átomo central (sp3) y la misma geometría (angular), existiendo únicamente una ligera diferencia en el ángulo de enlace, el cual esta en torno al de la hibridación tetraédrica (109,5º), con ligeras alteraciones debidas a la presencia de pares de electrones no compartidos en el átomo central, que tienden a cerrar el ángulo, y a las repulsiones electrónicas que general las nubes de electrones de los átomos con los que enlaza, que tiende ha abrirlo, y por tanto el ángulo esta entorno a 105º, siendo mayor para el OF2 que para el H2O, debido a que los átomos de flúor producen mayor repulsión electrónica que los del hidrógeno. El oxígeno, forma cuatro orbitales híbridos sp3, en dos de ellos sitúa pares de electrones no compartidos, y en los otros, electrones solitarios que forman enlaces σ para unirse a los átomos de hidrógeno en la molécula de agua y a los de flúor en la molécula de óxido de flúor.

c. La polaridad de una molécula depende de la polaridad de sus enlaces, de la geometría y de la presencia de pares de electrones no compartidos en el átomo central. En las moléculas propuestas (H2O, OF2), la geometría y los pares electrónicos no compartidos en el átomo central son iguales, diferenciándose en la polaridad de los enlaces, el enlace O ‒ H esta más polarizado que el O ‒ F, debido a que la diferencia de electronegatividad entre el oxigeno y el hidrógeno es mayor que entre el oxígeno y el flúor.

d. La diferencia está en las fuerza intermoleculares, en el HoO son enlaces de hidrógeno y el el OF2 fuerzas de Van der Waals. Enlace de hidrógeno > Fuerzas de Van der Waals

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Pregunta 2A.- Dada la reacción elemental O3 (g) + O (g) → 2 O2 (g), conteste a las siguientes preguntas: a) ¿Cuales son los órdenes de reacción respecto a cada uno de los reactivos y el orden total de la reacción? b) ¿Cual es la expresión de la ecuación de velocidad? c) Si las unidades de la concentración se expresan en mol·L‒1 y las del tiempo en segundos, ¿cuales son las unidades de la constante de velocidad? d) ¿Que relación existe entre la velocidad de formación de O2 y la de desaparición de O3? Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución. a. Por ser una reacción elemental, los ordenes de reacción coinciden con los coeficientes estequiométricos de la reacción ajustada • Orden de reacción respecto del O3 = 1. • Orden de reacción respecto del O = 1 • Orden total = Suma de ordenes parciales = 1 + 1 = 2 b.

v = k ⋅ O3 ⋅ O

c.

Las unidades de la constante se despejan de la ecuación de velocidad: [v] mol ⋅ l −1 ⋅ s −1 −1 −1 [k ] = [v] = = [ O 3 ]⋅ [ O ] [concentración ]2 mol ⋅ l −1 2 = mol ⋅ l ⋅ s

(

)

d. Aplicando la definición de velocidad de reacción respecto de cada componente se establece la siguiente igualdad: 1 d O3 1 d O 2 − = 1 dt 2 dt Nota: El signo negativo es debido a que la concentración de O3 disminuye mientras que la de O2 aumenta. En valor absoluto: d O2 dt

=2

d O3 dt

La velocidad de formación del oxígeno es el doble que la de desaparición del ozono.

Pregunta 3A.- A partir de los potenciales que se dan en los datos, justifique: a) La pareja de electrodos con la que se construirá la pila galvánica con mayor potencial. Calcule su valor. b) Las semirreacciones del ánodo y el cátodo de la pila del apartado anterior. c) La pareja de electrodos con la que se construirá la pila galvánica con menor potencial. Calcule su valor. d) Las semirreacciones del ánodo y el cátodo de la pila del apartado anterior. Datos. Eº(Sn2+/Sn) = ‒0,14V; Eº(Pt2+/Pt) = 1,20V; Eº(Cu2+/Cu) = 0,34V; Eº(Al3+/Al) = ‒1,79V Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución. a. Teniendo en cuenta que el potencial de una pila galvánica es la diferencia entre el potencial de reducción del cátodo y el potencial de reducción del ánodo, para obtener la de mayor potencial se escoge como cátodo la de mayor potencial de reducción y como ánodo la de menor potencial, de tal forma que la diferencia sea máxima. La pila galvánica de mayor potencial se obtendrá utilizado como cátodo platino y como ánodo aluminio.

(

)

(

)

E omáx = E º Pt 2+ Pt − E º Al 3+ Al = 1,20 − (− 1,79) = 2,99 V

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2

b.

Semireacción catódica: Pt 2+ + 2e − → Pt Semireacción anódica: Al → Al

3+

+ 3e

Eº = 1,20 V

−

Eº = +1,79 V

c. En este apartado se debe recordar que una pila galvánica debe tener el potencial positivo y por tanto, se deben buscar dos pares cuya diferencia sea mínima y positiva. Ordenados de mayor a menor o viceversa, serán los dos pares correlativos cuya diferencia en valor absoluto sea menor, en los pares que se proporcionan son el cobre y el de estaño.

(

)

(

)

E omáx = E º Cu 2 + Cu − E º Sn 2 + Sn = 0,34 − (− 0,14 ) = 0,48 V

d.

Semireacción catódica: Cu 2+ + 2e − → Cu

Eº =,34 V

Semireacción anódica: Sn → Sn 2+ + 2e −

Eº = +0,14 V

Pregunta 4A.Se tiene una disolución de acido etanoico 5,5×10‒2 M. a) Calcule el grado de disociación del acido en esta disolución. b) Calcule el pH de la disolución. c) Calcule el volumen de una disolución de hidróxido de sodio 0,1 M necesario para neutralizar 20 ml de la disolución de acido etanoico. d) Justifique si el pH resultante tras la neutralización del apartado anterior será acido, básico o neutro. Dato. Ka (acido etanoico) = 1,86×10‒5 Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución. a. Ácido débil monoprótido, si se denomina co a la concentración inicial del ácido y α a su grado de disociación, el ácido etanoico se disociara siguiendo el siguiente cuadro de reacción. CH 3 − COOH + Cond. Iniciales Cond. Equilibrio

co co − coα

H 2O

a ←  → CH 3 − COO −

K

− coα

Exceso Exceso

+ H 3O + − coα

Según la ley de Ostwald, y utilizando los valores del cuadro de reacción, la constante de disociación o acidez, viene dada por la siguiente expresión: CH 3 − COO − ⋅ H 3 O + c α ⋅ coα coα2 Ka = = o = [CH 3 − COOH] c o (1 − α ) 1 − α

[

][

]

Conocido la concentración inicial y la constante, para calcular el grado de disociación se puede hacer una hipótesis que simplifica la ecuación. Si α < 0,05 ⇒ 1 ‒ α ≈ 1 ⇒ K a = c o α 2 : α =

Ka 1,86 × 10 −5 = = 0,018 < 0,05 co 5,5 × 10 − 2

Se cumple la hipótesis (α < 0,05), por lo tanto se acepta y se toma como valor α = 0,018, siendo el grado de disociación del 1,8%

b.

c.

De la definición de pH, y usando los datos del cuadro de reacción:

[

]

(

)

pH = − log H 3 O + = − log(c o α ) = − log 5,5 × 10 −2 ⋅ 0,018 = 3

CH 3 − COOH + NaOH → CH 3 − COO − (aq ) + Na + (aq ) + H 2 O Atendiendo a la estequiometria del proceso: NaOH 1 = ⇒ n (NaOH ) = n (CH 3 − COOH ) CH 3 − COOH 1

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3

Teniendo en cuenta que se trata de disoluciones: M (NaOH ) ⋅ VNaOH = M(CH 3 − COOH ) ⋅ VCH3 −COOH ; VNaOH = VCH3 −COOH ⋅ VNaOH = 20 × 10 −3 ⋅

M(CH 3 − COOH ) M(NaOH )

5,5 × 10 −2 = 11 × 10 −3 L = 11 mL 0,1

d. El pH de la disolución resultante del apartado anterior es básico, debido a que el ácido etanoico, por ser un ácido débil, al disociarse genera una base conjugada fuerte (CH3‒COO‒1) que produce hidrólisis, captando protones y liberando OH‒, mientras que el Na+, por proceder de una base fuerte, se comporta como ácido conjugado débil y no se hidroliza. HCOO − + H 2 O ↔ HCOOH + OH −

Pregunta 5A.- Se quema 1 tonelada de carbón, que contiene un 8% (en peso) de azufre, liberando como gases de combustión CO2 y SO2. Calcule: a) El calor total obtenido en dicha combustión. b) El volumen de CO2 desprendido, medido a 1 atm y 300 K. c) La masa de SO2 desprendida. d) Si todo el SO2 se convirtiese en acido sulfúrico, generando lluvia acida, ¿que masa de acido sulfúrico se puede producir? Suponga que un mol de SO2 produce un mol de H2SO4. Datos. R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; S = 32. ∆Hºf (kJ·mol−1): CO2 = −393; SO2 = −297. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución. Reacciones de combustión. C + O 2 → CO 2 + 393 kJ S + O 2 → SO 2 + 297 kJ

a.

El calor desprendido en la combustión es:

∆Q = n (C ) ⋅ ∆H of (CO 2 ) + n (S) ⋅ ∆H of (SO 2 )

 920 × 10 3 3 = 76,67 × 10 3 mol m(C ) = 92%m T = 920 × 10 g : n (C ) = 12 1000 Kg :  3 80 × 10 3  m(S) = 8%m = 80 × 10 g : n (S) = = 2,5 × 10 3 mol T  32

kJ kJ + 2,5 × 10 3 mol ⋅ 297 = 30872,5 × 10 3 kJ mol mol Nota: El signo negativo va incluido en el término calor desprendido. ∆Q = 76,67 × 10 3 mol ⋅ 393

b.

El volumen de CO2 desprendido se calcula mediante la ecuación de gases ideales. n (CO 2 )RT V (CO 2 ) = P El número de moles de CO2 se calcula por la estequiometria de la reacción de combustión. CO 2 1 = ⇒ n (CO 2 ) = n (C ) = 76,67 × 10 3 mol C 1

V (CO 2 ) =

76,67 × 10 3 mol ⋅ 0,082 1 atm

atm ⋅ L ⋅ 300 K mol ⋅ K = 1886 × 10 3 L = 1886 m 3

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c.

d.

La masa de dióxido de azufre se calcula conocidos los moles de SO2 formados. SO 2 1 = ⇒ n (SO 2 ) = n (S) = 2,5 × 10 3 mol S 1 g m(SO 2 ) = n (SO 2 ) ⋅ M(SO 2 ) = 2,5 × 10 3 mol ⋅ 64 = 160 × 10 3 g = 160 kg mol m(H 2 SO 4 ) = n (H 2 SO 4 ) ⋅ M(H 2 SO 4 ) = 2,5 × 10 3 mol ⋅ 64

g = 160 × 10 3 g = 160 kg mol n (H 2 SO 4 ) = n (SO 2 ) = 2,5 ⋅ 10 3 mol g = 245 × 10 3 g = 245 kg m(H 2 SO 4 ) = 2,5 × 10 3 mol ⋅ 98 mol

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OPCIÓN B

Pregunta 1B.- Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando la respuesta. a) Un fotón con frecuencia 2000 s‒1 tiene mayor longitud de onda que otro con frecuencia 1000 s‒1. b) De acuerdo al modelo de Bohr, la energía de un electrón de un átomo de hidrogeno en el nivel n = 1 es cuatro veces la energía del nivel n = 2. c) Cuando un átomo emite radiación, sus electrones pasan a un nivel de energía inferior. d) Los números cuánticos (3, 1, 1, +1/2) corresponden a un electrón de la configuración electrónica fundamental del átomo de carbono. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución. c  FALSO. La longitud de onda es inversamente proporcional a la frecuencia  λ =  , a mayor ν  frecuencia menor longitud de onda.

a.

b. VERDDERO. Según el modelo atómico de Bohr, la energía de un electrón es inversamente proporcional al cuadrado de su número cuántico principal. k  n = 1 : E1 = 2 k  E1  1   1 E = f 2  :  : = 1 : E 1 = 4E 2 k E2 k  n  n = 2 : E = 4 2 2  2 c. VERDADERO. Cuanto más cercano se encuentra el electrón del núcleo menor es su contenido energético, si un electrón salta a un nivel inferior, el átomo emite una radiación. d. FALSO. Los electrones del átomo de carbono se encuentran en los niveles de energía n =1 y n = 2, y las cuaternas de números cuánticos de sus electrones deberán empezar por 1 o por 2. La cuaterna propuesta puede corresponder a un electrón de un átomo de carbono excitado.

Pregunta 2B.- Para la reacción en fase gaseosa A + B ↔ C los valores de entalpía de reacción y energía de

activación de la reacción directa son: ∆H = −150 kJ·mol‒1 y Ea = 85 kJ·mol‒1. a) Justifique el efecto de un aumento de temperatura en la constante de equilibrio y en la composición en equilibrio. b) Justifique el efecto de un aumento de temperatura en la constante de velocidad y en la velocidad de la reacción directa. c) Justifique el efecto de un aumento de volumen en la constante de equilibrio y en la composición en equilibrio. d) Determine, para la reacción inversa C ↔ A + B, los valores de ∆H y Ea y justifique si la constante de velocidad de la reacción inversa será mayor o menor que la directa.

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución. En los apartados referentes a perturbaciones sobre el equilibrio, hay que tener en cuenta la Ley de Le Chatelier. “Siempre que se modifique las condiciones de un sistema en equilibrio se produce un desplazamiento del mismo en el sentido que restablezca las condiciones iniciales”. a. Al aumentar la temperatura en un sistema en equilibrio, este se desplaza en el sentido endotérmico, absorbiendo calor y oponiéndose a la perturbación. Por tratarse de una reacción exotérmica, el sentido endotérmico es hacia la izquierda, por lo tanto, al aumentar la temperatura el sistema se desplaza hacia la izquierda, aumentando las concentraciones de los reactivos y disminuyendo la de los productos, lo cual produce una disminución en el valor de la constante de equilibrio.

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E  − a  Según la ecuación de Arrhenius  k = A ⋅ e RT  , la constante de velocidad es exponencialmente     directa a la temperatura, al aumentar la temperatura aumenta la constante.

b.

(

)

La ecuación integrada de velocidad v = k ⋅ [A ]α ⋅ [B]β ⋅ ... indica que la velocidad de reacción es directamente proporcional a la constante, si la temperatura aumenta, aumenta la constante, y aumenta la velocidad de reacción.

c. Las variaciones de volumen no afectan al valor de la constante de equilibrio, la cual solo es función de la temperatura. Para equilibrios gaseosos con variación del número de moles gaseosos entre reactivos y productos (∆n (g ) ≠ 0) , las variaciones de volumen desplazan el equilibrio. Si se aumenta el volumen, el equilibrio se desplaza en el mismo sentido que lo haría con una disminución de presión, se desplazará en el sentido en el que aumente el volumen del sistema, para la reacción propuesta hacia la izquierda (reactivos).

d. Por ser la entalpía una función de estado (sus variaciones solo dependen de las condiciones iniciales y finales), la entalpía de la reacción directa e inversa solo se diferencian en el signo. ∆H R (Inversa ) = − ∆H R (Directa ) ∆H R (Inversa ) = −(− 150) = +150 kJ ⋅ mol −1

La entalpía de reacción y las energías de activación de los procesos directo e inverso están relacionadas por la siguiente ecuación: ∆H R = E a − E a−1

E a−1 = E a − ∆H R = 85 − (− 150) = 235 kJ ⋅ mol −1 E  − a  RT La constante de velocidad es exponencialmente inversa a la energía de activación k = A ⋅ e   mayor energía de activación, menor constante cinética.

 ,a  

E a−1 > E a ⇒ k −1 < k

Pregunta 3B.- Indique razonadamente, escribiendo de forma esquemática las reacciones correspondientes, a que tipo de reacciones orgánicas corresponden los siguientes procesos: a) La síntesis del nailon a partir del acido 6-aminohexanoico. b) La síntesis del teflón a partir del tetrafluoroetileno. Puntuación máxima por apartado: 1 punto.

Solución. a. El nailon es una poliamida que se forma a partir de un único monómero (6-aminohexanoico), la síntesis es una reacción de polimerización por condensación entre el grupo carboxilo de una molécula y el grupo amina de otra. n H 2 N − (CH 2 )5 − COOH → [− HN − (CH 2 )5 − CO −]n + 2n H 2 O b. El teflón es un polímero que se obtiene por una reacción de adición al doble enlace, que se clasifica como polimerización por adición. n CF2 = CF2 → [− CF2 − CF2 −]n

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Pregunta 4B.- Se quema benceno en exceso de oxigeno, liberando energía. a) Formule la reacción de combustión del benceno. b) Calcule la entalpía de combustión estándar de un mol de benceno líquido. c) Calcule el volumen de oxigeno, medido a 25 ºC y 5 atm, necesario para quemar 1 L de benceno liquido. d) Calcule el calor necesario para evaporar 10 L de benceno líquido. Datos. ∆Hºf (kJ·mol‒1): benceno (l) = 49; benceno (v) = 83; agua (l) = ‒286; CO2 (g) = ‒393. Densidad benceno (l) = 0,879 g·cm‒3. Masas atómicas: C = 12; H = 1; R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1 Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución. a.

C 6 H 6 (l ) +

15 O 2 (g ) → 6CO 2 (g ) + 3H 2 O(l ) 2

b. Por ser la entalpía una función de estado, sus variaciones solo dependen de las condiciones iniciales y finales, aplicado a una reacción: ∆H oR =

∑ p i ⋅ ∆H of (productos) − ∑ ri ⋅ ∆H of (reactivos)

  15 ∆H oC (C 6 H 6 (l)) = 6 ⋅ ∆H of (CO 2 (g )) + 3 ⋅ ∆H of (H 2 O(l )) −  ∆H of (C 6 H 6 (l)) + ⋅ ∆H of (O 2 (g )) 4 43 4 2 142  0   ∆H oC (C 6 H 6 (l )) = 6 ⋅ (− 393) + 3 ⋅ (− 286) − (49 ) = −3265 kJ mol −1 Reacción exotérmica

c.

Por estequiometria de la reacción: 15 O2 15 15 m(C 6 H 6 ) 15 V (C 6 H 6 ) ⋅ d(C 6 H 6 ) = 2 ⇒ n (O 2 ) = n (C 6 H 6 ) = ⋅ = ⋅ = C6H6 1 2 2 M(C 6 H 6 ) 2 M(C 6 H 6 )

=

15 1000 cm 3 ⋅ 0,879 gr cm −3 ⋅ = 84,52 mol 2 78 gr mol −1

Conocidos el número de moles, el volumen se calcula mediante la ecuación de gases ideales. n (O 2 ) ⋅ RT V (O 2 ) = = P

d.

atm ⋅ L ⋅ 298 K mol ⋅ K = 413 L 5 atm

84,52 mol ⋅ 0,082

C 6 H 6 (l ) → C 6 H 6 (v )

∆H oVaporización = ∆H of (C 6 H 6 (v )) − ∆H of (C 6 H 6 (l )) = 83 − 49 = 34 kJ mol −1

Reacción endotérmica ∆Q = n ⋅ ∆H ov

n (C 6 H 6 ) =

m(C 6 H 6 ) V(C 6 H 6 ) ⋅ d(C 6 H 6 ) 10000 cm 3 ⋅ 0,879 gr cm −3 = = = 11,27 mol M(C 6 H 6 ) M(C 6 H 6 ) 78 gr mol −1

∆Q = 11,27 mol ⋅ 34 kJ mol −1 = 383,15 kJ

Para evaporar 10L de benceno hay que aportar 383,15 kJ.

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Pregunta 5B.- Se requieren 2 g de una disolución acuosa comercial de peroxido de hidrogeno para reaccionar totalmente con 15 ml de una disolución de permanganato de potasio (KMnO4) 0,2 M, en presencia de cantidad suficiente de acido sulfúrico, observándose el desprendimiento de oxigeno molecular, a la vez que se forma sulfato de manganeso (II). a) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción y la reacción molecular global del proceso. b) Calcule la riqueza en peso de la disolución comercial de peroxido de hidrogeno, y el volumen de oxigeno desprendido, medido a 27 ºC y una presión de 700 mm Hg. Datos. R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. Masas atómicas: H = 1; O =16. Puntuación máxima por apartado: 1 punto.

Solución. a. Reacción red-ox sin ajustar: KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 Elementos que cambian de valencia: + e−

Mn (VII)  → Mn (II ) −e−

O 22−  → O 2 Se ajusta la reacción por el método ión electrón en medio ácido Semireacciones iónicas sin ajustar: Semireacción de reducción : MnO −4 → Mn 2+

Semireacción de oxidación : H 2 O 2 → O 2 Se ajusta el oxígeno sumando en el miembro donde haya defecto tantas moléculas de H2O como átomos de oxígeno falten. Semireacción de reducción : MnO −4 → Mn 2+ + 4H 2 O Semireacción de oxidación : H 2 O 2 → O 2 Se ajustan el hidrógeno sumando protones en el miembro donde haya defecto de hidrógeno. Semireacción de reducción : MnO −4 + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O Semireacción de oxidación : H 2 O 2 → O 2 + 2H + Se ajustan las cargas sumando electrones en el miembro donde haya exceso de carga positiva o defecto de carga negativa. Semireacción de reducción : MnO −4 + 8H + + 5e − → Mn 2+ + 4H 2 O Semireacción de oxidación : H 2 O 2 → O 2 + 2H + + 2e − Se combinan las semireacciones para eliminar los electrones. Semireacción de reducción : 2 × MnO 4− + 8H + + 5e − → Mn 2+ + 4H 2 O

( Semireacción de oxidación : 5 × (H O 2

2

→ O 2 + 2 H + + 2e −

)

)

Reacción iónica global : 2MnO 4− + 5H 2 O 2 + 16H + → 2Mn 2+ + 5O 2 + 8H 2 O + 10H + La reacción global se obtiene simplificando y transformando los protones en ácido sulfúrico y los iones en sales sulfatadas. Reacción global : 2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5O 2 + 8H 2 O + K 2 SO 4

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b. El apartado se realiza por estequimetria a partir de los moles de permanganato potásico utilizados, que es el único compuesto del que conocemos la cantidad exacta que ha reaccionado. Por estar en disolución:

n (KMnO 4 ) = M KMnO 4 ⋅ VKMnO 4 = 15 × 10 −3 L ⋅ 0,2 mol L−1 = 3 × 10 3 mol

Para calcular la riqueza de la disolución comercial de peróxido de hidrógeno, se necesita calcular el número de moles que han reaccionado de dicho compuesto. H 2O 2 5 5 5 = ⇒ n (H 2 O 2 ) = n (KMnO 4 ) = ⋅ 3 × 10 −3 = 7,5 × 10 −3 mol KMnO 4 2 2 2 m(H 2 O 2 ) = n (H 2 O 2 ) ⋅ M(H 2 O 2 ) = 7,5 × 10 −3 mol ⋅ 34 g mol −1 = 0,255 g La riqueza de la disolución se obtiene comparando la masa de H2O2 con la de la disolución. m(H 2 O 2 ) 0,255 R (H 2 O )Comercial = ⋅ 100 = ⋅ 100 = 12,75% m disolución 2 Oxigeno desprendido, se calcula a partir del número de moles que reaccionado de H202. O2 5 = ⇒ n (O 2 ) = n (H 2 O 2 ) = 7,5 × 10 −3 mol H 2O 2 5 Conocidos los moles de oxigeno, el volumen se calcula mediante la ecuación de gases idesles. atm ⋅ L 7,5 × 10 −3 mol ⋅ 0,082 ⋅ 300 K n (O 2 ) ⋅ RT mol ⋅ K = V (O 2 ) = = 0,2 L 700 P atm 760

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