QUÍMICA de 2º de BACHILLERATO

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1 QUÍMICA de 2º de BACHILLERATO ENUNCIADOS Y SOLUCIONES DE LOS EJERCICIOS QUE HAN SIDO PROPUESTOS EN LOS EXÁMENES DE LAS PRUEBAS DE ACCESO A ESTUDIOS UNIVERSITARIOS EN LA COMUNIDAD DE MADRID ( )

2 ESTRUCTURA DE LA MATERIA Cuestiones 1 Conteste breve y razonadamente lo que se plantea en los apartados siguientes: a) Qué son los modelos atómicos y qué utilidad tienen?. b) Cite dos modelos atómicos que sirvan para indicar la situación energética del electrón. c) La distribución de todas las partículas que forman parte de los átomos está descrita por los modelos atómicos que ha citado en el apartado b)?. d) Explique si hay diferencia entre órbita y orbital. Junio 1999 Los modelos atómicos son hipótesis propuestas para entender la situación de las partículas que integran el átomo -de manera primordial los electrones- y así poder determinar su energía, momento angular y entender las transiciones electrónicas, así como los espectros de emisión y absorción. Ello contribuye, además, a la comprensión del enlace. Por ejemplo: el modelo de Böhr-Sommerfeld y el mecano-cuántico, que se refieren a los electrones, no a los nucleones. Órbita significa una trayectoria definida por la que de mueve el electrón, mientras que orbital es una zona de la corteza del átomo donde hay una probabilidad muy alta de que se encuentre el electrón, cuya trayectoria concreta no se puede conocer. 2 Dados los elementos de números atómicos: 19, 23 y 48: a) Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental de estos elementos. b) Explique si el elemento de número atómico 3 pertenece al mismo período y/o mismo grupo que los elementos anteriores. c) Qué característica común presentan en su configuración electrónica los elementos de un mismo grupo?. Septiembre 2 K (Z = 19): 1s 2 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 V (Z = 23): 1s 2 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 Cd (Z = 48): 1s 2 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 4p 6 5s 2 4d 1. El Zn (Z = 3) está en el mismo grupo (12) que el Cd, y en el mismo período (4) que el K y el V.

3 Los elementos del mismo grupo presentan una configuración electrónica de valencia similar. 3 Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de los niveles de energía más externos, identifique el grupo de la Tabla Periódica al que pertenecen. Indique el símbolo, el número atómico y el período del primer elemento de dicho grupo. a) ns 2 np 4 b) ns 2 c) ns 2 np 1 d) ns 2 np 5. Modelo 27 a) Grupo 16 (anfígenos), primer elemento: O (Z = 8, período: 2). b) Grupo 2 (alcalinotérreos), primer elemento: Be (Z = 4, período: 2). c) Grupo 13 (térreos), primer elemento: B (Z = 5, período: 2). d) Grupo 17 (halógenos), primer elemento: F (Z = 9, período: 2). 4 a) Defina los diferentes números cuánticos, indicando con qué letra se representan y los valores que pueden tomar. b) Enuncie el Principio de Exclusión de Pauli. c) A partir de los números cuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d. d) Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes combinaciones de números cuánticos: (1,,,½) y (4,1,, ½). Modelo 1999 Número cuántico principal (n): asociado a la energía del electrón; indica el tamaño del orbital. Valores posibles: 1, 2, 3, 4 Número cuántico secundario o azimutal (l): asociado al módulo del momento angular del electrón; indica el tipo de orbital. Valores posibles:, 1, 2, 3 n 1. Número cuántico magnético (m): asociado a la orientación del momento angular del electrón; indica la orientación del orbital. Valores posibles: l, l + 1 1,, 1 l 1, l. Número cuántico de spin (s): asociado al momento angular intrínseco del electrón. Valores posibles: +½, ½. Principio de Exclusión de Pauli: Es imposible que en un átomo haya dos o más electrones con sus cuatro números cuánticos iguales. En los orbitales 3p puede haber seis electrones como máximo. En los orbitales 3d puede haber diez electrones como máximo. Electrón (1,,,½): se halla en el orbital 1s. Electrón (4,1,, ½): se halla en el orbital 4p.

4 5 Para el conjunto de números cuánticos que aparecen en los siguientes apartados, explique si pueden corresponder a un orbital atómico y, en los casos afirmativos, indique de qué orbital se trata: a) n = 5, l = 2, m l = 2. b) n = 1, l =, m l = ½. c) n = 2, l = 1, m l = 1. d) n = 3, l = 1, m l =. Modelo 21 Conjuntos de números cuánticos posibles: a) -orbitales 5d- y d) -orbitales 3p- Conjuntos de números cuánticos imposibles: b) y c). 6 a) Establezca cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón en un átomo: b) Diga en qué tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles. Serie n l m s I +½ II 1 1 +½ III 1 ½ IV ½ V ½ Junio 1996 Series imposibles: I, II y IV. Series posibles: III -orbital 1s-. V -orbital 2p-. 7 La configuración electrónica del último nivel energético de un elemento es: 4s 2 4p 3. De acuerdo con este dato: a) Deduzca la situación de dicho elemento en la Tabla Periódica. b) Escriba los valores posibles de los números cuánticos para su último electrón. c) Deduzca cuántos protones tiene un átomo de dicho elemento. d) Deduzca los estados de oxidación más probables de este elemento. Septiembre 26 a) Elemento: As ; grupo 15 (nitrogenoideos), período 4. b) (4, 1, ±1 ó, ±½). c) 33 protones. d), ±3, +5.

5 8 Considere las configuraciones electrónicas en el estado fundamental: 1ª) 1s 2 2s 2 2p 7 2ª) 1s 2 2s 3 3ª) 1s 2 2s 2 2p 5 4ª) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. a) Razone cuáles cumplen el Principio de Exclusión de Pauli. b) Deduzca el estado de oxidación más probable de los elementos cuya configuración sea correcta. Junio 21 a) Solo cumplen el Principio de Exclusión de Pauli las configuraciones 3ª y 4ª. b) Configuración 3ª: elemento: F; estados de oxidación:, 1. Configuración 4ª: elemento: Na; estados de oxidación:, Para cada uno de los elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos: A = 2s 2 2p 4 B = 2s 2 C = 3s 2 3p 2 D = 3s 2 3p 5 a) Identifique el símbolo del elemento, el grupo y el período en la Tabla Periódica. b) Indique los estados de oxidación posibles para cada uno de esos elementos. c) Justifique cuál tendrá mayor radio atómico: A o B. d) Justifique cuál tendrá mayor electronegatividad: C o D. Modelo 28 A: O, grupo 16 (anfígenos) período 2, estados de oxidación:, 1, ±2. B: Be, grupo 2 (alcalinotérreos) período 2, estados de oxidación:, +2. C: Si, grupo 14 (carbonoideos) período 2, estados de oxidación:, +2, ±4. D: Cl, grupo 17 (halógenos) período 3, estados de oxidación:, ±1, +3, +5, +7. Radio atómico: B -Be- > A -O- ; Electronegatividad: D -Cl- > C -Si-. 1 Explique razonadamente por qué se producen los siguientes hechos: a) El elemento con Z = 25 posee más estados de oxidación estables que el elemento con Z = 19. b) Los elementos con Z = 1, Z = 18 y Z = 36 forman pocos compuestos. c) El estado de oxidación más estable del elemento Z = 37 es: +1. d) El estado de oxidación: 2 es menos estable que el: +1 para el elemento Z = 11. Septiembre 22 a) El Mn (Z = 25) es un elemento de transición, mientras que el K (Z = 19) es un alcalino. b) Estos elementos: Ne (Z = 1), Ar (Z = 18) y Kr (Z = 36) son gases nobles. c) El Rb (Z = 37) es un metal alcalino. d) El Na (Z = 11) es un metal alcalino.

6 11 Las energías de ionización sucesivas para el berilio (Z = 4), dadas en ev, son: E 1 = 9,3; E 2 = 18; E 3 = 153,4; a) Defina primera energía de ionización y represente el proceso mediante la ecuación química correspondiente. b) Justifique el valor tan alto de la tercera energía de ionización. Junio 22 Primera energía (primer potencial) de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo -en el estado fundamental, encontrándose el elemento en fase gaseosa- para arrancarle un electrón, y convertirlo así en un ión con carga 1+. A (g) + E. I. A + (g) + e La tercera ionización del berilio es muy poco probable y muy costosa energéticamente, al arrancar muchos electrones y partir de una configuración electrónica de gas noble. 12 Dados los siguientes elementos: F, P, Cl y Na : a) Indique su posición (período y grupo) en el Sistema Periódico. b) Determine sus números atómicos y escriba sus configuraciones electrónicas. c) Ordene razonadamente los elementos de menor a mayor radio atómico. d) Ordene razonadamente los elementos en función de su primera energía de ionización. Junio 27 F: Z = 19, grupo 17 (halógenos), período 2, c.e.: 1s 2 2s 2 2p 5 P: Z = 15, grupo 15 (nitrogenoideos), período 3, c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Cl: Z = 17, grupo 17 (halógenos), período 3, c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Na: Z = 11, grupo 1 (alcalinos), período 3, c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 (c.e.: configuración electrónica, en el estado fundamental) Orden creciente de radio atómico: F < Cl < P < Na Orden creciente de primera energía de ionización: Na < P < Cl < F. 13 Considere los elementos: Be (Z = 4), O (Z = 8), Ar (Z = 18) y Zn (Z = 3). a) Según el Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund, cuántos electrones desapareados presenta cada elemento en la configuración electrónica de su estado fundamental?. b) En función de sus potenciales de ionización y afinidades electrónicas, indique los iones más estables que pueden formar y escriba sus configuraciones electrónicas. Modelo 2 Be : ningún electrón desapareado ; Be 2+ : c.e.: 1s 2 O : dos electrones desapareados ; O 2 : c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 Ar : ningún electrón desapareado ; no forma ión Zn : ningún electrón desapareado ; Zn 2+ : c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1.

7 14 Dados los elementos: Na, C, Si y Ne : a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Cuántos electrones desapareados presenta cada uno en su estado fundamental?. c) Ordénelos de menor a mayor primer potencial de ionización. Justifique la respuesta. d) Ordénelos de menor a mayor tamaño atómico. Justifique la respuesta. Junio 28 Na : c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; un electrón desapareado C : c.e.: 1s 2 2s 2 2p 2 ; dos electrones desapareados Si : c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ; dos electrones desapareados Ne : c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 ; ningún electrón desapareado. (c.e.: configuración electrónica, en el estado fundamental) Orden creciente de primer potencial de ionización: Na < Si < C < Ne. Orden creciente de tamaño atómico: Ne < C < Si < Na. 15 Teniendo en cuenta los elementos: Z = 7, Z = 13 y Z = 15, conteste razonadamente: a) Cuáles pertenecen al mismo período?. b) Cuáles pertenecen al mismo grupo?. c) Cuál es el orden decreciente de radio atómico?. d) De los elementos: Z = 13 y Z = 15, cuál tiene el primer potencial de ionización mayor?. Septiembre 21 a) Al -Z = 13- y P -Z = 15- b) N -Z = 7- y P -Z = 15- c) Orden decreciente de radio atómico: Al -Z = 13- > P -Z = 15- > N -Z = 7- d) El P -Z = Dado el elemento A (Z = 17), justifique cuál o cuáles de los siguientes elementos: B (Z = 19), C (Z = 35) y D (Z = 11): a) Se encuentran en su mismo período. b) Se encuentran en su mismo grupo. c) Son más electronegativos. d) Tienen menor energía de ionización. Junio 23 a) El D -Nab) El C -Brc) Ninguno d) Todos. 17 Para el elemento alcalino del tercer período y para el segundo elemento del grupo de los halógenos: a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Escriba los cuatro números cuánticos del último electrón de cada elemento. c) Qué elemento de los dos indicados tendrá la primera energía de ionización menor?. Razone la respuesta. d) Cuál es el elemento que presenta mayor tendencia a perder electrones?. Razone la respuesta. Modelo 26

8 Elemento alcalino del tercer período: Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 (3,,,±½) Segundo elemento de los halógenos: Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (3,1,±1 ó,±½) (configuraciones electrónicas, en el estado fundamental) El sodio -elemento alcalino del tercer período- tiene la primera energía de ionización menor y presenta la mayor tendencia a perder electrones. 18 Considere los elementos con números atómicos: 4, 11, 17 y 33. a) Escriba la configuración electrónica señalando los electrones de la capa de valencia. b) Indique a qué grupo del Sistema Periódico pertenece cada elemento y si son metales o no metales. c) Cuál es el elemento más electronegativo y cuál el menos electronegativo?. d) Qué estados de oxidación serán los más frecuentes para cada elemento?. Junio 24 Be (Z = 4) c.e.: 1s 2 2s 2 Na (Z = 11) c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Cl (Z = 17) c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 As (Z = 33) c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 4p 3 (c.e.: configuración electrónica, en el estado fundamental -subrayado: capa de valencia-). Be: grupo 2 (alcalinotérreos) metal estados de oxidación:, +2 Na: grupo 1 (alcalinos) metal estados de oxidación:, +1 Cl: grupo17 (halógenos) no metal estados de oxidación:, ±1, +3, +5, +7 As: grupo15 (nitrogenoideos) semimetal estados de oxidación:, ±3, +5 Elemento más electronegativo: Cl ; elemento menos electronegativo: Na. 19 Justifique qué especie de cada una de las parejas (átomos o iones) siguientes tiene mayor volumen: a) ( Fe, Kr ) b) ( Fe, K ) c) ( Fe, C ) d) ( Fe, Fe 3+ ). Junio 2 a) Kr ; b) K ; c) Fe ; d) Fe. 2 a) De las siguientes secuencias de iones, razone cuál se corresponde con la ordenación en función de sus radios iónicos: I) Be 2+ < Li + < F < N 3 II) Li + < Be 2+ < N 3 < F. b) Ordene de mayor a menor los radios de los elementos de que proceden. Junio 1997 a) La I) ; b) Orden decreciente de radio atómico: Li > Be > N > F.

9 21 La primera y segunda energía de ionización para el átomo A, cuya configuración electrónica es: 1s 2 2s 1, son: 52 kj mol 1 y 7.3 kj mol 1, respectivamente. a) Indique qué elemento es A, así como el grupo y período a los que pertenece. b) Defina el término energía de ionización. Justifique la gran diferencia existente entre los valores de la primera y segunda energía de ionización del átomo A. c) Ordene las especies A, A + y A 2+ de menor a mayor tamaño. Justifique la respuesta. d) Qué elemento presenta la misma configuración electrónica que la especie iónica A +?. Junio 29 a) Es el litio, que se halla en el grupo 1 -alcalinos- y período 2. b) Primera energía -primer potencial- de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo -en el estado fundamental, encontrándose el elemento en fase gaseosa- para arrancarle un electrón, y convertirlo así en un ión con carga 1+. La segunda ionización del litio es muy poco probable y muy costosa energéticamente, al partir de una configuración electrónica de gas noble. c) Orden creciente de tamaño: Li 2+ -A 2+ - < Li + -A + - < Li -A- d) El átomo de helio. 22 Indique razonadamente si son ciertas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones: a) Dos iones de carga +1 de los isótopos 23 y 24 del sodio (Z = 11) tienen el mismo comportamiento químico. b) El ión de carga 2 del isótopo 16 del oxígeno (Z = 8) presenta la misma reactividad que el ión de carga 1 del isótopo 18 del oxígeno. c) La masa atómica aproximada del cloro es 35,5, siendo éste un valor promedio ponderado entre las masas de los isótopos 35 y 37, de porcentajes de abundancia: 75 % y 25 %, respectivamente. d) Los isótopos 16 y 18 del oxígeno se diferencian en el número de electrones que poseen. Junio 22 Afirmaciones verdaderas: a) y c). Afirmaciones falsas: b) y d). Problemas 23 Sabiendo que la energía que posee el electrón de un átomo de hidrógeno en su estado fundamental es 13,625 ev, calcule: a) La frecuencia de la radiación necesaria para ionizar el hidrógeno. b) La longitud de onda, en nm, y la frecuencia de la radiación emitida cuando el electrón pasa del nivel n = 4 al n = 2. Datos: Constante de Planck: h = 6,63 x 1 34 J s Valor absoluto de la carga del electrón: e = 1,6 x 1 19 C

10 Velocidad de la luz en el vacío: c = 3 x 1 8 m s 1. Septiembre 26 a) ν = 3,29 x 1 15 s 1 b) λ = 487 nm = 4,87 x 1 7 m ; ν = 6,17 x 1 14 s En el espectro del átomo de hidrógeno hay una línea asociada a 434,5 nm. a) Calcule ΔE para la transición asociada a esa línea, expresándola en kj mol 1. b) Si el nivel inferior correspondiente a esa transición es: n = 2, determine cuál será el nivel superior. Datos: Constante de Planck: h = 6,63 x 1 34 J s Número de Avogadro: N A = 6,23 x 1 23 mol 1 Velocidad de la luz en el vacío: c = 3 x 1 8 m s 1 Constante R H = 2,18 x 1 18 J. Modelo 28 ΔE = 276 kj mol 1 = 2,76 x 1 5 J mol 1 ; n i = El espectro visible corresponde a radiaciones de longitud de onda comprendidas entre 45 y 7 nm. a) Calcule la energía correspondiente a la radiación visible de mayor frecuencia. b) Razone si es o no posible conseguir la ionización del átomo de litio con dicha radiación. Datos: Valor absoluto de la carga del electrón: e = 1,6 x 1 19 C Velocidad de la luz en el vacío: c = 3, x 1 8 m s 1 Constante de Planck: h = 6,63 x 1 34 J s Primera energía de ionización del litio = 5,4 ev 1 nm = 1 9 m. Junio 22 a) E máx = 4,42 x 1 19 J b) No es posible ionizar un átomo de litio con luz visible. 26 Si la energía de ionización del K gaseoso es de 418 kj mol 1 : a) Calcule la energía mínima que ha de tener un fotón para poder ionizar un átomo de K. b) Calcule la frecuencia asociada a esta radiación y, a la vista de la tabla, indique a qué región del espectro electromagnético pertenece. c) Podría ionizarse este átomo con luz de otra región espectral?. Razone la respuesta. En caso afirmativo, indique una zona del espectro que cumpla dicho requisito. Datos: Constante de Planck: h = 6,63 x 1 34 J s Velocidad de la luz en el vacío: c = 3 x 1 8 m s 1 Número de Avogadro: N A = 6,23 x 1 23 mol 1. λ (m) x x Radio Microondas Infrarrojo Visible Ultravioleta Rayos X Rayos γ Modelo 25

11 E mín = 6,94 x 1 19 J ; ν mín = 1,5 x 1 15 s 1 -radiación ultravioleta-. También podría ionizarse con rayos X y con rayos γ. 27 Para ionizar un átomo de rubidio se requiere una radiación luminosa de 4,2 ev. a) Determine la frecuencia de la radiación utilizada. b) Si se dispone de luz naranja de 6 nm, se podría conseguir la ionización del rubidio con esta luz?. Datos: Constante de Planck: h = 6,63 x 1 34 J s Velocidad de la luz en el vacío: c = 3, x 1 8 m s 1 1 ev = 1,6 x 1 19 J 1 nm = 1 9 m. Modelo 22 ν = 1,1 x 1 15 s 1 Con luz naranja no se consigue ionizar el rubidio. 28 Un electrón de un átomo de hidrógeno salta desde el estado excitado de un nivel de energía de número cuántico principal n = 3 a otro de n = 1. Calcule: a) La energía y la frecuencia de la radiación emitida, expresadas en kj mol 1 y en Hz respectivamente. b) Si la energía de la transición indicada incide sobre un átomo de rubidio y se arranca un electrón que sale con una velocidad de 1.67 km s 1, cuál será la energía de ionización del rubidio?. Datos: Constante R H = 2,18 x 1 18 J Número de Avogadro: N A = 6,23 x 1 23 átomos mol 1 Constante de Planck: h = 6,63 x 1 34 J s Masa del electrón: m e = 9,11 x 1 31 kg. Modelo 24 a) E = 1.167,12 kj mol 1 = 1,167 x 1 6 J mol 1 ; ν = 2,92 x 1 15 Hz b) E = 6,67 x 1 19 J = 42 kj mol 1 = 4,2 x 1 5 J mol 1.

12 EL ENLACE QUÍMICO Cuestiones 1 La configuración electrónica de un elemento: a) Permite conocer cuál es su situación en el Sistema Periódico?. b) Indica qué clase de enlaces puede formar con otros elementos?. c) Es suficiente información para saber si el elemento es sólido, líquido o gas?. d) Sirve para conocer si el elemento es o no molecular?. Justifique las respuestas. Septiembre 1998 a) Sí. b) Sí. c) No. d) No. 2 Considere los elementos: A (Z = 12) y B (Z = 17). Conteste razonadamente: a) Cuáles son las configuraciones electrónicas de A y de B?. b) Cuál es el grupo, el período, el nombre y el símbolo de cada uno de los elementos?. c) Cuál tendrá mayor su primera energía de ionización?. d) Qué tipo de enlace se puede formar entre A y B?. Cuál será la fórmula del compuesto resultante?. Será soluble en agua?. Septiembre 29 A: magnesio: Mg c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 grupo 2 -alcalinotérreos- período 3 B: cloro: Cl c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 grupo 17 -halógenos- período 3. El cloro (B) es el que tiene primera energía de ionización mayor. Se da enlace iónico, formándose cloruro de magnesio: MgCl 2 : Mg 2+ (Cl ) 2. El cloruro de magnesio es soluble en agua.

13 3 El elemento de número atómico 12 se combina fácilmente con el elemento de número atómico 17. Indique: a) La configuración electrónica de los dos elementos en su estado fundamental. b) El grupo y período al que pertenece cada uno. c) El nombre y símbolo de dichos elementos y del compuesto que pueden formar. d) El tipo de enlace y dos propiedades del compuesto formado. Junio 21 (Fase General) Z = 12: c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 magnesio: Mg grupo 2 -alcalinotérreos- período 3. Z = 17: c.e.: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 cloro: Cl grupo 17 -halógenos- período 3. Se da enlace iónico, formándose cloruro de magnesio: MgCl 2 : Mg 2+ (Cl ) 2. Propiedades: El cloruro de magnesio es sólido a temperatura ambiente. Elevados puntos de fusión y ebullición. Es soluble en agua. No conductor de la corriente eléctrica en estado sólido, pero sí fundido o disuelto. 4 Dados los elementos A, B y C, de números atómicos: 6, 11 y 17, respectivamente, indique: a) La configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Su situación en la Tabla Periódica (grupo y período). c) El orden decreciente de electronegatividad. d) Las fórmulas de los compuestos formados por C con cada uno de los otros dos: A y B, y el tipo de enlace que presentan al unirse. Modelo 25 A (Z = 6): C: grupo 14 (carbonoideos), período 2 c.e.:1s 2 2s 2 2p 2 B (Z = 11): Na: grupo 1 (alcalinos), período 3 c.e.:1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 C (Z = 17): Cl: grupo 17 (halógenos), período 3 c.e.:1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (c.e.: configuración electrónica, en el estado fundamental) Orden decreciente de electronegatividad: Cl -C- > C -A- > Na -B- Compuestos entre C y A: CCl 4, C 2 Cl 6 enlace covalente Compuesto entre C y B: NaCl -Na + Cl - enlace iónico. 5 Cuatro elementos diferentes: A, B, C y D tienen número atómico: 6, 9, 13 y 19, respectivamente. Se desea saber: a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su clasificación en metales y no metales. c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con los demás, ordenándolos del más iónico al más covalente. Septiembre 1997 A (Z = 6) : C cuatro electrones de valencia no metal B (Z = 9) : F siete electrones de valencia no metal C (Z = 13) : Al tres electrones de valencia semimetal D (Z = 19) : K un electrón de valencia metal.

14 Compuestos de B con A, C y D, ordenados del más iónico al más covalente: KF -DB- (más iónico) ; AlF 3 -CB 3 - ; CF 4 -AB 4 - (más covalente). 6 Sabiendo que las temperaturas: 3.55 ºC, 65 ºC, 17 ºC y 196 ºC corresponden a las temperaturas de fusión de las sustancias: nitrógeno, aluminio, diamante y tricloruro de boro: a) Asigne a cada sustancia el valor que le corresponde a su temperatura de fusión y justifique esta asignación. b) Justifique los tipos de enlace y/o fuerzas intermoleculares que están presentes en cada una de las sustancias cuando se encuentran en estado sólido. Septiembre 23 T f = 3.55 ºC : Diamante Red cristalina atómica covalente T f = 65 ºC : Aluminio Enlace metálico T f = 17 ºC : Tricloruro de boro Enlace covalente y fuerzas de Van der Waals T e = 196 ºC : Nitrógeno Enlace covalente y fuerzas de Van der Waals Nota: La temperatura de 196 ºC corresponde a la ebullición del nitrógeno, no a su fusión. 7 Dados los siguientes elementos: flúor, helio, sodio, calcio y oxígeno: a) Justifique en función de los posibles enlaces entre átomos cuáles forman moléculas homonucleares y cuáles no, así como su estado de agregación en condiciones normales de presión y temperatura. b) Formule cuatro de los compuestos diatómicos que puedan formar entre sí, indicando la naturaleza del enlace formado. Septiembre 1999 Pueden formar moléculas homonucleares el flúor: F 2 y el oxígeno: O 2, los dos con enlace covalente y gaseosos en condiciones normales. Compuestos binarios: NaF -Na + F - enlace iónico CaF 2 -Ca 2+ (F ) 2 - enlace iónico OF 2 enlace covalente Na 2 O -(Na + ) 2 O 2 - enlace iónico CaO -Ca 2+ O 2 - enlace iónico. 8 Explique: a) Si las estructuras de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se debe determinar experimentalmente para poder proponer la representación correcta. b) Si cada molécula se representa en todos los casos por una única fórmula estructural. c) Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H 2 O y NO 3. d) Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la estabilidad de las mismas?. Junio 1997 Las estructuras de Lewis no justifican la geometría de las moléculas, la cual debe determinarse experimentalmente.

15 No siempre existe una sola fórmula estructural para cada molécula. Cuando se da el fenómeno de resonancia existen estructuras diferentes y equivalentes para representar la molécula, siendo ésta un híbrido de resonancia entre aquellas. Estructura de Lewis del agua: H O H Estructuras de Lewis del ión nitrato: O =N + O O N + O O N + = O O O O Las estructuras de Lewis no justifican la estabilidad de moléculas e iones. Sin embargo, la existencia de estructuras de resonancia equivalentes -como sucede en el ión nitrato- sí contribuye a incrementar la estabilidad de la especie. 9 Dadas las moléculas: HCl, KF y CH 2 Cl 2 : a) Razone el tipo de enlace presente en cada una de ellas utilizando los datos de electronegatividad. b) Escriba la estructura de Lewis y justifique la geometría de las moléculas que tienen enlaces covalentes. Datos: Valores de electronegatividad: K =,8, H = 2,1, C = 2,5, Cl = 3,, F = 4,. Junio 24 HCl : enlace covalente H Cl molécula lineal. KF : enlace iónico. H CH 2 Cl 2 : enlace covalente Cl C Cl molécula tetraédrica. H 1 a) Ordene según polaridad creciente, basándose en los valores de las electronegatividades de la tabla adjunta, los enlaces siguientes: H F, H O, H N, H C, C O y C Cl. Elemento F O Cl N C S H Electronegatividad 4, 3,5 3, 3, 2,5 2,5 2,1 b) La polaridad de la molécula de CH 4, será igual o distinta que la del CCl 4?. Junio 1998 Orden creciente de polaridad: H C < C Cl < H N < C O < H O < H F. Las dos moléculas son apolares. 11 Considere los compuestos: BaO, HBr, MgF 2 y CCl 4. a) Indique su nombre. b) Razone el tipo de enlace que posee cada uno.

16 c) Explique la geometría de la molécula CCl 4. d) Justifique la solubilidad en agua de los compuestos que tienen enlace covalente. Septiembre 25 BaO : óxido de bario enlace iónico. HBr : bromuro de hidrógeno enlace covalente soluble en agua. MgF 2 : fluoruro de magnesio enlace iónico. CCl 4 : tetracloruro de carbono enlace covalente insoluble en agua. La molécula de CCl 4 es tetraédrica. 12 Considerando las sustancias: Br 2, SiO 2, Fe, HF y NaBr, justifique en función de sus enlaces: a) si son o no solubles en agua; b) si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente. Junio 1999 Br 2 : insoluble en agua no conductor. SiO 2 : insoluble en agua no conductor. Fe : insoluble en agua conductor. HF : soluble en agua no conductor. NaBr : soluble en agua no conductor (sí si está disuelto o fundido) 13 Para las siguientes especies: Br 2, NaCl, H 2 O y Fe: a) Razone el tipo de enlace presente en cada caso. b) Indique el tipo de interacción que debe romperse al fundir cada compuesto. c) Cuál tendrá un menor punto de fusión?. d) Razone qué compuesto(s) conducirá(n) la corriente en estado sólido, cuál(es) lo hará(n) en estado fundido y cuál(es) no conducirá(n) la corriente eléctrica en ningún caso. Septiembre 26 Br 2 : Enlace covalente No conductor. Para fundirlo hay que vencer las fuerzas de London. Es quien tiene menor punto de fusión. NaCl : Enlace iónico Conductor fundido o disuelto. Para fundirlo hay que romper el enlace iónico. H 2 O : Enlace covalente No conductora. Para fundirla hay que vencer el enlace de hidrógeno. Fe : Enlace metálico Conductor en estado sólido Para fundirlo hay que romper el enlace metálico.

17 14 Dados los siguientes compuestos: NaH, CH 4, H 2 O, CaH 2 y HF, conteste razonadamente: a) Cuáles tienen enlace iónico y cuáles enlace covalente?. b) Cuáles de las moléculas covalentes son polares y cuáles no polares?. c) Cuáles presentan enlace de hidrógeno?. d) Atendiendo únicamente a la diferencia de electronegatividad, cuál presenta la mayor acidez?. Modelo 27 a) Enlace iónico: NaH y CaH 2. Enlace covalente: CH 4, H 2 O y HF. b) Moléculas covalentes polares: H 2 O y HF. Molécula covalente apolar: CH 4. c) Se da enlace de hidrogeno en: H 2 O y HF. d) Presenta la mayor acidez: HF. 15 Teniendo en cuenta la estructura y el tipo de enlace, justifique: a) El cloruro de sodio tiene un punto de fusión mayor que el bromuro de sodio. b) El carbono (diamante) es un sólido muy duro. c) El nitrógeno molecular presenta una gran estabilidad química. d) El amoníaco es una sustancia polar. Modelo 22 a) En valor absoluto, la energía reticular del cloruro de sodio es mayor que la del bromuro de sodio b) El diamante es una red atómica cristalina covalente. c) Los dos átomos que integran la molécula de nitrógeno están unidos por un triple enlace covalente, siendo muy alto el valor absoluto de la energía de este enlace. d) Debido a la forma piramidal triangular de su molécula y al par de electrones no compartido del nitrógeno, el vector momento dipolar resultante del amoníaco es distinto de cero. 16 A las siguientes especies: X, Y y Z +, les corresponden los números atómicos: 17, 18 y 19, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica de cada una de ellas. b) Ordene, razonadamente, de menor a mayor, las diferentes especies según su tamaño y su energía de ionización. c) Qué especies son X e Y?. d) Qué tipo de enlace presenta ZX?. Describa brevemente las características de este enlace. Septiembre 28 a) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 para las tres especies -en el estado fundamental-. b) Orden creciente de tamaño: K + -Z + - < Ar -Y- < Cl -X -

18 Orden creciente de primera energía de ionización: Cl -X - < Ar -Y- < K + -Z + - c) X : ión cloruro: Cl Y : átomo de argón: Ar. d) Entre Z -K- y X -Cl- se da enlace iónico: KCl -K + Cl a) Diseñe un ciclo de Born-Haber para el MgCl 2. b) Defina el menos cuatro de los siguientes conceptos: - Energía de ionización. - Energía de disociación. - Afinidad electrónica. - Energía reticular. - Calor de formación. - Calor de sublimación. Septiembre 1996 Mg (s) + Cl 2 (g) Calor de formación MgCl 2 (s) Calor de sublimación Energía de disociación Mg (g) 2 Cl (g) Primera energía de ionización Energía reticular Mg + (g) Afinidad electrónica x 2 Segunda energía de ionización Mg 2+ (g) + 2 Cl (g) Calor de sublimación [Mg (s)] + Primera energía de ionización [Mg (g)] + Segunda energía de ionización [Mg (g) -Mg + (g)-] + Energía de disociación [Cl 2 (g)] + 2 x Afinidad electrónica [Cl (g)] + Energía reticular Calor de formación [MgCl 2 (s)]

19 17 (Continuación) Energía (primera -primer potencial-) de ionización: es la energía que hay que dar al átomo -de magnesio- en fase gaseosa para arrancarle el primer electrón, y convertirlo así en un catión con carga 1+. Energía de disociación: es la energía que hay que dar -al gas cloro- para romper el enlace covalente Cl Cl y separar los átomos. Afinidad electrónica: es la energía implicada en la captación de un electrón por el átomo -de cloro-, en fase gaseosa. Energía reticular: es la energía desprendida al formarse el sólido iónico cristalino a partir de los iones en estado gaseoso. Calor de formación: es la energía implicada en la síntesis del compuesto a partir de sus elementos en sus estados de agregación más estables a la temperatura y presión dadas. A presión constante es la entalpía de formación. Calor de sublimación: es la energía que hay que dar al sólido -magnesiopara pasarlo directamente a gas a temperatura constante. A presión constante es la entalpía de sublimación. 18 A partir del esquema del ciclo de Born-Haber para el fluoruro de sodio: a) Nombre las energías implicadas en los procesos 1, 2 y 3. b) Nombre las energías implicadas en los procesos 4, 5 y 6. c) Justifique si son positivas o negativas las energías implicadas en los procesos 1, 2, 3, 4 y 5. d) En función del tamaño de los iones justifique si la energía reticular del fluoruro de sodio será mayor o menor, en valor absoluto, que la del cloruro de sodio. Justifique la respuesta. 1 Na (s) + F2 (g) Na (g) F (g) 3 4 Na + (g) + F (g) 6 5 NaF (s) Septiembre 25 1 Calor -entalpía- de sublimación (del sodio) (+) 2 Energía de disociación (del flúor) (+) 3 Primera energía de ionización (del sodio) (+) 4 Afinidad electrónica (del flúor) ( ) 5 Energía reticular (del fluoruro de sodio) ( ) 6 Calor -entalpía- de formación (del fluoruro de sodio).

20 En valor absoluto, la energía reticular del fluoruro de sodio es mayor que la del cloruro de sodio. 19 Sabiendo que: NaCl, NaBr y NaI adoptan en estado sólido la estructura tipo NaCl, explique razonadamente: a) Si la constante de Madelung influye en que los valores de energía reticular de estos tres compuestos sean diferentes. b) Si la variación de la energía reticular depende de la distancia de equilibrio entre los iones en la red cristalina. c) La energía reticular del MgCl 2 será mayor, menor o igual que la del NaCl?. Datos: Energías reticulares: NaCl = 769 kj mol 1 NaBr = 736 kj mol 1 NaI = 688 kj mol 1. Modelo 21 La constante de Madelung no influye en que los valores de la energía reticular de estos tres compuestos sean diferentes. En valor absoluto, la energía reticular es inversamente proporcional a la distancia de equilibrio entre los iones en la red cristalina. En valor absoluto, la energía reticular del MgCl 2 es mayor que la del NaCl. 2 Sabiendo que el boro es el primer elemento del grupo 13 del Sistema Periódico, conteste razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La energía de ionización es la energía que desprende un átomo, en estado gaseoso, cuando se convierte en un ión positivo. b) Las energía de ionización del boro es superior a la del litio (Z = 3). c) La configuración electrónica del boro le permite establecer tres enlaces covalentes. d) El átomo de boro en el BH 3 tiene un par de electrones de valencia. Junio 26 Afirmaciones verdaderas: b) y c) Afirmaciones falsas: a) y d). 21 Dadas las siguientes sustancias: CS 2 (lineal), HCN (lineal), NH 3 (piramidal) y H 2 O (angular): a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Justifique su polaridad. Junio 2 Disulfuro de carbono: S =C=S Apolar Ácido cianhídrico: H C N Polar Amoníaco: H N H Polar H

21 Agua: H O H Polar. 22 Considere las siguientes moléculas: H 2 O, HF, H 2, CH 4 y NH 3. Conteste justificadamente a cada una de las siguientes cuestiones: a) Cuál o cuáles son polares?. b) Cuál presenta el enlace con mayor contribución iónica?. c) Cuál presenta el enlace con mayor contribución covalente?. d) Cuál o cuáles pueden presentar enlace de hidrógeno?. Septiembre 24 a) Polares: H 2 O, HF y NH 3. b) El HF presenta el enlace con mayor contribución iónica. c) El H 2 presenta el enlace con mayor contribución covalente. d) Se da enlace de hidrogeno entre las moléculas de: H 2 O, HF y NH Dadas las moléculas: H 2 O, CH 4, BF 3 y HCl: a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Indique razonadamente cuáles presentan enlaces de hidrógeno. c) Justifique cuáles son moléculas polares. d) Justifique cuál de las moléculas: H 2 O, CH 4 y HCl presenta mayor carácter covalente en el enlace y cuál menor. Datos: Electronegatividades de Pauling: O = 3,5, H = 2,1, C = 2,5, Cl = 3,. Modelo 23 Agua: H O H Presenta enlace de hidrógeno Polar. H Metano H C H Sin enlace de hidrógeno Apolar. H Trifluoruro de boro: F B F Apolar. F Cloruro de hidrógeno: H Cl Sin enlace de hidrógeno Polar. Mayor carácter covalente: CH 4 Menor carácter covalente: H 2 O. 24 Dadas las siguientes moléculas: PH 3, H 2 S, CH 3 OH y BeI 2 : a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Razone si forman o no enlaces de hidrógeno. c) Deduzca su geometría aplicando la teoría de hibridación. d) Explique si estas moléculas son polares o apolares. Septiembre 27

22 Fosfina: H P H Sin enlace de hidrógeno Trihidruro de fósforo H Molécula piramidal triangular (hibridación sp 3 del P) Polar. Sulfuro de hidrógeno: H S H Sin enlace de hidrógeno Molécula angular (hibridación sp 3 del S) Polar. H Metanol: H C O H Presenta enlace de hidrógeno. H Molécula tetraédrica asimétrica (hibridación sp 3 del C) Polar. Yoduro de berilio: I Be I Molécula lineal (hibridación sp del Be) Apolar. 25 Responda a las siguientes cuestiones referidas al CCl 4, razonando las respuestas: a) Escriba su estructura de Lewis. b) Qué geometría cabe esperar para sus moléculas?. c) Por qué la molécula es apolar, a pesar de que los enlaces C Cl son polares?. d) Por qué, a temperatura ordinaria, el CCl 4 es líquido y, en cambio, el CI 4 es sólido?. Septiembre 22 Cl Cl C Cl Molécula tetraédrica. Cl Es apolar por ser una molécula totalmente simétrica. A temperatura ordinaria el CI 4 es sólido, al ser menos débiles las fuerzas de Van der Waals, dados sus mayores tamaño y masa molecular que en el CCl Considere las moléculas: OF 2, BI 3, CCl 4 y C 2 H 2. a) Escriba sus representaciones de Lewis. b) Indique razonadamente sus geometrías moleculares utilizando la teoría de hibridación de orbitales o bien la teoría de la repulsión de pares electrónicos. c) Justifique cuáles son moléculas polares. d) Qué moléculas presentan enlaces múltiples?. Modelo 24 Fluoruro de oxígeno: F O F Sin enlaces múltiples Molécula angular (hibridación sp 3 del O) Polar.

23 Triyoduro de boro: I B I Sin enlaces múltiples I Molécula triangular plana (hibridación sp 2 del B) Apolar. Cl Tetracloruro de carbono: Cl C Cl Sin enlaces múltiples Cl Molécula tetraédrica (hibridación sp 3 del C) Apolar. Etino: H C C H En la única con enlace múltiple Molécula lineal (hibridación sp del C) Apolar. 27 Dadas las siguientes moléculas: CH 4, NH 3, H 2 S y BH 3 : a) Justifique sus geometrías moleculares en función de la hibridación del átomo central. b) Razone qué moléculas serán polares y cuáles apolares. c) De qué tipo serán las fuerzas intermoleculares en el CH 4?. d) Indique, razonadamente, por qué el NH 3 es el compuesto que tiene mayor temperatura de ebullición. Septiembre 28 CH 4 : Molécula tetraédrica (hibridación sp 3 del C) Apolar. Fuerzas intermoleculares de Van der Waals -dispersión de London-. NH 3 : Molécula piramidal triangular (hibridación sp 3 del N) Polar. Es el único que presente enlace de hidrógeno entre sus moléculas. H 2 S : Molécula angular BH 3 : Molécula triangular plana (hibridación sp 3 del S) Polar. (hibridación sp 2 del B) Apolar. 28 Dadas las siguientes moléculas: BeCl 2, Cl 2 CO, NH 3 y CH 4 : a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Determine sus geometrías (puede emplear la teoría de repulsión de pares electrónicos o la de hibridación). c) Razone si alguna de las moléculas puede formar enlaces de hidrógeno. d) Justifique si las moléculas BeCl 2 y NH 3 son polares o no polares. Datos: Números atómicos (Z): H = 1, Be = 4, C = 6, N = 7, O = 8, Cl = 17. Junio 25 Cloruro de berilio: Cl Be Cl Molécula lineal (hibridación sp del Be) Apolar. Fosgeno: Cl C Cl Cloruro de carbonilo O Molécula triangular plana (hibridación sp 2 del C)

24 Amoníaco: H N H Presenta enlace de hidrógeno. H Molécula piramidal triangular (hibridación sp 3 del N) Polar. H Metano H C H Sin enlace de hidrógeno. H Molécula tetraédrica (hibridación sp 3 del C) 29 Dadas las siguientes sustancias: CO 2, CF 4, H 2 CO y HF: a) Escriba las estructuras de Lewis de sus moléculas. b) Explique sus geometrías por la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia o por la Teoría de Hibridación. c) Justifique cuáles de estas moléculas tienen momento dipolar distinto de cero. d) Justifique cuáles de estas sustancias presentan enlace de hidrógeno. Modelo 21 Dióxido de carbono: O =C= O Molécula lineal (hibridación sp del C) Apolar. F Tetrafluoruro de carbono: F C F F Molécula tetraédrica (hibridación sp 3 del C) Apolar. Metanal: H C H Sin enlace de hidrógeno. O Molécula triangular plana (hibridación sp 2 del C) Polar. Fluoruro de hidrógeno: H F Presenta enlace de hidrógeno. Molécula lineal (hibridación sp 3 del F) Polar. 3 Considerando las moléculas: H 2 CO (metanal) y Br 2 O (monóxido de dibromo): a) Represente sus estructuras de Lewis. b) Justifique su geometría molecular. c) Razone si cada una de estas moléculas tiene o no momento dipolar. Datos: Números atómicos: H (Z = 1), C (Z = 6), O (Z = 8), Br (Z = 35). Junio 21 (Fase Específica)

25 Metanal: H C H O Molécula triangular plana (hibridación sp 2 del C) Polar. Monóxido de dibromo: Br O Br Molécula angular (hibridación sp 3 del O) Polar. 31 Dados los siguientes compuestos: H 2 S, BCl 3 y N 2 : a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Deduzca la geometría de cada molécula por el método RPECV o a partir de la hibridación. c) Deduzca cuáles de las moléculas son polares y cuáles no polares. d) Indique razonadamente la especie que tendrá un menor punto de fusión. Modelo 28 Sulfuro de hidrógeno: H S H Molécula angular (hibridación sp 3 del S) Polar. Tricloruro de boro: Cl B Cl Cl Molécula triangular plana (hibridación sp 2 del B) Apolar. Nitrógeno: N N Molécula lineal (hibridación sp del N) Es quien tiene menor punto de fusión. Apolar.

26 TERMOQUÍMICA Cuestiones 1 Indique, justificadamente, cuál de las siguientes especies químicas presentaría una entalpía normal de formación nula: a) Hidrógeno molecular. b) Hidrógeno atómico. c) Oxígeno molecular. d) Ozono. e) Zinc metálico. Junio 1996 Hidrógeno molecular, oxígeno molecular y zinc metálico. 2 Considere la combustión de carbón, hidrógeno y metanol. a) Ajuste las reacciones de combustión de cada sustancia. b) Indique cuáles de los reactivos o productos tienen entalpía de formación nula. c) Escriba las expresiones para calcular las entalpías de combustión a partir de las entalpías de formación que considere necesarias. d) Indique cómo calcular la entalpía de formación del metanol a partir únicamente de las entalpías de combustión. Junio 26 a) C (s) + O 2 (g) CO 2 (g) -combustión completa- H 2 (g) O2 (g) H 2 O (l) CH 3 OH (l) O2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) b) C (s), H 2 (g) y O 2 (g) c) Δ [C (s)] = Δ [CO 2 (g)] d) H c Δ H c [H 2 (g)] = H f Δ H c [CH 3 OH (l)] = Δ H f [CH 3 OH (l)] = Δ H f [H 2 O (l)] Δ [CO 2 (g)] + 2 Δ [H 2 O (l)] Δ [CH 3 OH (l)] H f H c H f H f Δ [C (s)] + 2 Δ [H 2 (g)] Δ [CH 3 OH (l)]. H c H c

27 3 Considere la combustión de tres sustancias carbón, hidrógeno molecular y etanol. a) Ajuste las correspondientes reacciones de combustión. b) Indique cuáles de los reactivos o productos de las mismas tienen entalpía de formación nula. c) Escriba las expresiones para calcular las entalpías de combustión a partir de las entalpías de formación. d) Escriba la expresión de la entalpía de formación del etanol en función únicamente de las entalpías de combustión de las reacciones del apartado a). Modelo 21 a) C (s) + O 2 (g) CO 2 (g) -combustión completa- H 2 (g) O2 (g) H 2 O (l) CH 3 CH 2 OH (l) + 3 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) b) C (s), H 2 (g) y O 2 (g) c) Δ [C (s)] = Δ [CO 2 (g)] d) H c Δ H c [H 2 (g)] = H c H f H f Δ H f [H 2 O (l)] Δ [CH 3 CH 2 OH (l)] = 2 Δ [CO 2 (g)] + 3 Δ [H 2 O (l)] Δ [CH 3 CH 2 OH (l)] H f Δ [CH 3 CH 2 OH (l)] = 2 Δ [C (s)] + 3 Δ [H 2 (g)] Δ [CH 3 CH 2 OH (l)] H c H f H c H f H c 4 La reacción de combustión completa de un hidrocarburo saturado es: 3n 1 C n H 2n O2 n CO 2 + (n + 1) H 2 O. 2 Justifique las siguientes afirmaciones: a) Si todos los hidrocarburos tuviesen igual valor de entalpía de formación, se desprendería mayor cantidad de energía cuanto mayor fuera el valor de n. b) El valor de la entalpía de reacción no cambia si la combustión se hace con aire en lugar de oxígeno. c) Cuando la combustión no es completa se obtiene CO y la energía que se desprende es menor. d) El estado de agregación del H 2 O afecta al valor de la energía desprendida, siendo mayor cuando se obtiene en estado líquido. Datos: Δ H f (kj mol 1 ): CO 2 = 393, CO = 11, H 2 O (líq) = 285, H 2 O (vap) = 241. Septiembre 29 Δ H c = n ΔH f CO 2 + (n + 1) ΔH f H 2 O ΔH f C n H 2n + 2. a) La variación de entalpía de combustión es directamente proporcional a n. b) La entalpía estándar de formación de oxígeno gaseoso es nula. c) ΔH f CO < Δ H f CO 2 d) Δ H f H 2 O (líq) > Δ H f H 2 O (vap).

28 5 a) Defina la magnitud denominada entalpía de enlace. b) Cuál es la unidad internacional en que se mide la entalpía de enlace?. c) Cómo se puede calcular la entalpía de una reacción determinada si disponemos de una tabla de valores de las entalpías de enlace?. d) Cómo se explica que la entalpía del enlace C=C no alcance el doble del valor de la entalpía del enlace C C?. Modelo 2 Entalpía de enlace es el flujo de energía -calor- asociado a la ruptura o formación de un mol de enlaces, en fase gaseosa y a presión constante. Su unidad SI es: J mol 1. ΔH R = ΔH (enlaces rotos) ΔH (enlaces formados). El enlace C C es un enlace σ, y el enlace C=C consiste en un enlace σ y un enlace π, este último más débil que el otro. 6 a) Las energías de los enlaces C C, C=C y C C son, respectivamente: 347, kj mol 1, 611, kj mol 1 y 833, kj mol 1. Justifique el por qué de estas diferencias. b) Si la energía libre de Gibbs de formación del carbono (grafito) es nula y la del carbono (diamante) vale 2,87 kj mol 1 a 1 atm y 25 ºC justifique si puede convertirse el grafito en diamante en esas condiciones. Septiembre 1998 a) El enlace C C es un enlace σ, el enlace C=C consiste en un enlace σ y un enlace π, y el enlace C C consiste en un enlace σ y dos enlaces π; el enlace π es más débil que el enlace σ. b) No; la conversión de grafito en diamante no es espontánea en condiciones estándar: Δ >. G R 7 Justifique cuáles de los procesos siguientes serán siempre espontáneos, cuáles no lo serán nunca y en cuáles dependerá de la temperatura: a) Proceso con ΔH < y ΔS >. b) Proceso con ΔH > y ΔS <. c) Proceso con ΔH < y ΔS <. d) Proceso con ΔH > y ΔS >. Modelo 21 a) Siempre espontáneo, a cualquier temperatura. b) Nunca. c) Espontáneo a temperaturas bajas. d) Espontáneo a temperaturas altas.

29 8 De las siguientes reacciones, cada una de ellas a 1 atm de presión: ΔH (kj) ΔS (kj/k) 1 1 H2 (g) + I2 (s) HI (g) 25,94 34,63 x NO 2 (g) N 2 O 4 (g) 58,16 73,77 x 1 2 S (s) + H 2 (g) H 2 S (g) 16,73 +18,19 x 1 2 Razonar: a) Las que son espontáneas a todas las temperaturas. b) Las que son espontáneas a bajas temperaturas y no espontáneas a altas temperaturas. c) Las que son espontáneas a altas temperaturas y no espontáneas a bajas temperaturas. Septiembre 1997 a) La tercera ; b) La segunda ; c) La primera. 9 En una reacción química del tipo: 3 A (g) A 3 (g) disminuye el desorden del sistema. El diagrama entálpico del proceso se representa en el esquema. a) Qué signo tiene la variación de entropía de la reacción?. b) Indique razonadamente si este proceso puede ser espontáneo a temperaturas altas o bajas. c) Qué signo debería tener ΔH de la reacción para que ésta no fuera espontánea a ninguna temperatura?. Entalpía creciente Reactivos Productos Junio 27 a) ΔS R < ; b) Espontáneo a temperaturas bajas. c) ΔH R >. 1 Considere la reacción química siguiente: 2 Cl (g) Cl 2 (g). Conteste de forma razonada: a) Qué signo tiene la variación de entalpía de dicha reacción?. b) Qué signo tiene la variación de entropía de esta reacción?. c) La reacción será espontánea a temperaturas altas o bajas?. d) Cuánto vale ΔH de la reacción, si la energía de enlace Cl Cl es 243 kj mol 1?. Junio 28 a) y d) ΔH R = 243 kj mol 1 = 2,43 x 1 5 J mol 1 < b) ΔS R < ; c) Espontánea a temperaturas bajas.

30 11 Teniendo en cuenta la gráfica que representa los valores de ΔH y TΔS para la reacción A B razone si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas: a) A 5 K la reacción es espontánea. b) El compuesto A es más estable que el B a temperaturas inferiores a 4 K. c) A 4 K el sistema se encuentra en equilibrio. d) La reacción de transformación de A en B es exotérmica a 6 K. kj 1 ΔH 8 6 TΔS T (K) Modelo 22 Afirmaciones verdaderas: a), b) y c). Afirmación falsa: d). 12 En una reacción de combustión del etano en fase gaseosa se consume todo el etano (equilibrio totalmente desplazado hacia los productos). a) Escriba y ajuste la reacción de combustión. Δ a partir de b) Escriba la expresión para el cálculo de la entalpía de reacción H r las entalpías de formación Δ H f. c) Escriba la expresión para el cálculo de la entropía de reacción las entropías (S ). d) Justifique el signo de las magnitudes Δ H r y Δ G r. Δ a partir de S r Junio 24 a) C 2 H 6 (g) O2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) b) c) d) Δ = 2 Δ [CO 2 (g)] + 3 Δ [H 2 O (l)] Δ [C 2 H 6 (g)] H R H f H f Δ S R = 2 S [CO 2 (g)] + 3 S [H 2 O (l)] S 7 [C 2 H 6 (g)] S [O 2 (g)] 2 Δ H R <, Δ G R <. H f

31 13 Consultando una tabla de datos termodinámicos a 298 K encontramos los siguientes: Δ H f (kj mol 1 ) Δ G f (kj mol 1 ) NO (g) 9,25 86,57 NO 2 (g) 33,18 51,3 Justifique si para dicha temperatura las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas: a) La formación de NO a partir de nitrógeno y oxígeno, en condiciones estándar, es un proceso endotérmico. b) El NO es una sustancia más estable que el NO 2. c) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de NO a NO 2 es exotérmica. d) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de NO a NO 2 es espontánea. Septiembre 1999 Afirmaciones verdaderas: a), c) y d). Afirmación falsa: b) -termodinámicamente-. 14 El petróleo está compuesto por una mezcla compleja de hidrocarburos, además de otras sustancias que contienen nitrógeno y azufre. a) Indique, justificadamente, los productos resultantes de su combustión. b) Cuáles de estos productos obtenidos resultan perjudiciales para el medioambiente?. Qué efectos producen en la atmósfera?. Septiembre 22 CO -combustión incompleta-; muy tóxico, al reducir la capacidad de transporte de oxígeno por la sangre. CO 2 -combustión completa-; gas de efecto invernadero. H 2 O. Óxidos de nitrógeno: principalmente NO y NO 2 ; tóxicos, contribuyen a la lluvia ácida y son precursores del ozono troposférico y el smog fotoquímico. Óxidos de azufre: SO 2 -corrosivo, irritante y venenoso- y SO 3 ; contribuyen a la lluvia ácida. 15 Los elementos constitutivos de los combustibles derivados del petróleo son los siguientes: carbono, hidrógeno, azufre, nitrógeno y oxígeno. a) Razone cuáles son los productos resultantes de la combustión con aire de los elementos citados. b) Indique cuáles de dichos productos son perjudiciales para el medioambiente, así como los principales efectos sobre el mismo. Modelo 1999 Combustión incompleta del carbono: CO ; muy tóxico, al reducir la capacidad de transporte de oxígeno por la sangre. Combustión completa del carbono: CO 2 ; gas de efecto invernadero. Combustión del hidrógeno: H 2 O.