IES Atenea (S.S. de los Reyes) Departamento de Física y Química. PAU Química. Septiembre Fase general OPCIÓN A

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1 1 PAU Química. Septiembre Fase general OPCIÓN A Cuestión 1A. Considerando el elemento alcalinotérreo del tercer periodo y el segundo elemento del grupo de los halógenos: a) Escriba sus configuraciones electrónicas. Escriba los cuatro números cuánticos posibles para el último electrón de cada elemento. c) Qué tipo de enlace corresponde a la unión química de estos dos elementos entre sí? Razone su respuesta. d) Indique los nombres y símbolos de ambos elementos y escriba la fórmula del compuesto que forman. a) Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Mg: n = 3, l = 0 (s), m = 0, s = +1/2 o 1/2. Cl: n = 3, l = 1, m = 1, 0, 1, s = 1/2 c) Enlace iónico. Es la combinación de un elemento electropositivo con otro electronegativo. d) Magnesio, Mg. Cloro, Cl. Forman el compuesto: MgCl 2. Cuestión 2A. Teniendo en cuenta los valores de las constantes de acidez de los ácidos fluorhídrico, cianhídrico y etanoico en disolución acuosa, conteste razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Ordene los ácidos de menor a mayor acidez en agua. A igualdad de concentración inicial de ácido, cuál tiene mayor ph? c) Cuál es la K b de la base conjugada más débil? d) Escriba la reacción entre el ácido más fuerte y la base conjugada más fuerte. Datos: K a : HF = 10 3 ; HCN = ; CH 3 COOH = a) Acidez: HCN < CH 3 COOH < HF El orden de acidez es el mismo que el de las K a. Tendrá mayor ph la disolución del ácido más fuerte, HF, puesto que se disocia más y libera más protones c) La base conjugada más débil es F -, la que procede del ácido más fuerte. K b = K w / K a = / 10 3 = d) HF + CN - F - + HCN Cuestión 3A. Dados los siguientes pares redox: Mg 2+ /Mg; Cl 2 /Cl ; Al 3+ /Al; Ag + /Ag a) Escriba y ajuste las semirreacciones de reducción de cada uno de ellos. Qué especie sería el oxidante más fuerte? Justifique su respuesta. c) Qué especie sería el reductor más fuerte? Justifique su respuesta. d) Podría el Cl 2 oxidar al Al 3+? Justifique su respuesta.

2 2 Datos: E (Mg 2+ /Mg) = 2,37 V; E (C 12 /Cl ) = 1,36 V; E (Al 3+ /Al) = 1,66 V; E (Ag + /Ag) = 0,80 V a) Mg e - Mg Cl e - 2 Cl Al e - Al Ag e - Ag El Cl 2 es el oxidante más fuerte porque tiene el mayor potencial de reducción: 1,36 V. c) El Mg es el reductor más fuerte porque tiene el menor potencial de reducción: -2,37 V y mayor potencial de oxidación: 2,37 V. d) No. El máximo número de oxidación del Al es +3, el Al 3+ no se puede oxidar más. Problema 1A. A 330 K y 1 atm, 368 g de una mezcla al 50% en masa de NO 2 y N 2 O 4 se encuentran en equilibrio. Calcule: a) La fracción molar de cada componente en dicha mezcla. La constante de equilibrio K p para la reacción 2 NO 2 N 2 O 4. c) La presión necesaria para que la cantidad de NO 2 en el equilibrio se reduzca a la mitad. d) El volumen que ocupa la mezcla del apartado c) en el equilibrio. Datos: R = 0,082 atm L mol 1 K 1 ; masas atómicas: N = 14; O = 16 a) n(no 2 ) = m/m = 0,5 368/( ) = 4 moles n(n 2 O 4 ) = m/m = 0,5 368/( ) = 2 moles x(no 2 ) = 4/(2+4) = 0,667 x(n 2 O 4 ) = 2/(2+4) = 0,333 c) 2 NO 2 (g) N 2 O 4 (g) Moles iniciales: 4 2 Moles en el equilibrio: 4 2=2 2+1=3 n T = 5 d) Problema 2A. Para el proceso Fe 2 O Al Al 2 O Fe, calcule: a) La entalpia de reacción en condiciones estándar. La cantidad de calor que se desprende al reaccionar 16 g de Fe 2 O 3 con cantidad suficiente de aluminio.

3 3 c) La masa de óxido de aluminio obtenido en la reacción del apartado anterior. Datos: 2 Al + 3/2 O 2 Al 2 O 3, H = 1672 kj mol 1. 2 Fe + 3/2 O 2 Fe 2 O 3, H = 836 kj mol 1. Masas atómicas: Fe = 56; O = 16; Al = 27. a) Hº r = Hº f (Al 2 O 3 ) Hº f (Fe 2 O 3 ) = 1672 ( 836) = 836 kj mol 1 c) OPCIÓN B Cuestión 1B. Considere las dos reacciones siguientes en las que todas las especies son gases ideales: (I) A 2 B + C (II) 2 X Y + Z a) Escriba para cada una de ellas la relación existente entre su variación de entalpia y su variación de energía interna. Indique razonadamente cuál de ellas tendrá mayor variación de entropía. a) H = U + n RT H I = U I + 2 RT H II = U II + 0 RT = U II En la reacción I aumenta el número de moles de gas, luego la entropía aumenta. En la reacción II el número de moles de gas permanece constante, luego la entropía no varía. S I > S II Cuestión 2B. La siguiente descomposición: 2 NaHCO 3 (s) Na 2 CO 3 (s) + H 2 O (g) + CO 2 (g), es un proceso endotérmico. a) Escriba la expresión para la constante de equilibrio K p de la reacción indicada. Razone cómo afecta al equilibrio un aumento de la temperatura. c) Razone cómo afecta a la cantidad de CO 2 desprendido un aumento de la cantidad de NaHCO 3 d) Justifique cómo afecta al equilibrio la eliminación del CO 2 del medio. a) K p = p(h 2 O) p(co 2 ) Según el Principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará en el sentido endotérmico para contrarrestar el aumento de temperatura. El equilibrio se desplaza hacia la derecha. c) Un aumento de la cantidad de NaHCO 3 no afecta al equilibrio porque este compuesto, por ser sólido, no interviene en la constante de equilibrio d) El equilibrio se desplazará hacia la derecha para producir más CO 2 y compensar su pérdida.

4 4 Cuestión 3B. Escriba las reacciones y nombre de los productos obtenidos en los siguientes casos: a) Deshidratación del 2 butanol con ácido sulfúrico caliente. Sustitución del grupo hidroxilo del 2,2,3 trimetil l butanol por un átomo de cloro. c) Oxidación del etanal. d) Reacción del 2 propanol con ácido etanoico. a) c) d) CH 3 CH 2 CHOH CH 3 + H 2 SO 4 CH 3 CH=CH CH 3 (2-buteno, mayoritario) + CH 3 CH 2 CH=CH 2 (1-buteno, minoritario) + H 2 O H 3 C CH C CH 2 OH H 3 C CH C CH 2 Cl CH 3 -CHO (etanal) H 3 C CH CH 3 OH 2,2,3-trimetil-1-clorobutano CH 3 -COOH (ácido etanoico) + H 3 C COOH H 3 C COO CH CH 3 CH 3 etanoato de isopropilo Problema 1B. Se disuelven 1,4 g de hidróxido de potasio en agua hasta alcanzar un volumen final de 0,25 L. a) Calcule el ph de la disolución resultante. Si se diluyen 20 ml de la disolución anterior hasta un volumen final de 1 L, cuál sería el valor de ph de la nueva disolución? c) Si a 20 ml de la disolución inicial se le añaden 5 ml de HC1 0,12 M, cuál será el ph de la disolución resultante? d) Qué volumen de ácido nítrico de concentración 0,16 M sería necesario para neutralizar completamente 25 ml de la disolución inicial de KOH? Datos: Masas atómicas: K= 39; O = 16; H = 1. a) KOH K + + OH - El KOH es una base fuerte que se disocia totalmente luego [OH - ] = [KOH] = 0,1 poh = -log (0,1) = 1; ph = 14 poh = 13. M V = M V ; 0,1 20 = M 1000; M = 0,002 poh = -log(0,002) = 2,7; ph = 14 poh = 11,3 c) Moles de OH - en la disolución inicial = M V = 0,1 0,02 = 0,002 Moles de H + añadidos = M V = 0,12 0,005 = 0,0006

5 5 Moles de OH - sin neutralizar = 0,002 0,0006 = 0,0014 [OH - ] = n/v = 0,0014/0,025 = 0,056; poh = 1,25; ph = 12,75 d) V N = V N ; V 0,16 = 25 0,1; V = 15,6 ml Problema 2B. En dos recipientes que contienen 100 ml de disolución 1 M de sulfato de zinc y de nitrato de plata, respectivamente, se introducen electrodos de cobre metálico. Sabiendo que solo en uno de ellos se produce reacción: a) Calcule los potenciales estándar de las dos posibles reacciones y justifique cuál se produce de forma espontánea. Para el proceso espontáneo, indique la especie que se oxida y la que se reduce. Calcule qué masa de cobre ha reaccionado en el proceso espontáneo cuando se consume totalmente el otro reactivo. Datos: E (Zn 2+ /Zn) = 0,76 V, E (Cu 2+ /Cu) = 0,34 V, E (Ag + /Ag) = 0,80 V; masa atómica Cu = 63,5. a) Eº 1 = E (Zn 2+ /Zn) - E (Cu 2+ /Cu) = -0,76-0,34 = -1,1 V < 0, no espontánea. Eº 2 = E (Ag + /Ag) - E (Cu 2+ /Cu) = 0,8-0,34 = 0,46 V > 0, espontánea. Cu 2 e - Cu 2+ se oxida el Cu Ag e - Ag se reduce el ion Ag + Reacción iónica global: Cu + 2 Ag + Cu Ag