Química- OPCIÓN B.2016- Examen de selectividad-Junio . Andalucía.

                                               
                                                                   OPCIÓN B

1.- Formule o nombre los siguientes compuestos:

    a) Nitruro de aluminio: AlN
    
    b) Hidrogenocromato de cobre (ll): Cu(HCrO4)2
    
    c) 3-Metilbut-1-ino:HCCCH(CH3)CH3

    d) Sb2O5: óxido de antimonio (V); pentóxido de diantimonio.

    e) Au2S: sulfuro de oro (I); sulfuro de dioro

    f) CH2BrCH2Br: 1,2-dibromoetano

2.-a) Explique cuáles de los siguientes números cuánticos son imposibles para un electrón en un átomo: (4,2,0,+1/2)   (3,3,2,-1/2)  (2,0,1,+1/2)  (4,1,1,-1/2)

(4,2,0,+1/2)  Permitido

(3,3,2,-1/2)  No está permitido, pues el número cuántico secundario solo puede tener valores entre 0 y n-1, en este caso entre 0 y 2.

(2,0,1,+1/2)  No está permitido porque el número cuántico magnético solo puede tener valores entre -l y l, pasando por el cero, en este caso, como l=0, solo sería posible el valor cero.

(4,1,1,-1/2) Permitido

     b) Indique los orbitales donde se sitúan electrones que corresponden con los grupos de números cuánticos que están permitidos.

(4,2,0,+1/2)  el orbital nos lo indica el número cuántico secundario, en este caso l=2 corresponde al orbital 4d.

(4,1,1,-1/2) en este otro caso el orbital es el 4p

     c) Justifica cuál de los orbitales tiene mayor energía.

Para conocer el valor de la energía de los orbitales debemos sumar el valor del número cuántico principal y el valor del número cuántico secundario.

                                                              E=n+l

4d    E= 4+2=6

4p    E= 4+1=5

El orbital de mayor energía es el 4d

3.- Dada la siguiente ecuación termoquímica: 2H2(g) + O2(g) à 2H2O (g)   -483,6 kJ, justifique cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas y cuáles falsas:

     a) Al formarse 18 g de agua en esas condiciones se liberan 483,6 kJ.
Falso, se desprenden 483,6 kJ al formarse 2 moles de agua, o lo que es lo mismo 36 g de agua.

     b) Dado que ΔH <0 la formación de agua es un proceso espontáneo.
Falso, que ΔH <0 nos indica que el proceso es exotérmico. La espontaneidad de una reacción la determina la energía libre de Gibbs.

     c)La reacción de formación del agua será muy rápida.

Falso, no podemos determinar con datos termoquímicos la velocidad de la reacción.

4.- Dado el compuesto CH2=CHCH2CH3, justifique, cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas y cuáles falsas:

     a) El compuesto reacciona con H2O/H2SO4 para dar dos compuestos isómeros geométricos.

Falso, se obtendría el compuesto CH3CHOHCH2CH3 que no puede dar lugar a isomería geometrica pues no existe posibilidad de isómeros cis y trans.

     b) El compuesto reacciona con HCl para dar un compuesto que no presenta isomería óptica.

Falso, pues presentaría isomería óptica al obtenerse un carbono quiral o asimétrico:

     c) El compuesto reacciona con H2 para dar un alquino.

Falso, se obtendría un alcano:  CH3CH2CH2CH3

5.- Una disolución acuosa de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1,05g/ml a 20ºC, y contiene 147 gramos de ese ácido en 1500mL de disolución. Calcule:
Datos: Masas atómicas H=1;  O=16;  S=32.

   a) La fracción molar de soluto y disolvente de la disolución.
Para hallar las fracciones molares necesitamos el número de moles de cada componente, donde el soluto es ácido sulfúrico y el disolvente el agua.

Sabiendo el volumen de disolución y su densidad podemos hallar los gramos de disolución, y como sabemos los gramos de soluto, restamos para hallar los gramos de disolvente. Teniendo los gramos podemos hallar los moles mediante la masa molecular:

Sustituyendo los valores de los moles en las ecuaciones anteriores obtenemos:

χ_{soluto  = 0.02}      χ_{disolvente = 0.98}

   b) ¿Qué volumen de la disolución anterior hay que tomar para preparar 500mL de disolución 0,5 M del citado ácido.

Sabemos que en este caso se cumple: M x V = M´ x V´

La molaridad de la disolución anterior será moles de soluto entre los litros de disolución:
M=1.5/1,5=1M

Por tanto: 1M x V = 0.5M x 500ml    V=250 ml

6.-Datos: F=96500C; Masas atómica Cu=63.5, Cl=35.5; R=0.082atm·L/mol·K

a) Se hace pasar una corriente eléctrica de 1,5 A a través de 250 mL de una disolución acuosa de iones Cu²⁺ 0,1 M ¿Cuánto tiempo tiene que transcurrir para que todo el cobre de la disolución se deposite como cobre metálico?

Primero calculamos la corriente que se hace pasar y seguidamente usando la ecuación Q= I·t hallamos el tiempo transcurrido:

     b) Determine el volumen de cloro gaseoso, medido a 27ºC y 1 atm, que se desprenderá en el ánodo durante la electrólisis de una disolución de cualquier cloruro metálico, aplicando una corriente de 4 A de intensidad durante 15 minutos.

La corriente que será necesaria se calcula con la ecuación: 

Q= I·t = 4·(15x60)=3600C

En cualquier cloruro ocurrirá la semirreacción: 2Cl^-   à   Cl₂ + 2 e^-

Teniendo la corriente podemos hallar los moles y usando la ecuación de los gases ideales despejar el volumen:

     

Química- OPCIÓN A.2016- Examen de selectividad . Andalucía.

                                            OPCIÓN A

1. Formule o nombre los siguientes compuestos:
a) Hidróxido de niquel (III)  =  Ni(OH)3
b)Ácido peryódico = HIO4
c) Nitrobenceno = 

d) CrO3 = Trióxido de cromo; Óxido de cromo(VI)

e) ZnH2 = Hidruro de cinc

f) CH3CHOHCHO = 2-Hidroxipropanal

2. Para las especies HBr, NaBr y Br2, determine razonadamente:

a) El tipo de enlace que predomina en ellas.

En las especies HBr y Br2 predomina el enlace covalente, pues se trata de moléculas formadas por elementos no metálicos que presentan electronegatividades iguales (Br2) o similares (HBr), y la interacción se produce por compartición de electrones . En el caso del HBr y Br2 además existirán interacciones débiles de Van der Waals, siendo las del HBr tipo dipolo-dipolo y las del Br2 de dispersión o de London.

En el caso de NaBr el enlace predominante es el iónico pues la electronegatividad es muy diferente entre los átomos que forman el enlace, se trata de una interacción electrostática, lo que genera iones que forman redes cristalinas.

b) Cuál de ellas tendrá mayor punto de fusión.

Teniendo en cuenta que el punto de fusión es la temperatura que hay que superar para que una especie sólida pase a estado líquido, el HBr y Br2 para cambiar de estado necesita romper las fuerzas intermoleculares, que ya comentamos en el apartado anterior son de tipo Van der Waals, y por tanto, fáciles de superar. Por el contrario, el NaBr al formar una red cristalina hay que superar la atracción electrostática que une a los iones para cambiar de estado, y para ello se requerirá mayor energía, y por tanto, presentará mayor punto de fusión.

c) Cuál es la especia menos soluble en agua.

La solubilidad va a depender de la polaridad de la molécula, por tanto la menos soluble será Br2, ya que se trata de una molécula apolar, y por tanto será poco soluble en disolventes polares como el agua.

3. Se desea construir una pila en la que el cátodo está constituido por el electrodo Cu^2+/Cu. Para el ánodo se dispone de los electrodos: Al³⁺/Al y I₂/I^- .

Datos: Eº(Cu^2+/Cu)=0.34V, Eº(Al³⁺/Al )=-1.67V, Eº( I₂/I^- )=0.54V

a)Razone cuál de los dos electrodos se podrá utilizar como ánodo.

Usando la fórmula para el cálculo del potencial de la pila debemos obtener un resultado positivo que nos indicará que la energía libre de Gibbs es negativa y, por tanto, que las reacciones ocurrirán de forma espontánea.

DEºpila= Eº(cátodo) - Eº(ánodo)

Solo podremos usar como ánodo el electrodo (Al³⁺/Al), pues al tener un potencial de reducción negativo se cumplirá lo explicado en el párrafo anterior. 

b)Identifique las semirreacciones de oxidación y de reducción de la pila.

Reducción: Cu²⁺ +  2e^- à Cu

Oxidación: Al  à Al³⁺ + 3 e^-

c) Calcule el potencial estándar de la pila.

Sustituyendo los valores numéricos en la fórmula:

                                      DEºpila= Eº(cátodo) - Eº(ánodo)=0.34-(-1.67)= 2.01V

4. Complete las siguientes reacciones ácido-base e identifique los correspondientes pares ácido-base conjugados.

a) HSO₄^- (aq) + CO₃^2-(aq) ⇌  SO₄^2-(aq) + HCO₃^-(aq)

      Ácido                        Base                      Base conjugada      Ácido conjugado

b) CO₃^2- (aq) + H2O (l) ⇌ HCO₃^- (aq) + OH^- (aq)                    

      Base                        Ácido            Ácido conjugado        Base conjugada

c) CN^- (aq) + H2O (l) ⇌ HCN (aq) + OH^- (aq) 

      Base                   Ácido            Ácido conjugado      Base conjugada

5. El cinc reacciona con el ácido sulfúrico según la reacción: 

Zn + H2SO4 à ZnSO4 + H2

Datos: Masas atómicas Zn=65.4, S=32, O=16, H=1. R=0.082 atm·L/mol·K

Calclule:

a) La masa de ZnSO4  obtenida a partir de 10 g de Zn y 100 mol de H2SO4 de concentración 2M.

En primer lugar es necesario averiguar cual será el reactivo limitante, para ello hallamos los moles que tenemos de cada reactivo:

Según lo anterior el reactivo limitante será el Zn, pues tenemos menos moles y la relacón estequiométrica es (1:1). A partir de los moles de Zn podemos calcular la masa de ZnSO4  obtenida:

 b) El volumen de H2 desprendido medido a 25ºC y a 1 atm, cuando reaccionan 20g de Zn con H2SO4 en exceso.

 Como el ácido sulfúrico está en exceso hacemos los cálculos a partir de la masa de Zn. Primero hallamos los moles de H2 y después con la ecuación de los gases ideales averiguamos el volumen.

Ecuación de los gases ideales

P· V = n· R· T

1 atm x V = 0.3 mol x 0.082 atm·L/mol·K x (25+273)K

V= 7.33L de H2

6. En un recipiente de 14 litros se introducen 3.2 moles de N2 (g) y 3 moles de H2 (g). Cuando se alcanza el equilibrio:  

N2 (g) + 3H2 (g) ⇌  2NH3  (g) 

a 200ºC se obtienen 1.6 moles de amoniaco. Calcule:

Dato: R=0.082 atm·L/mol·K

a) El número de moles de N2 (g) y de H2 (g) en el equilibrio y el  valor de la presión total.

Realizamos una tabla con los datos que tenemos y calculamos los que nos faltan:

	N2 (g)       +          3H2 (g)             ⇌          2NH3  (g)
Moles iniciales	3.2	3	0
Moles que reaccionan	x	3x	2x
Moles en el equilibrio	3.2-x	3-3x	2x=1.6

A partir de la concentración en el equilibrio de amoniaco podemos hallar la incógnita:

                                                      2x=1.6

                                                        x=0.8 mol

y a partir del valor de la incógnita podemos calcular el resto:

	N2 (g)       +          3H2 (g)             ⇌          2NH3  (g)
Moles iniciales	3.2	3	0
Moles que reaccionan	0.8	2.4	1.6
Moles en el equilibrio	2.4	0.6	1.6
Concentración en el equilibrio	0.171	0.043	0.114

Para hallar la presión total necesitamos usar la ecuación de los gases ideales: PT· V = nT· R· T

                                           PT  x  14 = (2.4 + 0.6 + 1.6 ) x 0.082 x (200+273)

                                                                   Pt= 12.74 atm

b) Los valores de las constantes Kc y Kp a 200ºC.