UNIVERSIDADES DE ANDALUCÍA PRUEBA DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD CURSO 2013-2014 JUNIO

QUÍMICA Instrucciones: a) Duración: 1 hora y 30 minutos. b) Elija y desarrolle una opción completa, sin mezclar cuestiones de ambas. Indique, claramente, la opción elegida. c) No es necesario copiar la pregunta, basta con poner su número. d) Se podrá responder a las preguntas en el orden que desee. e) Puntuación: Cuestiones (nº 1, 2, 3 y 4) hasta 1,5 puntos cada una. Problemas (nº 5 y 6) hasta 2 puntos cada uno. f) Exprese sólo las ideas que se piden. Se valorará positivamente la concreción en las respuestas y la capacidad de síntesis. g) Se permitirá el uso de calculadoras que no sean programables, gráficas ni con capacidad para almacenar o transmitir datos.

OPCIÓN A 1.- Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Fluoruro de amonio b) Hidróxido de cadmio c) 1Bromo-2-cloropropano d) PbO e) Hg(ClO3)2 f) CH3COOCH3. Solución. a. Fluoruro de amonio ≡ NH 4 F b.

Hidróxido de cadmio ≡ Cd (OH )2

c.

1-Bromo-2-cloropropano ≡ CH 2 Br − CHCl − CH 3

d. e.

PbO ≡ Óxido de plomo(II) Hg(ClO 3 )2 ≡ Clorato de mercurio(II)

f.

CH 3 − COO − CH 3 ≡ Etanoato de metilo

2.- Responda a las siguientes cuestiones justificando la respuesta. a) ¿En qué grupo y en qué periodo se encuentra el elemento cuya configuración electrónica termina en 4f145d56s2? b) ¿Es posible el siguiente conjunto de números cuánticos (1, 1, 0, ½)? c) ¿La configuración electrónica 1s22s22p53s2 pertenece a un átomo en su estado fundamental? Solución. a. Sexto período, grupo VIIB o 7 No es posible, l = 0, 1, …, n-1. Si n = 1, ⇒ l solo puede valer 0.

b.

c. Falso, no sigue la regla de mínima energía, se empieza a rellenar el subnivel 3s antes de completar el subnivel 2p.

3.- En el equilibrio: C (s) + 2H2 (g) ⇌ CH4 (g) ∆Hº= −75 kJ. Prediga, razonadamente, cómo se modificará el equilibrio cuando se realicen los siguientes cambios: a) Una disminución de la temperatura. b) La adición de C(s). c) Una disminución de la presión de H2, manteniendo la temperatura constante. Solución. Principio de Le Chatelier: “Si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración,..) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación y de esa forma reestablecer el equilibrio en una nueva posición” 0

H

a. Al disminuir la temperatura en un sistema, el equilibrio se desplaza en el sentido exotérmico, desprendiendo energía y contrarrestando la disminución de temperatura. Por ser la reacción exotérmica (∆ < ) , el sentido exotérmico es hacia la derecha. Por lo tanto al disminuir la temperatura el sistema alcanza su nueva posición de equilibrio desplazándose hacia los productos.

1

b. Por estar en estado sólido y ser un equilibrio heterogéneo sólido-gas, la adición de un componente sólido no modifica el equilibrio,. c. Si disminuye la presión parcial del hidrógeno el equilibrio se desplazará hacia la izquierda (reactivos) para formar mas hidrógeno y de esa forma contrarrestar la disminución de la presión parcial de hidrógeno.

4.- Dado el siguiente compuesto CH3CH=CHCH3, diga, justificando la respuesta, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El compuesto reacciona con Br2 para dar dos compuestos isómeros geométricos. b) El compuesto reacciona con HCl para dar un compuesto que no presenta isomería óptica. c) El compuesto reacciona con H2 para dar CH3C≡CCH3. Solución. a. Falso. Si reacciona con Br2, forma 2,3-dibromobutano, desaparece el doble enlace y por tanto la posibilidad de formar isómeros geométricos del tipo cis-trans. b. Falso. Si adiciona una molécula de cloruro de hidrógeno forma el 2-clorobutano que presenta un carbono asimétrico en la posición dos originando isómeros ópticos H |

CH 3 − CH 2 − * C − CH 3 |

Cl c.

Falso. Si reacciona con hidrógeno, se produce una adición electrófila originándose butano. CH 3 − CH = CH − CH 3 + H 2 → CH 3 − CH 2 − CH 2 − CH 3

5.- Para la obtención del tetracloruro de carbono según: CS2 (l) + 3Cl2 (g) → CCl4 (l) + S2Cl2 (l) a) Calcule el calor de reacción, a presión constante, a 25ºC y en condiciones estándar. b) ¿Cuál es la energía intercambiada en la reacción anterior, en las mismas condiciones, cuando se forma un litro de tetracloruro de carbono cuya densidad es 1,4 g/mL? Datos: ∆Hfº[CS2(l)]=89,70 kJ/mol; ∆Hfº[CCl4(l)]= −135,40 kJ/mol; ∆Hfº[S2Cl2(l)]= −59,80 kJ/mol. Masas atómicas C=12; Cl=35,5. Solución. a. El calor de reacción a presión constante es la entalpía. Por tratarse de una función de estado, sus variaciones solo dependen de las condiciones iniciales y finales, aplicado a una reacción química: ∆H oR = α i ⋅ ∆H of i (Pr oductos ) − β i ⋅ ∆H of i (Re activos )

∑

∑

Siendo αi y βi los coeficientes estequiométrico de productos y reactivos.   ∆H oR = ∆H of (CCl 4 ) + ∆H of (S2 Cl 2 (I )) −  ∆H of (CS 2 ) + 3∆H of (Cl 2 ) = −135,40 + (− 59,80) − (− 89,70)  1424 3 0   ∆H oR = −105,50 kJ Reacción exotérmica b.

CS2 (l) + 3Cl2 (g) → CCl4 (l) + S2Cl2 (l) + 105,50 kJ Por factores de conversion:

Q 105,50 kJ = CCl 4 1 mol

⇒ ∆Q =

105,50 kJ ⋅ n (CCl 4 ) mol

105,50 kJ m(CCl 4 ) 105,50 kJ d(CCl 4 ) ⋅ V(CCl 4 ) 105,50 kJ ∆Q = ⋅ = ⋅ = ⋅ mol M(CCl 4 ) mol M(CCl 4 ) mol

1,4

g ⋅ 1000 mL ml = 959,1 kJ 154 g mol

6.- Calcule: a) El pH de la disolución que resulta de mezclar 250 mL de HCl 0,1 M con 150 mL de NaOH 0,2 M. Suponga que los volúmenes son aditivos.

2

b) La riqueza de un hidróxido de sodio comercial, si 30 g del mismo necesitan 50 mL de H2SO4 3 M para su neutralización. Datos: Masas atómicas Na=23; H=1; O=16. Solución. a. Reacción de neutralización. Se calculan los moles de ácido y de base que hay inicialmente. mol n (HCl ) = M ⋅ V = 0,1 ⋅ 0,250 L = 0,025 mol L mol n (NaOH ) = M ⋅ V = 0,2 ⋅ 0,150 L = 0,030 mol L HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

Cond. iniciales (mol ) 0,025 Cond. finales (mol )

≈0

0,030

-

exceso

0,005

0,025

exceso

El hidróxido que no se ha neutralizado se descompone generando una disolución básica.

Cond. iniciales (mol ) Cond. finales (mol )

NaOH

2   →

H O

Na +

+

0,005

−

−

≈0

0,005

0,005

[OH ] = nV(OH(L) ) = 00,,005 = 0,0125 mol L 400 −

OH −

−

[ ]

pOH = − log OH − = − log(0,0125) = 1,9 pH = 14 − pOH = 14 − 1,9 = 12,1

b.

Reacción de neutralización. 2 NaOH + H 2SO 4 → Na 2SO 4 + 2H 2 O Por factores de conversión conocida la molaridad y el volumen de la disolución de ácido sulfúrico utilizado, se puede calcular las gramos de hidróxido sódico neutralizados. 3 mol H 2SO 4 2 mol NaOH 40 g NaOH m(NaOH ) = 50 × 10 − 3 L ⋅ ⋅ ⋅ = 12 g NaOH L 1 mol H 2SO 4 1 mol NaOH

Riqueza =

m(NaOH ) 12 ⋅100 = ⋅100 = 40% m(Total) 30

3

OPCIÓN B 1.- Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Ácido selénico b) Fosfato de cobalto(II) c) Ciclopenteno d) Mg(OH)2 e) Na2O2 f) CH3CHOHCHO. Solución. a. Ácido selénico ≡ H 3AsO 4 b.

Fosfato de cobalto(II) ≡ Co 3 (PO 4 )2

c.

Ciclopenteno ≡ C5 H10 ≡

d.

Mg(OH)2 ≡ Hidróxido de magnesio

e.

Na2O2 ≡ Peroxido de sodio

f.

CH3CHOHCHO ≡ 2-hidroxipropanal

2.- La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C4H8S. Si su masa molecular es 88, determine: a) Su fórmula molecular. b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 25 g de dicho compuesto. c) La presión que ejercerán 2 g del compuesto en estado gaseoso a 120ºC, en un recipiente de 1,5 L. Datos: Masas atómicas C = 12; H = 1; S = 32. R = 0,082 atm·L·moI‒1·K‒1. Solución. La forma molecular es: (C 4 H 8S)n a. Para determinar n se tiene en cuenta su masa molecular: M = n ⋅ (4 ⋅ m a (C ) + 8 ⋅ m a (H ) + 1 ⋅ m a (S))

88 = n ⋅ (4 ⋅ 12 + 8 ⋅ 1 + 1 ⋅ 32)

88 = 88n

n =1

La formula molecular coincide con la empírica: C 4 H 8S

n º at H = 25 g C 4 H 8S ⋅

b.

1 mol C 4 H 8S 6,023 ⋅ 103 molec C 4 H 8S 8 at H ⋅ ⋅ = 1,4 × 10 24 at H 88 g C 4 H 8S mol C 4 H 8S molec C 4 H 8S

2g atm ⋅ L m ⋅ 0,082 ⋅ 393 K RT nRT M 88 g mol mol ⋅ K P= = = = 0,488 atm V V 1,5 L

c.

3.-

a) Deduzca la geometría de las moléculas BCl3 y H2S aplicando la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. b) Explique si las moléculas anteriores son polares. c) Indique la hibridación que posee el átomo central. Solución. La teoría de Lewis permite representar las moléculas mediante una formula que se denomino a. estructura de Lewis, la cual, no pretende justificar de ningún modo la geometría de la molécula, solo intenta ilustrar de manera cuantitativa cómo comparten electrones los distintos átomos que forman los enlaces de la molécula. Notación: D ≡ e− disponibles, suma de electrones de valencia de todos los átomos que forman la molécula o el ión. N ≡ e− necesarios, suma de todos los electrones necesarios para que todos los átomos completen su octeto electrónico. C ≡ e− compartidos, es la diferencia entre los necesario y los disponibles (C = N − C). S ≡ e− solitarios, diferencia entre los electrones disponibles y los compartidos (D − C). •

BCl3: El boro es hipovalente (su octeto electrónico se completa con 6 e−).

4

D = 3 + 3 × 7 = 24  N = 6 + 3 × 8 = 30    C = N − D = 30 − 24 = 6(3 enlaces)  S = D − C = 24 − 6 = 18(9 pares)

•

 D = 2 ×1 + 6 = 8  N = 2 × 2 + 8 = 12  H2S:   C = N − D = 12 − 8 = 4(2 enlaces)  S = D − C = 8 − 4 = 4(2 pares )

Método RPECV. El modelo RPECV es una extensión de la teoría de Lewis y sirve para predecir la geometría de una molécula poliatómica. A partir de la estructura de Lewis, para determinar la geometría de una molécula se deben contar el número de direcciones electrónicas (ICE: índice de coordinación electrónico), número de direcciones en las que se acumula densidad electrónica y es igual al número de pares solitarios (no enlazantes) más el número de enlaces, sean simples ó múltiples, y el número de direcciones geométricas que es igual al número de núcleos a los que se une el átomo central, con estos valores se escoge el modelo más adecuado •

BCl3: El átomo central (B) presenta hipovalencia y solo le rodean tres pares de electrones de enlace. El ICE predice una estructura molecular trigonal plana, la geometría molecular nos indica que necesita las tres direcciones para formar enlace, por lo tanto la molécula es trigonal plana. (ángulo Cl– B – CL = 120°)

•

H2S: El átomo central (S) presenta dos pares de electrones de enlace y dos no compartidos. Para cuatro pares de electrones, el ICE predice una estructura molecular tetraédrica, la geometría de la molécula (es decir, la geometría de los átomos y enlaces) indica que solo necesita 2 direcciones, por lo tanto es angular. (ángulo H– S – H < 109.5°)

b. La polaridad de una molécula depende de la polaridad del enlace, de la geometría de la molécula (debido al carácter vectorial de la magnitud momento dipolar) y de la presencia de pares de electrones no compartido en el átomo central. • H2S: El enlace H−S es polar y sus momentos dipolares no se anulan por geometría. La molécula es polar, los pares de electrones no compartidos del átomo de S contribuyen a aumentar el carácter polar de la molécula. • BCl3: El enlace B−Cl es polar pero los momentos dipolares de los enlaces en la molécula se anulan por geometría. Molécula apolar. c. Teoría de orbitales híbridos. Es una extensión de la teoría de electrón de valencia y permite justificar el enlace y la geometría de las moléculas covalentes. • BCl3: El átomo de boro desaparea sus electrones del subnivel 2s y promociona uno de ellos hasta el subnivel 2py, combinando linealmente los subniveles 2s, 2px y 2py se forman tres orbitales híbridos sp2 que utiliza para unirse mediante enlace σ con los átomos de cloro.

5

•

La geometría de la molécula es trigonal plana, con ángulos de enlace de 120º. H2S. El átomo de azufre forma híbridos sp3 de geometría tetraédrica. Dos de los orbítales híbrido los emplea para depositar en ellos los dos pares de electrones no compartidos y los otros dos, ocupados por un electrón solitario los utiliza para formar enlaces σ con los átomos de hidrógeno.

La geometría de la molécula es angular, con ángulo de enlace inferior 109º (tetraédrica) debido a la repulsión de los pares electrónicos no compartidos

4.- Indique, razonadamente, si cada una de las siguientes proposiciones es verdadera o falsa: OH

a) De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry el carácter básico del amoniaco, en disoluciones − acuosas, se debe a que acepta un grupo de la molécula de agua. b) Si el pH de una disolución de un ácido monoprótico fuerte es 2,17 la concentración molar de la disolución respecto a dicho ácido estará comprendida entre 0,001 y 0,01. − c) En disoluciones acuosas el ión se comporta como un electrolito anfótero. 3

HCO

OH

Solución. a. Falso. Según Brönsted-Lowry, el comportamiento básico del amoniaco en disoluciones aguas, volviendo azul el papel tornasol, se justifica por la capacidad para aceptar un protón de la molécula de agua − y de esa forma liberar iones en la disolución.

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4+ + OH − b.

Verdadero. Por tratarse de un ácido monoprótido fuerte, se disociara totalmente según la reacción: HA + H 2 O → A − + H 3O +

Por lo tanto, la concentración inicial del ácido coincide con la concentración de protones de la disolución, la cual se puede calcular por la definición de pH. [HA]o = H 3O + = 10−pH = 10−2,17 = 0,0067

[

]

0,001 < [HA ]o = 0,0067 < 0,01

(

)

Verdadero. El ión hidrogenocarbonato HCO3− tiene la posibilidad de comportarse como ácido

c.

(cediendo protones), o como base (aceptando protones) • Como ácido: HCO3− + BOH ↔ CO 32 − + B+ + H 2 O •

Como base: HCO3− + HA ↔ H 2 CO 3 + A −

5.- Se disuelve hidróxido de cobalto(II) en agua hasta obtener una disolución saturada a una temperatura dada. Se conoce que la concentración de iones OH − es 3 × 10 −5 M. Calcule: a) La concentración de iones Co2+ de esta disolución. b) El valor de la constante del producto de solubilidad del compuesto poco soluble a esta temperatura. Solución. a. Si se denomina por “s” a los moles por litro de hidróxido descompuesto o solubilizado, el cuadro de reacción queda de la siguiente forma:

Co(OH )2 (s ) ↔ Co 2 + (aq ) + 2OH − s

2s

Según la estequiometría de la reacción: 1 1 Co 2 + = ⋅ OH − = ⋅ 3 × 10 − 5 = 1,5 × 10 − 5 M 2 2

[

]

[ ]

6

b.

[

][ ]

K s = Co 2 + ⋅ OH −

2

= s ⋅ (2s )2 = 4s 3

[

]

s = Co 2 + = 1,5 × 10−5 M

(

)

3

K s = 4s 3 = 4 ⋅ 1,5 × 10 − 5 = 1,35 × 10−14

6.a) ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo todo el contenido en un litro de disolución 0,1 M de cloruro de oro(III)? b) ¿Qué volumen de dicloro, medido a la presión de 740 mmHg y 25ºC, se desprenderá ánodo? Datos: F = 96500 C; R = 0,082 atm·L·moI‒1·K‒1. Masas atómicas: Au=197; Cl=35,5. Solución. a.

2 AuCl 3   → Au 3 + (aq ) + 3Cl − (aq )

H O

2Cl -

Semireacción anódica Semireaccion catódica Au 3 + Por estequiometría:

( )

(

+

3e −

→ Cl 2 →

+ 2e −

Au

)

e− 3 Q = ⇒ n e − = 3n Au 3 + ⇒ = 3 ⋅ M ⋅ V ⇒ Q = 3 ⋅ M ⋅ V ⋅ F F Au 3 + 1 mol C Q = 3 ⋅ 0,1 ⋅ 1 L ⋅ 96500 = 28950 C L mol b.

( )

Cl 2 1 1 1 Q 1 28950 C = ⇒ n (Cl 2 ) = ⋅ n e − = ⋅ = ⋅ = 0,15 mol − 2 2 2 F 2 96500 C e mol atm ⋅ L 0,15 mol ⋅ 0,082 ⋅ 298 K nRT mol ⋅K V(Cl 2 ) = = = 3,76 L 740 P atm 760

7

oro del