Problema 6. Opción B. Selectividad Andalucía. JUNIO 2017. Química.

Dada la reacción K₂Cr₂O₇  +  FeSO₄ +  H₂SO₄  →  Fe₂(SO₄)₃ +  Cr₂(SO₄)₃  + K₂SO₄ + H₂O 

a) Ajuste las reacciones iónicas y molecular por el método del ion-electrón.

b) Calcule los gramos de Fe₂(SO₄)₃ que se obtendrán a partir de 4 g de K₂Cr₂O₇  si el rendimiento es del 75%.

Datos: Masas atómicas K=39; Cr=52; S=32; Fe= 56; O=16; H=1.

a) Nos encontramos ante un problema de ajuste de reacciones redox. En este caso el medio es ácido debido a la presencia de ácido sulfúrico en los reactivos así que el método a usar es el método del ion-electrón en medio ácido. Puedes ver aquí 4 formas de ajustar reacciones químicas con las explicaciones detalladas.

K₂Cr₂O₇  +  FeSO₄ +  H₂SO₄  →  Fe₂(SO₄)₃ +  Cr₂(SO₄)₃  + K₂SO₄ + H₂O 

"El dicromato de potasio reacciona con sulfato de hierro (II) y ácido sulfúrico (medio ácido) para dar sulfato de hierro (III), sulfato de cromo (III), sulfato de potasio y agua".

El primer paso para resolver este problema es identificar que especie se oxida y cual se reduce para ello es necesario observar cual pierde o gana electrones en la reacción. 

Observamos que el Cr y el Fe son los que cambian su número de oxidación.

Se oxida el Fe pues pierde electrones en la reacción.

Se reduce el Cr pues gana electrones en la reacción.

Semirreacciones iónicas de oxidación y reducción:

Oxidación:    Fe⁺²     →   2 Fe⁺³
Reducción:  Cr₂O₇^-2    →    Cr⁺³ 

A continuación se ajustan estas semirreacciones, realizando un balance de materia y energía:

Oxidación:    2 Fe⁺²   →   2 Fe⁺³   +  2e^-

Reducción:   Cr₂O₇^-2   + 14 H⁺  +  6e^-→   2 Cr⁺³  + 7 H₂O

Estas dos semirreacciones ocurren simultáneamente con lo que el número de electrones que se transfieren debe ser el mismo en las dos. Para conseguir esto se multiplica la semirreacción de oxidación por 3. Después se suman las dos semirreacciones de manera que los electrones se contrarresten puesto que quedan 6 en cada lado:

      Oxidación:                        [  2 Fe⁺²   →   2 Fe⁺³   +  2e^-  ] x 3

Reducción:  Cr₂O₇^-2   + 14 H⁺  +  6e^-  →   2 Cr⁺³  + 7 H₂O
_____________________________________________

 6 Fe⁺²  +  Cr₂O₇^-2   + 14 H⁺  →   6 Fe⁺³ + 2 Cr⁺³  + 7 H₂O

Esta reacción obtenida es la reacción iónica ajustada.

El último paso es obtener la reacción molecular ajustada.

K2Cr2O7 + 6 FeSO4 + 7 H2SO4 → 3 Fe2(SO4)3 +  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O

Nota: Fíjate que cuando en una molécula el átomo está dos veces solo hay que poner la mitad de moléculas como en el caso del ácido sulfúrico, el sulfato de hierro (III) y en el sulfato de cromo (III).

b) Este apartado es un problema de estequiometría para el que es necesario el resultado del apartado anterior.

Observando los coeficientes estequiométricos del apartado anterior vemos que por cada mol de K2Cr2O7 se obtienen 3 moles de Fe₂(SO₄)₃.

Con lo anterior y los datos que nos aporta el problema se calcula con factores de conversión:

Masa molecular de K₂Cr₂O₇: 2·39+2·52+7·16 = 294 g/mol

Masa molecular de Fe₂(SO₄)₃: 2·56+3·32+3·4·16 = 400 g/mol

Hasta aquí la resolución de este problema de la prueba de acceso y admisión a la universidad en Andalucía del pasado 13 de junio de 2017. Si te ha gustado puedes suscribirte al blog o seguirme en la redes sociales. Facebook, twitter o Instagram.

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

                                                                          OPCIÓN B

1.- Formule o nombre los siguientes compuestos:

    a) Hidruro de estaño (IV): SnH4
    
    b) Ácido carbónico: H2CO3
    
    c) Ácido-3-cloropropanoico:ClCH2CH2COOH

    d) SrI2: diyoduro de estroncio

    e) CoPO4: fosfato de cobalto (III)

    f) (CH3)2CHCONH2: metilpropanamida

2.- Tenemos en un recipiente 100g de metionina (C5H11NO2S) y en otro recipiente 100 g de arginina (C6H14N4O2). Calcule cuál tiene mayor número de:

a) Moles

b) Masa de nitrógeno

c) Átomos

3.- Dadas las moléculas BF3 y PF3 :

a) Represente sus estructuras de Lewis.

b) Prediga razonadamente la geometría de cada una de ellas según TRPECV.

c) Determine, razonadamente, si estas moléculas son polares.

4.- La constante de acidez del ácido hipocloroso es Ka = 3·10^-8

a) Escriba la reacción química del agua con el ácido hipocloroso y la expresión de su constante de acidez.

b) Escriba la reacción química del agua con la base conjugada del ácido hipocloroso y la expresión de su constante de basicidad.

c) Calcule la constante de basicidad de la base anterior.

5.- A 25ºC, el producto de solubilidad del Cd(OH)2 es 2,5·10^-14

a) ¿Cuántos gramos de Cd(OH)2 pueden disolverse en 1,5 litros de agua, a esa temperatura?

b) ¿Cuál será el pH de la disolución resultante?
Datos: Masas atómicas Cd=112,4; H=1; O=16

6.- a) El cinc metálico puede reaccionar en medio ácido oxidándose a Zn²⁺, según la siguiente reacción redox espontánea: 

¿Qué volumen de hidrógeno, medido a 700 mmHg y 77ºC, se desprenderá si se disuelve completamente 0,5 moles de cinc?

b) Al realizar la electrólisis de una disolución de una sal de Zn²⁺ aplicando durante 2 horas una intensidad de 1,5 A, se depositan en el cátodo 3,66 g de metal. Calcule la masa atómica del cinc.
Datos: F=96500C; R=0,082 atm*L/K* mol

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Curiosidades de la química

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

OPCIÓN A

1. Formule o nombre los siguientes compuestos:

a) Óxido de platino (II): PtO

b) Sulfito de cadmio: CdSO3

c) Ciclopenteno:

d) (NH4)2S: Sulfuro de amonio

e) Cr(OH)3: Hidróxido de cromo (III)

f) CH2C(CH3)2CH2CH3: 2,2-dimetilbutano

2. Sean los elementos X e Y de número atómico 38 y  35, respectivamente:

a) Escriba sus configuraciones electrónicas:

X(Z=38): 1s² 2s² 2p⁶  3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s²

Y(Z=35): 1s² 2s² 2p⁶  3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵

 b) Razone cuales serán sus iones más estables:

Los iones más estables serán los que tengan configuración de gas noble o capa completa. En el primer caso quitando dos electrones, X⁺² y en el segundo añadiendo un electrón, Y^1-.

c) Justifique cual de estos dos iones tiene mayor radio.

Ambos iones tienen 36 electrones en total, en el caso del catión habrá mayor número de cargas positivas en el núcleo, por lo que la atracción de los electrones será mayor que en el caso del anión que tendrá menor carga positiva en el núcleo que negativa en la corteza por lo que el resultado es que el radio atómico del anión será mayor.

3. La síntesis industrial del metanol se rige por el siguiente equilibrio homogéneo:

CO (g) + 2 H2 (g) ⇌  CH3OH (g)    ΔH=-112,86KJ

A 300ºC, Kp=9,28·10^-3-Responda verdadero o falso, de forma razonada:

a) El valor de Kc será mayor que el de Kp.

Para averiguarlo es necesario calcular la Kc, para ello usaremos la fórmula:

Kp= Kc (RT)∆n

De aquí se obtiene que el valor de Kc=20,63.

Por lo que la afirmación es verdadera.

b) Aumentando la presión se obtendrá mayor rendimiento en el proceso de síntesis.

El proceso de síntesis es el que ocurre hacía la derecha.Según Le Chatelier la afirmación es verdadera pues tenemos menor número de moles gaseosos en la derecha por lo que un aumento de presión favorecerá que el equilibrio se desplace a la derecha aumentando la concentración de metanol.

c)Una disminución de la temperatura supondrá un aumento de las constantes de equilibrio.

Según Le Chatelier la afirmación es verdadera, pues al ser un proceso exotérmico una disminución de la temperatura favorecerá el desplazamiento del equilibrio a la derecha, lo que supondrá un aumento de la Kc y Kp.

4. De los siguientes compuestos 

CH3CHClCH2OH, ClCH2CH2CH2OH,  ClCH2CH2COCH3.

a) Justifique que compuesto puede presentar isomería óptica.

El primer compuesto puede presentar isomería optica pues su segundo carbono es quiral o asimétrico, lo que da lugar a dos isómeros ópticos L y D.

b) Indique que compuestos son isómeros de posición:

El primero y el segundo, pues presentan el grupo funcional cloro en diferente posición. El primero es 2-cloropropan-1-ol y el segundo es 3-cloropropan-1-ol.

c) Indique que compuesto es isómero funcional de ClCH2CH2CH2CHO.

El tercer compuesto es isómero funcional del indicado, pues aunque tienen el mismo número de átomos el grupo funcional es diferente, el tercero es una cetona y el propuesto en el apartado es un aldehído.

5. a) Calcule el calor de formación del metano a presión constante, en condiciones estándar y a 25ºC, a partir de los siguientes datos:

C(s) + O2 (g) → CO2 (g)               ΔHº= -393,5 KJ/mol

                               H2(g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l)            ΔHº= -285,8 KJ/mol
                             CH4(g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + O2 (g)     ΔHº= -890,4 KJ/mol

Para resolver este problema utilizaremos la ley de Hess, ya que calcularemos el calor de una reacción a partir de los calores de otras reacciones relacionadas.

La reacción buscada es la de formación de metano:    C(s) +2 H2(g) → CH4(g)

Para llegar a la reacción que buscamos debemos sumar la primera reacción, dos veces la segunda y la inversa de la tercera:

ΔHº formación de metano = -393,5 +(2 x -285,8) + (-1)-890,4 = -74,7 KJ/mol

b) Calcule el calor producido cuando se queman 10 m3 de metano medidos a 1 atm de presión y 25ºC.

Se trata de la tercera reacción del apartado anterior. El dato de entalpía que se da es para 1 mol, por lo que hay que calcular los moles que tenemos en 10 m3 aplicando la ecuación de los gases ideales.

P · V = n R T

1 x 10·10³ = n x 0,082 x (25+275)

n= 409,23 moles

Para 1 mol ΔHº es -890,4 KJ, por tanto se multiplica por el número de moles:

ΔHº= -890,4 x 409,23 = 36,44·10⁴ KJ

6. a) Calcule los gramos de ácido cloroso, HClO2 (Ka=0,011) que se necesitan para preparar 100ml de disolución de pH=2.

Sabiendo el pH podemos calcular la concentración de ion oxonio que tendremos en la disolución en el equilibrio.

pH=2; pH = - log [H₃O⁺];  10^-2=[H₃O⁺]

Ka=x²/Ci-x

Conocemos Ka y también x por lo que despejamos la concentración inicial Ci.

Ci = 0,019 M

Solo hay que calcular los gramos que habrá en 100ml:

b) Calcule el grado de disociación del ácido cloroso en la disolución.

Sabiendo que el grado de disociación es igual a la concentración en el equilibrio entre la concentración inicial nos queda que:

α=x/Ci ;   α=0,53

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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.