IES Atenea (S.S. de los Reyes) 1 Departamento de Física y Química

PAU Química. Modelo 2010

PRIMERA PARTE Cuestión 1.– Dadas las siguientes sustancias: CO2, CF4, H2CO 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. Datos: Números atómicos (Z): H = 1; C = 6; O = 8; F = 9; S = 16 y Cl = 17 Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución: CO2

CF4

H2CO

HF

a)

b) El C tiene hibridación sp, el O tiene hibridación sp2. El doble enlace entre C y O está constituido por un enlace  entre los orbitales híbridos y un enlace . La repulsión entre pares electrónicos de los enlaces C=O hace que la molécula sea lineal.

El C tiene hibridación sp3, establece cuatro enlaces , que se repelen entre sí y dan una molécula tetraédrica con ángulos de enlace de 109,5º.

El C tiene El H establece un 2 hibridación sp , enlace  con el F. establece tres Molécula lineal. enlaces  con los dos H y con el O y un segundo enlace  (entre orbitales p) con el oxígeno, la molécula es triangular plana con ángulos de 120º aproximadamente. El O tiene hibridación sp2, establece un enlace  y otro  con el C y mantiene dos pares electrónicos sin compartir.

c) Los enlaces C=O Los enlaces C–F son El enlace C=O es El F es más son polares pero la polares pero la polar, el oxígeno electronegativo que geometría lineal de geometría tetraédrica es más el hidrógeno.

IES Atenea (S.S. de los Reyes) 2 Departamento de Física y Química la molécula hace que se compensen los momentos dipolares. Molécula apolar. 

 



    O C O

de la molécula hace que se compensen los momentos dipolares. Molécula apolar. F F

C

F



electronegativo Molécula polar.   que el carbono y   los enlaces C–H H F son apolares luego la molécula es polar.



H   C O

F

H

d) El enlace de H se da en moléculas con enlaces H–F, H–O o H–N, luego el HF es el único que presenta enlaces de hidrógeno. Cuestión 2.– 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 entalpia de formación nula. c) Escriba las expresiones para calcular las entalpias de combustión a partir de las entalpias de formación. d) Escriba la expresión de la entalpia de formación del etanol en función únicamente de las entalpias de combustión de las reacciones del apartado a). Solución: a) C (s) + O2 (g)  CO2 (g) H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l) CH3–CH2OH (l) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (l) b) C, O2, y H2 por ser elementos tienen Hºf = 0 c) Hºcomb (C) = Hºf (CO2) Hºcomb (H2) = Hºf (H2O) Hºcomb (CH3–CH2OH) = 2·Hºf (CO2) + 3·Hºf (H2O) – Hºf (CH3–CH2OH) d) En la última ecuación del apartado c) despejamos la entalpía de formación del etanol: Hºf (CH3–CH2OH) = 2·Hºcomb (CO2) + 3·Hºcomb (H2O) – Hºcomb (CH3– CH2OH) Cuestión 3.– Dadas las constantes de acidez de las especies químicas CH3COOH, HF, HSO4– y NH4+ a) Ordene las cuatro especies de mayor a menor acidez. b) Escriba sus correspondientes reacciones de disociación acida en disolución acuosa. c) Identifique sus bases conjugadas y ordénelas de mayor a menor basicidad. d) Escriba la reacción de transferencia protónica entre la especie química más acida y la base conjugada más básica. Datos: Ka (CH3COOH) = l,8 x l0–5; Ka (HF) = 7,2 x 10–4 ; Ka (HSO4–) = 1,2 x l0–2; Ka (NH4+) = 5,5 x l0–10. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución: a)

HSO4– > HF > CH3COOH > NH4+

IES Atenea (S.S. de los Reyes) 3 Departamento de Física y Química b)

c) d)

CH3COOH + H2O  CH3COO- (ac) + H3O+ (ac) HF + H2O  F- (ac) + H3O+ (ac) HSO4– + H2O  SO42- (ac) + H3O+ (ac) NH4+ + H2O  NH3 (ac) + H3O+ (ac) NH3 > CH3COO- > F- > SO42HSO4– (ac) + NH3 (ac)  SO42- (ac) + NH4+ (ac)

Cuestión 4.– Dado el equilibrio C (s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g), justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) La expresión de la constante de equilibrio Kp es: Kp = p(CO) • p(H2) / { p(C) • p(H2O) } b) Al añadir más carbono, el equilibrio se desplaza hacia la derecha. c) En esta reacción, el agua actúa como oxidante. d) El equilibrio se desplaza hacia la izquierda cuando aumenta la presión total del sistema. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución: a) Falsa, Kp = p(CO) · p(H2) / p(H2O). Sólidos (como el C) y líquidos se excluyen de la constante de equilibrio porque son incompresibles. b) Falsa. La cantidad de C no afecta al equilibrio. c) Verdadera, el H del agua pasa de número de oxidación +1 a 0 (en el H 2), luego se reduce, por lo tanto el H2O es oxidante en esta reacción. d) Verdadera, por el Principio de Le Chatelier, ante un aumento de presión, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que disminuye el número de moles de gas. Cuestión 5.– Complete las siguientes reacciones, escribiendo las fórmulas semidesarrolladas de todos los compuestos orgánicos. Nombre todos los productos obtenidos e indique el tipo de reacción orgánica de que se trata en cada caso. a) 2–buteno + HBr  b) 1–propanol + H2SO4 + calor  c) ácido butanoico + 1–propanol + H+  d) n (H2N (CH2)5COOH)  Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución: a) CH3–CH2―CH=CH2 + HBr  CH3–CH2―CHBr―CH3, 2-bromobutano (mayoritario) + CH3–CH2―CH2―CH2Br, 1-bromobutano (minoritario). Reacción de adición. b) CH3-CH2-CH2OH + H2SO4 + calor  CH3-CH=CH2, propeno. Reacción de eliminación. c) CH3–CH2–CH2–COOH + CH3–CH2–CH2–OH + H+  CH3–CH2–CH2–COO–CH2–CH2―CH3 + H2O butanoato de propilo. Reacción de condensación (esterificación) d) n (H2N (CH2)5COOH)  …―HN(CH2)5COO― HN(CH2)5COO―… n ácido 6-aminohexanoico  ácido poli 6-aminohexanoico. Reacción de condensación (polimerización).

IES Atenea (S.S. de los Reyes) 4 Departamento de Física y Química SEGUNDA PARTE OPCIÓN A Problema 1.– En la reacción de combustión del metanol líquido se produce CO2 (g) y H2O (1). Sabiendo que el metanol tiene una densidad de 0,79 g·cm–3, calcule: a) La entalpia estándar de combustión del metanol líquido. b) La energía desprendida en la combustión de 1 L de metanol. c) El volumen de oxígeno necesario para la combustión de 1 L de metanol, medido a 37 °C y 5 atm. Datos: R = 0,082 atm.L.mol–1 K–1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1. Entalpias estándar de formación en kJ·mol–1: metanol (l) = –239; CO2 (g) = –393; H2O (1) = – 294. Solución: a)

CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (1) Hºr = Hºf (CO2) + 2·Hºf (H2O) – Hºf (CH3OH) = –393 + 2·(–294) – (–239) = – 742 kJ·mol–1

b)

c)

Los moles de O2 necesarios para quemar 24,69 moles de metanol serían: n(O2) = 3·24,69/2 = 37

Problema 2.– Se disuelven 2,3 g de ácido metanoico en agua hasta un volumen de 250 cm3. Calcule: a) El grado de disociación y el pH de la disolución. b) El volumen de hidróxido de potasio 0,5 M necesario para neutralizar 50 cm3 de la disolución anterior. Datos: Ka = 1,8 · 10–4; Masas atómicas: C = 12, O = 16, H = 1 Puntuación máxima por apartado: 1 punto.

Solución: a)

HCOOH + H2O HCOO– + H3O+ c0·(1–) c0· c0· M (HCOOH) = 2 +12 + 2·16 = 46; C0= (2,3/46)/0,25 = 0,2 M √

√

pH = –log [H3O+] = –log (c0·) = –log (0,2·0,03) = 2,22 c) V·N = V’·N’; V·0,5 = 50·0,2; V = 20 mL.

IES Atenea (S.S. de los Reyes) 5 Departamento de Física y Química OPCIÓN B Problema 1.– Una mezcla de 2 moles de N2 y 6 moles de H2 se calienta hasta 700 °C en un reactor de 100 L, estableciéndose el equilibrio N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g). En estas condiciones se forman 48,28 g de amoniaco en el reactor. Calcule: a) La cantidad en gramos de N2 y de H2 en el equilibrio. b) La constante de equilibrio Kc. c) La presión total en el reactor cuando se ha alcanzado el equilibrio. Datos: Masas atómicas: N = 14, H = 1; R = 0,082 atm.L.mol–1 K–1 Puntuación máxima por apartado: a) y b) 0,75 puntos; c) 0,5 puntos.

Solución: a)

N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) Moles iniciales 2 6 En el equilibrio 2–x 6–3x 2x

b)

(

) (

)

c) Problema 2.– La electrólisis de una disolución acuosa de BiCl3 en medio neutro origina Bi (s) y C12 (g). a) Escriba las semireacciones iónicas en el cátodo y en el ánodo y la reacción global del proceso, y calcule el potencial estándar correspondiente a la reacción global. b) Calcule la masa de bismuto metálico y el volumen de cloro gaseoso, medido a 25 °C y 1 atm, obtenidos al cabo de dos horas, cuando se aplica una corriente de 1,5 A. Datos: Masas atómicas: Cl = 35,5; Bi = 209,0; F = 96485 C.mol–1 ; R = 0,082 atm.L.mol–1 K–1. E°(Bi3+/Bi) = 0,29 V; E°( Cl2/Cl–) = 1,36 V Puntuación máxima por apartado: 1 punto.

Solución: a)

b)

(ánodo) Reacción de oxidación: 2 Cl– – 2 e–  Cl2 (cátodo) Reacción de reducción: Bi3+ + 3 e–  Bi Reacción global: 2 BiCl3  2 Bi + 3 Cl2 Eº = Eºcátodo – Eºánodo = 0,29 - 1,36 = -1,07 V

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