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PRUEBAS DE SELECTIVIDAD ANDALUCÍA 2006-2009

SELECTIVIDAD

QUÍMICA L.E.A.



ÍNDICE

INTRODUCCIÓN

ASPECTOS A CONSIDERAR EN EL DESARROLLO DE UN EXAMEN

UNIVERSIDADES DE ANDALUCÍA/ P.A.U-LOGSE-JUNIO 2006

UNIVERSIDADES DE ANDALUCÍA/ P.A.U-LOGSE-SEPTIEMBRE 2006








INTRODUCCIÓN

Se han recogido las pruebas de acceso a la Universidad (Selectividad) correspondientes aldistrito universitario de Andalucía entre las convocatorias de junio de 2006 a junio de 2009. Merecedestacar que en este nuevo año que entra se implantará a partir de 2010 la nueva selectividad, dondepondrán aumentar nota en una segunda “fase de exámenes voluntarios” para acceder a la carrera que ellosescojan.

El objetivo fundamental es familiarizar al alumno con este tipo de pruebas pero, también,proporcionar una rica fuente de cuestiones y problemas resueltos, que contribuyan a consolidar susconocimientos químicos.

El alumno debe proponerse las cuestiones y problemas y de selectividad y esforzarse enresponderlas por sí mismo y a continuación corregirlos con las soluciones propuestas, señalando loserrores cometidos. Hay que advertir, que en la resolución de un problema o una cuestión no siempre hayuna sola opción sino que puede haber más de un camino válido.

También es conveniente, en especial cuando se ha revisado todo el programa, tomar algunaprueba completa y realizarla en condiciones de examen, es decir, apartándose de los libros y controlandoel tiempo total. A continuación corregirla con ayuda del manual e incluso hacer un cálculo aproximado dela nota. Así el estudiante puede comprobar sus conocimientos de cara al examen final, lo que resulta muyútil para comprobar sus conocimientos de su situación y, por tanto, para insistir en mayor o menor gradosobre unos temas u otros.

Sin embargo, aunque el libro puede ser de gran ayuda para superar la prueba con éxito, loprincipal es ir estudiando a lo largo del curso para afianzar los conocimientos lo mejor posible y de estaforma se superará la prueba con total facilidad.



ASPECTOS A CONSIDERAR EN EL DESARROLLO DE UN EXAMEN

Vamos a exponer algunas consideraciones sobre la manera de desarrollar un examen y losfactores a tener en cuenta para la buena marcha del mismo.

Una de las razones de una mala calificación suele ser el no haber leído la preguntacuidadosamente. Una lectura atenta y completa de cada una de las cuestiones que componen el examen esde trascendental importancia en la realización de un buen examen. Son muchos los alumnos que, portemor a perder algún minuto, se lanzan a ciegas a contestar las cuestiones con la mayor rapidez posible.Por esta causa puede perderse más tiempo del que se ganó en un principio.

Hay que emplear el tiempo que haga falta en leer con detenimiento el enunciado de cadapregunta. Asimismo es recomendable al comienzo del examen y antes de abordar la redacción, se estudieatentamente el conjunto, situando cada cuestión y evaluando sus dificultades. Esto permitirá comenzar laprueba con la mayor confianza posible.

El control del tiempo tiene su importancia. Ni puede olvidarse, ni obsesionarse con él. Sucorrecta distribución es importante en un examen. Además debe de reservarse algo de tiempo para haceruna revisión o comprobación final.

En un examen de química hay dos tipos de preguntas: cuestiones y problemas. En la resoluciónde las cuestiones se deben desarrollar de forma coherente y razonada, una buena justificación mediante unrazonamiento científico. En la resolución de problemas debe huirse de una exposición puramentenumérica. Un problema bien resuelto no siempre es aquél cuyo resultado coincide con el correcto. Elproblema debe ir razonado y comentado, y para ello deben intercalarse, entre las operaciones numéricas,frases que expliquen el fundamento teórico.

Para hacer con éxito un examen de selectividad de Química es fundamental saber formular,nomenclatura y la tabla periódica.

Cuidar la presentación y la letra. Una presentación limpia y ordenada y una letra clara dicensiempre mucho a favor de un alumno. Los elementos exigidos a un alumno universitario son: claridad,precisión, rigor y una buena ortografía.



Algunas de las recomendaciones a tener en cuenta antes de comenzar cualquier examen deSelectividad son:

• Leer las preguntas muy cuidadosamente. Hacerlo incluso varias veces.

• Analizar detenidamente las distintas opciones ofrecidas sin precipitarse en la elección. Tomartodo el tiempo necesario.

• Una vez elegida la prueba, comenzar la redacción por la pregunta más asequible (siempre que sepueda alterar el orden). No cambiar la prueba sin un motivo poderoso.

• Pensar y planificar el desarrollo de cada pregunta antes de redactarla.

• Razonar científicamente lo que se pide.

•

Evitar una exposición meramente numérica de los problemas.• Controlar bien el tiempo.

• Comprobar cada respuesta al terminarla, y si queda tiempo la prueba completa.

• Cuidar la presentación y escribir con letra lo más legible posible.



UNIVERSIDADES DE ANDALUCÍA / P.A.U. – LOGSE – JUNIO 2006 / ENUNCIADOS

OPCIÓN A

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los siguientes compuestos: a) Nitrato de hierro (II); b) Sulfuro dehidrógeno; c) 1,3-butenol; d) As2O3; e) Cr(OH)3; f) HCOOH.

CUESTIÓN 2.- Dadas las moléculas BCl3 y H2O:a) Deduce la geometría de cada una mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de

la Capa de Valencia.b) Justifica la polaridad de las mismas.

CUESTIÓN 3.- Para la reacción HNO3 + C → CO2 + NO + H2O, justifica la veracidad o falsedadde las afirmaciones siguientes:

a) El número de oxidación del oxígeno pasa de – 2 a 0.b) El carbono se oxida a CO2.c) El HNO3 se reduce a NO.

CUESTIÓN 4.- Utilizando la teoría de Brönsted y Lowry, justifica el carácter ácido, básico o neutro delas disoluciones acuosas de las siguientes especies:

a) CO32−; b) Cl−; c) NH4

+.

PROBLEMA 1.- El ácido sulfúrico, H2SO4, reacciona con cloruro de bario, BaCl2, según la reacción:H2SO4 (aq) + BaCl2 (aq) → BaSO4 (s) + 2 HCl (aq)Calcula:a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico, de densidad 1,84 g · mL−1 y 96 % en peso

de riqueza, necesario para que reaccionen totalmente 21,6 g de cloruro de bario.b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá.

DATOS: Ar(H) = 1 u; Ar(S) = 32 u; Ar(O) = 16 u; Ar(Ba) = 137,4 u; Ar(Cl) = 35,5 u.Resultado: a) V = 5,77 mL; b) 24,27 g.

PROBLEMA 2.- A 670 K, un recipiente de un litro contiene una mezcla gaseosa en equilibrio de 0,003moles de hidrógeno, 0,003 moles de yodo y 0,024 moles de yoduro de hidrógeno, según el equilibrio H 2

(g) + I2 (g) ⇆ 2 HI (g). En estas condiciones, calcula:a) El valor de Kc y Kp.b) La presión total en el recipiente y las presiones parciales de los gases de la mezcla.

DATOS: R = 0,082 atm · L · mol−1 · K−1.Resultado: a) Kc = Kp = 64; b) Pt = 1,65 atm; ========

22 IH PP 0,165 atm; ====HIP 1,32 atm.

OPCIÓN B

CUESTIÓN 1-Formula o nombra los siguientes compuestos: a) Ácido nitroso; b) Yoduro de níquel(II); c) 1,2-etanodiol; d) HMnO4; e) ZrO2; f) HOCH2CHO.

CUESTIÓN 2 Dadas las configuraciones electrónicas:



PROBLEMA 1.- Una disolución de ácido acético, CH3COOH, tiene un 10 % en peso de riqueza y unadensidad de 1,05 g · mL−1. Calcula:

a) La molaridad de la disolución.b) La molaridad de la disolución preparada llevando 25 mL de la disolución anterior a un

volumen final de 250 mL mediante la adición de agua destilada.DATOS: Ar(H) = 1 u; Ar(C) = 12 u; Ar(O) = 16 u.

Resultado: a) [CH3COOH] = 1,75 M; b) [CH3COOH] = 0,176 M.

PROBLEMA 2.- Se realiza la electrolisis completa de 2 L de una disolución de AgNO3 durante 12minutos, obteniéndose 1,5 g de plata en el cátodo.

a) ¿Qué intensidad de corriente ha pasado a través de la cuba electrolítica?b) Calcula la molaridad de la disolución inicial de AgNO3.

DATOS: Ar(Ag) = 108 u; Ar(N) = 14 u; Ar(O) = 16 u; F = 96500 C.Resultado: a) I = 1,86 A; b) [AgNO3] = 0,007 M.



OPCIÓN A

CUESTIÓN 2.- Dadas las moléculas BCl3 y H2O:a)

Deduce la geometría de cada una mediante la teoría de Repulsión de Pares deElectrones de la Capa de Valencia.

b) Justifica la polaridad de las mismas.

Solución:

a) La teoría de Repulsión de Electrones de la Capa de Valencia dice: los orbitales en los que seubican los pares de electrones enlazantes y no enlazantes de una molécula covalente, tienden a dirigirsehacia zonas del espacio en las que las repulsiones culombianas entre ellos sea mínima.

En la molécula BCl3, la configuración electrónica de la capa de valencia del boro, átomo central,es 2s2 2p1, promocionando un electrón desde el orbital 2s al 2p para adquirir covalencia 3 (3 electronesdesapareados 2s1 2p2), mientras que el cloro, con configuración electrónica en su última capa de valencia3s2 3p5 presenta covalencia 1 (1 electrón desapareado).

La estructura de Lewis de la molécula es:

Los orbitales en los que se encuentran los tres pares de electrones enlazantes, para que larepulsión entre ellos sea mínima, se dirigen hacia los vértices de un triangulo equilátero, siendo la

estructura de la molécula plana triangular.En la molécula de agua, H2O, la configuración electrónica de la capa de valencia del oxígeno es

2s2 2p4, poseyendo covalencia 2 (2 electrones desapareados).

La estructura de Lewis de la molécula es:

Los orbitales con los pares de electrones enlazantes y no enlazantes se dirigen hacia los vérticesde un tetraedro, ubicándose los dos átomos de hidrógeno en dos de sus vértices y los dos pares deelectrones libres en los otros dos, presentando la molécula estructura angular. Debido a la interacción de

los pares de electrones enlazantes y no enlazantes, el ángulo de enlace es inferior a 109 º, concretamente104,5 º.

b) Una molécula es apolar cuando la resultante de los momentos dipolares de sus enlaces escero, mientras que si dicho momento es distinto de cero la molécula es polar. La geometría de la moléculatiene una gran incidencia en la polaridad o no de la molécula.

En ambas moléculas, la diferencia de electronegatividad entre sus átomos, B Cl y O H,polariza los enlaces, los cuales presentan un determinado momento dipolar. En la molécula BCl3, sugeometría, plana triangular, hace que la resultante del momento dipolar de sus enlaces sea cero, por lo que

es apolar, mientras que en la molécula H2O, su geometría angular, da un momento dipolar resultante paralos enlaces distinto de cero, siendo polar.

CUESTIÓN 3.- Para la reacción HNO3 + C →→→→ CO2 + NO + H2O, justifica la veracidad ofalsedad de las afirmaciones siguientes:

a) El número de oxidación del oxígeno pasa de – 2 a 0.b) El carbono se oxida a CO



CUESTIÓN 4.- Utilizando la teoría de Brönsted y Lowry, justifica el carácter ácido, básico o neutrode las disoluciones acuosas de las siguientes especies:

a) CO3

2−−−−; b) Cl−−−−; c) NH4

+.

Solución:

a) La reacción de hidrólisis del ión CO32− es: CO3

2− + H2O ⇆ HCO3− + OH−, y por

provocar un incremento en la formación de iones hidroxilos, OH−, la disolución resultante tiene un pHbásico. El ión CO3

2− se comporta como base y acepta un protón del agua (ácido) para dar el ión HCO3−.

b) El ión Cl−, base conjugada extremadamente débil, del ácido muy fuerte HCl, no reacciona con

el agua, por lo que su disolución es neutra, pH = 7.

c) El ión NH4+ reacciona con el agua según la reacción de hidrólisis:

NH4+ + H2O ⇆ NH3 + H2O

+, y al producirse un aumento de la concentración de ionesoxonios, H3O

+, la disolución presenta un carácter ácido. El ión NH4+ se comporta como ácido y cede un

protón al agua (base) para dar la base NH3.

PROBLEMA 2.- A 670 K, un recipiente de un litro contiene una mezcla gaseosa en equilibrio de0,003 moles de hidrógeno, 0,003 moles de yodo y 0,024 moles de yoduro de hidrógeno, según el

equilibrio H2 (g) + I2 (g) ⇆⇆⇆⇆ 2 HI (g). En estas condiciones, calcula:a) El valor de Kc y Kp.b)

La presión total en el recipiente y las presiones parciales de los gases de la mezcla.DATOS: R = 0,082 arm · L · mol−−−−1 · K−−−−1.

Solución:

a) Al ser el volumen del recipiente 1 L, los moles de cada sustancia en el equilibrio son sus

concentraciones, es decir: [H2] = 0,003 M; [I2] = 0,003 M; [HI] = 0,024 M.Sustituyendo estos valores de concentración en la expresión de la constante de equilibrio:

[[[[ ]]]][[[[ ]]]] [[[[ ]]]]

.64003,0003,0

024,0 22

22

2

====⋅⋅⋅⋅

====⋅⋅⋅⋅

==== M M

M

I H

HI K c

De la relación existente entre Kc y Kp se obtiene el valor de ésta:Kc = Kp · (R · T)−∆n ⇒ Kp = Kc · (R · T)∆n, y como ∆n = 2 − (1 + 1) = 0, resulta que el valor de Kp es elmismo que el de Kc, es decir, Kp = 64.

b) Por ser gases todas las sustancias en el equilibrio, aplicando a los moles totales la ecuación deestado de los gases ideales se obtiene, despejándola, la presión total en el interior del recipiente. Losmoles totales en el recipiente son: n t = 0,003 + 0,003 + 0,024 = 0,03, y despejando la presión,sustituyendo valores y operando se tiene para el valor de la presión:

P · V = n · R · T ⇒ P = .65,11

670082,003,0 11

atm L

K K mol Latmmoles

V

T Rn====

⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅====

⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ −−−−−−−−

A li d l i ió d i d d l l d l i i



OPCIÓN B

CUESTIÓN 1-Formula o nombra los siguientes compuestos: a) Ácido nitroso; b) Yoduro deníquel (II); c) 1,2-etanodiol; d) HMnO4; e) ZrO2; f) HOCH2CHO.

Solución:

a) HNO2; b) NiI2; c) CH2OHCH2OH; d) Ácido mangánico; e) Óxido de zirconio (IV);f) 2-hidroxietanal.

CUESTIÓN 2.- Dadas las configuraciones electrónicas:A: 1s2 3s1; B: 1s2 2s2; C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5; D: 1s2 2s2 2px

2 2py0 2pz

0, indica, razonadamente:a)

La que no cumple el principio de exclusión de Pauli.b) La que no cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund.c) La que, siendo permitida, contiene electrones desapareados.

Solución:

a) El principio de exclusión de Pauli dice que en un átomo un puede existir 2 electrones con loscuatro números cuánticos iguales.

Este principio lo incumple la configuración electrónica B, pues en el orbital 2s sólo puede

albergar 2 electrones, y por tener 3, el número cuántico ms ha de ser el mismo que el uno de los otros doselectrones.

b) El principio de máxima multiplicidad de Hund dice que en orbitales degenerados, de la mismaenergía, los electrones se sitúan ocupando cada uno orbitales diferentes con espines paralelos.

Este principio lo incumple la configuración electrónica D, pues posee dos electrones en el orbitaldegenerado 2px mientras los otros dos están vacíos.

c) De las configuraciones propuestas, la A y la C son las únicas que poseen electrones

desapareados, la primera por poseer un solo electrón en el orbital 3s, y la segunda por tener sólo unelectrón en uno de los orbitales degenerados 3p.

PROBLEMA 2.- Se realiza la electrolisis completa de 2 L de una disolución de AgNO3 durante 12minutos, obteniéndose 1,5 g de plata en el cátodo.

a) ¿Qué intensidad de corriente ha pasado a través de la cuba electrolítica?b) Calcula la molaridad de la disolución inicial de AgNO3.

DATOS: Ar(Ag) = 108 u; Ar(N) = 14 u; Ar(O) = 16 u; F = 96500 C.

Solución:

a) La semirreacción de reducción del catión Ag+ pone en juego la ganancia de 1 electrón:Ag+ + 1 e− → AgEl tiempo, en segundos, durante el que ha estado pasando la corriente por la cuba es:

t = 12 min · ====60 s

720 s.



de la disolución: ,014,0170

1

108

1705,1 3

3

33 AgNOmoles

AgNOg

AgNOmol

Agg

AgNOg Agg ====⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ correspondiéndole una

concentración molar: M = .007,02

014,0 M L

moles

Volumen

moles========

Resultado: a) I = 1,86 A; b) [AgNO3] = 0,007 M.



UNIVERSIDADES DE ANDALUCÍA / P.A.U. – LOGSE – SEPTIEMBRE 2006 / ENUNCIADOS

OPCIÓN A

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los siguientes compuestos: a) Sulfito de aluminio; b) Hidróxido deberilio; c) 1-butino; d) WO3; e) NH4F; f) CH2 = CHCH(CH3)CH3.

CUESTIÓN 2.- Los números atómicos de los elementos A, B, C y D son 2, 11, 17 y 25, respectivamente.a) Escribe, para cada uno de ellos, la configuración electrónica e indica el número de

electrones desapareados.b) Justifica qué elemento tiene mayor radio.c) Entre los elementos B y C, razona cuál tiene mayor energía de ionización.

CUESTIÓN 3.- a) ¿Cuál es el pH de 100 mL de una disolución acuosa de NaOH 0,01 M?b) Si se añade agua a la disolución anterior hasta un volumen de un litro, ¿cuál será su pH?

Resultado: a) pH = 12; b) pH = 11.

CUESTIÓN 4.- Para un mol de agua, justifica la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:a) En condiciones normales de presión y temperatura, ocupa un volumen de 22,4 L.b) Contiene 6,02 · 1023 moléculas de agua.c) El número de átomos de oxígeno es doble que el de hidrógeno.

PROBLEMA 1.- La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido:Cr2O7

2− + C2O42− → Cr3+ + CO2.

a) Ajústala por el método del ión-electrón.b) Calcula el volumen de CO2, medido a 700 mm Hg y 30 º C, que se obtendrá cuando

reaccionan 25,8 mL de una disolución de K2Cr2O7 0,02 M con exceso de ión C2O42− .

DATOS: R = 0,082 atm · L · mol−1 · K−1.Resultado: b) 83,61 L.

PROBLEMA 2.- El pentaborano nueve se quema según la reacción:2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) → 5 B2O3 (s) + 9 H2O (l). Calcula:

a) La entalpía estándar de la reacción a 25 º C.b) El calor que se desprende, a presión constante, en la combustión de 1 g de B5H9.

DATOS: ∆Hof [B5H9 (l)] = 73,2 kJ/mol; ∆Ho

f [B2O3 (s)] = − 1263 kJ/mol; ∆Hof [H2O (l)] = − 285,8

kJ/mol; Ar (H) = 1 u; Ar (B) = 11 u.Resultado: a) ∆∆∆∆Hr

o = −−−− 6747,2 kJ · mol−−−−1; b) ∆∆∆∆H = −−−− 52,71 kJ.

OPCIÓN B

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los siguientes compuestos: a) Ácido hipocloroso; b) Fosfato deplata; c) 2-pentanol; d) PbO2; e) NaI; f) HOOCCH2COOH.

CUESTIÓN 2.- Dadas las moléculas BF3 y PF3:a) ¿Son polares los enlaces boro-flúor y fósforo-flúor? Razona la respuesta.b) dí í i d l í d l ió d d l d l C d



PROBLEMA 1.-Se tiene una disolución acuosa de CH3COOH 0,05 M. Calcula:a) El grado de disociación del ácido acético.b) El pH de la disolución.

DATOS: Ka = 1,8 · 10−5.Resultado: αααα = 1,89 %; b) pH = 3,02.

PROBLEMA 2.- En un recipiente de 10 L de capacidad se introducen 2 moles del compuesto A y 1 moldel compuesto B. Se calienta a 300 º C y se establece el siguiente equilibrio:

A (g) + 3 B (g) ⇆ 2 C (g).Cuando se alcanza el equilibrio, el número de moles de B es igual al de C. Calcula:

a) El número de moles de cada componente de la mezcla en equilibrio.

b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.DATOS: R = 0,082 atm · L · mol−1 · K−1.Resultado: a) 1,8 moles A; 0,4 moles B; 0,4 moles C; b) Kc = 138 moles−−−−2 · L2; Kp = 6,3 ·10−−−−2 atm−−−−2.



OPCIÓN A

CUESTIÓN 3.- a) ¿Cuál es el pH de 100 mL de una disolución acuosa de NaOH 0,01 M?b) Si se añade agua a la disolución anterior hasta un volumen de un litro, ¿cuál será su pH?

Solución:

a) El pH es el menos logaritmo de la concentración de iones hidronios, H3O+, y el pOH es el

menos logaritmo de la concentración de iones hidroxilos, OH−. Sus expresiones son: pH = − log [H3O+];

pOH = − log [OH−], y ambas se encuentran relacionadas por la expresión: pH = 14 − pOH.

En cualquier disolución acuosa su concentración es la misma para cualquier volumen de ella que

se tome, y como en el caso propuesto es una base muy fuerte que se encuentra totalmente ionizada, la

concentración de iones OH− es también 0,01 M, por lo que el pOH de la disolución es:

pOH = − log [OH−] = − log 0,01 = 2, y el pH: pH = 14 − pOH = 14 – 2 = 12.

b) Al diluir hasta 1 L la disolución anterior disminuye su concentración, aumenta el pOH y

disminuye el pH.

Para determinar la nueva concentración de la disolución hay que calcular los moles de basecontenidos en los 100 mL de disolución, y luego, aplicando la definición de molaridad, se calcula su

concentración. Los moles de NaOH contenidos en los 100 mL de disolución son:

n = M · V = 0,01 moles · L−1 · 0,1 L = 10−3 moles, que al estar disueltos en 1 L de disolución adquiere la

concentración: M = .101

10 33

M L

moles

Volumen

moles −−−−

−−−−

========

El pOH de la nueva disolución es: pOH = − log [OH−] = − log 10−3 = 3, y su pH vale ahora:

pH = 14 − pOH = 14 – 3 = 11.

Resultado: a) pH = 12; b) pH = 11.

CUESTIÓN 4.- Para un mol de agua, justifica la veracidad o falsedad de las siguientesafirmaciones:

a) En condiciones normales de presión y temperatura, ocupa un volumen de 22,4 L.b) Contiene 6,02 · 1023 moléculas de agua.c) El número de átomos de oxígeno es doble que el de hidrógeno.

Solución:

a) Falsa. En condiciones normales de presión y temperatura el agua se encuentra en estadolíquido, y el volumen que ocupa nunca puede ser 22,4 L, pues este volumen sólo se refiere al estado

gaseoso.

b) Verdadera. Un mol de cualquier sustancia y en cualquier estado siempre contiene el número

de Abogador, 6,023 · 1023 unidades, en este caso de moléculas de agua.

c) Falsa. La molécula de agua, H2O, posee dos átomos de hidrógeno por uno de oxígeno,

lié d 1 l d lé l d l ú d át d hid ó d bl l d



El ión Cr2O72−

se reduce y el C2O42−

se oxida siendo sus semirreacciones:

Cr2O72− + 6 e− + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O

C2O

4

2− − 2 e− → 2 CO2

Para eliminar los electrones que se intercambian se multiplica la semirreacción de oxidación por

3 y se suman:

Cr2O72−

+ 6 e− + 14 H

+ → 2 Cr

3+ + 7 H2O

3 C2O42−

− 6 e− → 6 CO2

Cr2O72− + 3 C2O4

2− + 14 H+ → 2 Cr3+ + 6 CO2 + 7 H2O, reacción ajustada.

La estequiometría de la reacción indica que por cada mol de Cr2O72− se producen 6 moles de

CO2, necesitándose conocer los moles de Cr2O72− se encuentran contenidos en el volumen de disolución

empleados, para calcular los moles de CO2 que se desprenden y de ellos, utilizando la ecuación de estadode los gases ideales, el volumen que ocupan.

Los moles de Cr2O72−

contenidos en los 25,8 mL de disolución 0,02 son:

n = M · V = 0,02 moles · L−1 · 25,8 L = 0,516 moles, y los moles de CO2 que se desprenden:

,096,31

6516,0 22

72

2272 COmoles

OCr mol

COmolesOCr moles ====⋅⋅⋅⋅

−−−−

−−−− y el volumen que estos moles ocupa es:

.61,8392,0

303082,0096,311

Latm

K K mol Latmmoles

P

T RnV T RnV P ====

⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅====

⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅====⇒⇒⇒⇒⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅====⋅⋅⋅⋅

−−−−−−−−

Resultado: b) 83,61 L.

OPCIÓN B

CUESTIÓN 2.- Dadas las moléculas BF3 y PF3:a)

¿Son polares los enlaces boro-flúor y fósforo-flúor? Razona la respuesta.b) Predí su geometría a partir de la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa

de Valencia.

c)

¿Son polares esas moléculas? Justifica la respuesta.

Solución:

a) La diferencia de electronegatividad entre los elementos que componen cada una de las

moléculas, boro-flúor y fósforo-flúor, hace que los enlaces que las forman estén polarizados.

b) En la molécula BF3, la configuración electrónica de la capa de valencia del boro, átomo

central, es 2s2 2p1, promocionando un electrón desde el orbital 2s al 2p para adquirir covalencia 3 (3

electrones desapareados 2s1 2p2), mientras que el flúor, con configuración electrónica en su última capade valencia 2s

2 2p

5 presenta covalencia 1 (1 electrón desapareado).

Los orbitales en los que se encuentran los tres pares de electrones enlazantes, para que larepulsión entre ellos sea mínima, se dirigen hacia los vértices de un triangulo equilátero, siendo la

estructura de la molécula plana triangular.

El átomo de fósforo tiene una configuración electrónica en su última capa 3s2 3p3, presentando

covalencia 3 (3 electrones desapareados) La existencia del par de electrones no compartidos hace que los



Solución:

a) La ecuación de velocidad es: v = k · [A] · [B].

b) El orden total de la reacción es la suma de los ordenes de cada uno de los reactivos, es decir,

1 + 1 = 2.

c) Despejando la constante de velocidad, k, sustituyendo las variables por sus unidades y

operando se obtienen las unidades de k: k =[ ] [ ]

.11

11

11−−

−−

−−

⋅⋅=

⋅⋅⋅

⋅⋅=

⋅smoles L

Lmoles Lmoles

s Lmoles

B A

v

PROBLEMA 2.- En un recipiente de 10 L de capacidad se introducen 2 moles del compuesto A y 1mol del compuesto B. Se calienta a 300 ºC y se establece el siguiente equilibrio:

A (g) + 3 B (g) ⇆⇆⇆⇆ 2 C (g).Cuando se alcanza el equilibrio, el número de moles de B es igual al de C. Calcula:

a)

El número de moles de cada componente de la mezcla en equilibrio.b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.

DATOS: R = 0,082 arm · L · mol−−−−1 · K−−−−1.

Solución:

a) Llamando x a los moles de A que reaccionan, de B reaccionarán 3 · x moles y se formarán

2 · x moles de C.

En resumen, los moles de las distintas especies al inicio y en el equilibrio de la reacción son:

A + 3 B ⇆ 2 B

moles iniciales: 2 1 0

moles en el equilibrio: 2 − x 1 − 3 · x 2 · x

Como el número de moles de B y C son los mismos en el equilibrio, se tiene: 1 − 3 · x = 2 · x

y resolviendo la ecuación sale para x el valor: 1 = 5 · x ⇒ x = ====51 0,2 moles.

En el equilibrio quedan, por tanto, 2 – 0,2 = 1,8 moles de A; 1 – 3 · 0,2 = 0,4 moles de B y 2 · 0,2= 0,4 moles de C.

b) Al conocerse el volumen del recipiente en el que se encuentra la mezcla en equilibrio, es fácil

determinar sus concentraciones, que son:

[A] = ;18,0

10

8,1 M

L

moles==== [B] = ;04,0

10

4,0 M

L

moles==== [C] = .04,0

10

4,0 M

L

moles====

que sustituidas en la expresión de la constante de equilibrio Kc da el valor:

[[[[ ]]]]

[[[[ ]]]] [[[[ ]]]].9,138

04,018,0

04,0 2

33

22

3

2−−−−

====

⋅⋅⋅⋅

====

⋅⋅⋅⋅

==== M M M

M

B A

C K c

De la relación existente entre Kc y Kp se obtiene el valor de ésta:

Kc = Kp · (R · T)−∆n⇒ Kp = Kc · (R · T)∆n, y como ∆n = 2 − (1 + 3) = − 2, resulta que el valor de Kp es:




OPCIÓN A

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los siguientes compuestos: a) Bromuro de cadmio; b) Sulfato de

calcio; c) 1,3-dinitrobenceno; d) NaOH; e) CF4; f) CH ≡ CCH2CH2OH.

CUESTIÓN 2.- La configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento A es 3s2 3p5.

a) Justifica si se trata de un metal o un no metal.

b) Indica, razonadamente, un elemento que posea mayor potencial de ionización que A

c) Indica, razonadamente, un elemento que posea menor potencial de ionización que A

CUESTIÓN 3.- Considera cuatro disoluciones A, B, C y D caracterizadas por: A: [OH−] = 10−13 M; B:

pH = 3; C: pH = 10; D: [H3O+] = 10−7 M.

a) Ordénalas de mayor a menor acidez.

b) Indica razonadamente cuál o cuáles son ácidas, básicas o neutras.

CUESTIÓN 4.- Un recipiente cerrado contiene oxígeno, después de vaciarlo se llena con amoniaco a la

misma presión y temperatura.

Razona cada una de las siguientes afirmaciones:

a) El recipiente contenía el mismo número de moléculas de O2 que de NH3.

b) La masa del recipiente lleno es la misma en ambos casos.c) En ambos casos el recipiente contiene el mismo número de átomos.

PROBLEMA 1.- La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido: BrO4− + Zn → Br− + Zn2+.

a) Ajusta la reacción iónica por el método del ión-electrón.

b) Calcula la riqueza de una muestra de Zn si 1 g de la misma reacciona con 25 mL de una

disolución 0,1 M de iones BrO4−. (65,4 %)

DATOS: Ar(Zn) = 65,4 u.

Resultado: b) 65,4 % de riqueza.

PROBLEMA 2.- A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:

1ª.- C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Ho = − 393,5 kJ · mol−

1,

2ª.- H2 (g) +2

1O2 (g) → H2O (l) ∆Ho = − 285,8 kJ · mol−1,

3ª.- 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (l) ∆Ho = − 3119,6 kJ · mol−1,

Calcula:

a) La entalpía de formación estándar del etano.

b) La cantidad de calor, a presión constante, que se libera en la combustión de 100 g de etano.DATOS: Ar(C) = 12 u; Ar(H) = 1 u.

Resultado: a) ∆∆∆∆Hof = −−−− 84,6 kJ · mol−−−−1; b) Q = −−−− 5.199.3 kJ.

OPCIÓN B

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los siguientes compuestos: a) Hidróxido de antimonio (V); b)



CUESTIÓN 4.- Para los siguientes compuestos: CH3 − CH3; CH2 = CH2 y CH3 − CH2OH:

a) Indica cuál o cuáles son hidrocarburos.

b) Razona cuál será más soluble en agua.

c) Explica cuál sería el compuesto con mayor punto de ebullición.

PROBLEMA 1.- A temperatura ambiente, la densidad de una disolución de H2SO4 de riqueza 24 %, es d

= 1,17 g · mL−1. Calcula:

a) Su molaridad.

b) El volumen de disolución necesario para neutralizar 100 mL 2,5 M de KOH.DATOS: Ar(S) = 32 u; Ar(H) = 1 u; Ar(O) = 16 u.

Resultado: a) [H2SO4] = 2,86 M; b) V = 43,7 mL.

PROBLEMA 2.- En un recipiente de 1 L de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, seintroducen 6 g de PCl5. Se calienta a 250 º C y se establece el equilibrio:

PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)

Si la presión total en el equilibrio es de 2 atm, calcula:a) El grado de disociación del PCl5.

b) El valor de la constante de equilibrio Kp.

DATOS: R = 0,082 atm · L · mol−1 · K−1; Ar(P) = 31 u; Ar(Cl) = 35,5 u.

Resultado: a) αααα = 60,69 %; Kp = 1,17 atm.



OPCIÓN A

CUESTIÓN 2.- La configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento A es 3s2 3p5.

a)

Justifica si se trata de un metal o un no metal.b) Indica, razonadamente, un elemento que posea mayor potencial de ionización que Ac) Indica, razonadamente, un elemento que posea menor potencial de ionización que A

Solución:

a) Es un no metal. Este elemento se encuentra ubicado, por su configuración electrónica, en elgrupo 18 de la tabla periódica, y los elementos situados desde el 13 al 18 va aumentando su carácter nometálico, a medida que se va incrementando el valor del grupo, es decir, a medida que se avanza, hacia la

derecha, en dicha tabla.

b) El potencial de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseosoy en su estado electrónico fundamental, para arrancarle un electrón de su nivel de valencia.

Por ser una propiedad periódica, disminuye al bajar en un grupo por disminuir la fuerzaatractiva del núcleo sobre el electrón más externo, debido a que a pesar de aumentar la carga nuclear, elelectrón se va situando en niveles energéticos cada vez más alejado del núcleo.

Luego el elemento inmediatamente anterior en el grupo posee un potencial de ionizaciónmayor que el A.

c) Esta propiedad aumenta al avanzar en un período de izquierda a derecha, por aumentar lafuerza atractiva del núcleo sobre el electrón más externo, debido al aumento de la carga nuclear y lacolocación del electrón en el mismo nivel energético.

Un elemento situado más a la izquierda en el período posee un menor valor del potencial deionización que el A.

Por la misma razón expuesta en b), también puede decirse de un elemento situado más abajo ensu grupo.

CUESTIÓN 3.- Considera cuatro disoluciones A, B, C y D caracterizadas por: A: [OH −−−−] = 10−−−−13 M;B: pH = 3; C: pH = 10; D: [H3O

+] = 10−−−−7 M.a) Ordénalas de mayor a menor acidez.b)

Indica razonadamente cuál o cuáles son ácidas, básicas o neutras.

Solución:

a) La acidez de una disolución viene determinada por el valor de su pH. Mientras menor sea elvalor del pH más ácida es la disolución. Por ello, para determinar el orden decreciente de la acidez de las

disoluciones hay que calcular el pH de las que no se conoce éste dato.Disolución A: pOH = − log [OH−] = − log 10−13 = 13⇒ pH = 14 − pOH = 14 − 13 = 1;Disolución D: pH = − log [H3O

+] = − log 10−7 = 7.El orden de mayor a menor acidez de las disoluciones es: A > B > D > C.

b) Una disolución es ácida si su pH es inferior a 7, es neutra si el pH = 7 y es básica si el pH esi 7 P t t l di l i A B á id l D t l C bá i



a) Aplicando la ley de Hess, es decir, multiplicar por 4 la ecuación 1ª, por 6 la 2ª, invirtiendo la3ª y sumándolas, se obtiene la ecuación de formación del etano y su variación entálpica estándar.

Conviene recordar que en los procesos de multiplicación se incluye los valores de las entalpías

estándar, y a la que se invierte se le cambia el signo.

1ª.- 4 C (grafito) + 4 O2 (g) → 4 CO2 (g) ∆Ho = − 1574,0 kJ · mol−1,

2ª.- 6 H2 (g) +2

6O2 (g) → 6 H2O (l) ∆Ho = − 1714,8 kJ · mol−1,

3ª.- 4 CO2 (g) + 6 H2O (l) → 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) ∆Ho = 3119,6 kJ · mol−1,4 C (grafito) + 6 H2 (g) → 2 C2H6 (g) ∆Ho

f = − 169,2 kJ · mol−1.Esta es la entalpía de formación de 2 moles de etano, correspondiendo a 1 mol la entalpía:

−169,2 kJ · mol−1 ·21 = − 84,6 kJ · mol−1.

b) Aplicando a la masa de etano los correspondientes factores de conversión y la relación mol–entalpía de combustión, se obtiene el calor que se desprende al quemar los 100 g:

=−

⋅⋅6262

6262 2

6,3119

30

1100

H C mol

kJ

H C g

H C mol H C g − 5199,3 kJ.

Resultado: a) ∆∆∆∆H

o

f = −−−− 84,6 kJ · mol

−−−−1

; b) Q = −−−− 5199,3 kJ.OPCIÓN B

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los siguientes compuestos: a) Hidróxido de antimonio (V); b)Perclorato de berilio; c) Dimetil éter; d) V2O5; e) H2S; f) CH3CONH2.

Solución:

a) Sb(OH)5; b) Be(ClO

4)

2; c) CH

3OCH

3; d) Óxido de Vanadio (V); e) Sulfuro de

hidrógeno; f) Acetamida.

CUESTIÓN 3.- Indica, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:a) Para una reacción exotérmica, la energía de activación de la reacción directa es menor

que la energía de activación de la reacción inversa.b) La velocidad de la reacción no depende de la temperatura.c) La acción de un catalizador no influye en la velocidad de reacción.

Solución:

a) Verdadera. La variación entálpica de una reacción es la diferencia entre la energía deactivación directa e inversa, es decir, ∆H = Ea directa − Ea inversa. Si ∆H < 0, la reacción es exotérmica,mientras que si ∆H > 0, la reacción es endotérmica.

Por ser la reacción exotérmica, ∆H < 0, se deduce fácilmente que la energía de activación directaes menor que la inversa.



CUESTIÓN 4.- Para los siguientes compuestos: CH3 −−−− CH3; CH2 = CH2 y CH3 −−−− CH2OH:a) Indica cuál o cuáles son hidrocarburos.b) Razona cuál será más soluble en agua.

c)

Explica cuál sería el compuesto con mayor punto de ebullición.

Solución:

a) Hidrocarburo son los compuestos orgánicos constituidos sólo por carbono e hidrógeno.De la definición se desprende que el etano, CH3−CH3 y eteno, CH2 = CH2 son los hidrocarburos.

b) Sólo el etanol, CH3 − CH2OH, es soluble en agua, debido al puente de hidrógeno que el grupoOH, con enlace muy polarizado, forma con las moléculas de agua, cuyos enlaces H O también estánmuy polarizados.

c) Por ser los dos hidrocarburos gaseosos y el etanol líquido, es fácil deducir que el punto deebullición de éste es el de mayor valor. La razón del estado líquido de etanol, y de su elevado punto deebullición, se encuentra en los enlaces por puente de hidrógeno que unen sus moléculas.

PROBLEMA 2.- En un recipiente de 1 L de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío,se introducen 6 g de PCl5. Se calienta a 250 ºC y se establece el equilibrio:

PCl5 (g) ↔↔↔↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)Si la presión total en el equilibrio es de 2 atm, calcula:

a)

El grado de disociación del PCl5. (αααα = 0,62 = 62 %.)b) El valor de la constante de equilibrio Kp. (Kp = 1,26)

DATOS: R = 0,082 atm · L · mol−−−−1 · K−−−−1; Ar(P) = 31 u; Ar(Cl) = 35,5 u.

Solución:

a) Los moles de PCl5 que se introducen son: 6 g PCl5 · =

5

5

5,208

1

PClg

PClmol0,029 moles.

Siendo x los moles de PCl5 que se disocian, los moles iniciales y en el equilibrio de las distintasespecies son:

PCl5 (g) ⇆ PCl3 (g) + Cl2 (g).Moles iniciales: 0,029 0 0Moles en el equilibrio: 0,029 − x x xLos moles totales de todas las especies en el equilibrio son: nt = 0,029 − x + x + x = 0,029 + x.Llevando estos moles a la ecuación de estado de los gases ideales, sustituyendo las variables

conocidas por sus valores, despejando los moles y operando, sale para x el valor:

P · V = nt · R · T ⇒ nt = =⋅⋅⋅⋅

⋅=−⇒

⋅

⋅

−− K K mol Latm

Latm x

T R

V P

523082,0

12029,0

110,0466 ⇒

⇒ x = 0,0466 − 0,029 = 0,0176 moles.

El grado de disociación del PCl5 expresado en tanto por ciento es: % = =⋅100029,0

0176,060,69 %.



La presión parcial de cada gas es: Pp = χ · Pt, y sustituyendo estos valores en la expresión de Kp yoperando, sale para la constante de equilibrio el valor:

Kp = =⋅

⋅⋅⋅=

⋅

⋅⋅⋅

=

⋅

2244,0

2378,02378,0

5

23

5

23

t PCl

t Clt PCl

PCl

ClPCl

P

PP

P

PP

χ

χ χ

1,17 atm.

Resultado: a) αααα = 60,69 %; b) Kp = 1,17 atm.




OPCIÓN A

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los compuestos: a) Ácido sulfúrico; b) Hipoclorito de sodio;c) Metilbutano; d) Bi2O3; e) PH3; f) CH3NH2.

CUESTIÓN 2.- a) Representa la estructura de la molécula de agua mediante el diagrama de Lewis.b) Determina la geometría de la molécula de agua mediante la Teoría de Repulsión de Pares de Electronesde la Capa de Valencia.c) ¿Por qué a temperatura ambiente el agua es líquida mientras que el sulfuro de hidrógeno, de mayormasa molecular, es gaseoso?

CUESTIÓN 3.- Considera el siguiente sistema en equilibrio: CO2 (g) + C (s) ⇆ 2 CO (g).a) Escribe las expresiones de las constantes Kc y Kp.b) Establece la relación entre ambas constantes de equilibrio.

CUESTIÓN 4.- Razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:a) La entalpía no es una función de estado.b) Si un sistema realiza un trabajo se produce un aumento de su energía interna.c) Si ∆H < 0 y ∆S > 0, la reacción es espontánea a cualquier temperatura.

PROBLEMA 1.- El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno según:HNO3 (aq) + H2S (g) → NO (g) + SO2 (g) + H2O (l).a) Ajusta por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular.b) Calcula el volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 700 mm Hg y 60 º C, necesario para

reaccionar con 500 mL de una disolución 0,5 M de ácido nítrico.DATOS: R = 0,082 atm · L · mol−1 · K−1.

Resultado: b) V (H2S) = 3,706 L.

PROBLEMA 2.- a) Calcula la masa de NaOH sólido del 80 % de riqueza en peso, necesaria parapreparar 250 mL de disolución 0,025 M y determina su pH.b) ¿Qué volumen de la disolución anterior se necesita para neutralizar 20 mL de una disolución de ácidosulfúrico 0,005 M?DATOS: Ar Na) = 23 u; Ar (O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.

Resultado: a) 0,3125 g; pH = 12,4; b) V = 8 mL.

OPCIÓN B

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los siguientes compuestos: a) Dicromato de hierro (III); b) Sulfatode manganeso (II); c) Etanal; d) CaH2; e) HClO3; f) ClCH2COOH.

CUESTIÓN 2.- Si se consideran los compuestos C6H6 y C2H2, razona de las siguientes afirmacionescuáles son ciertas y cuáles falsas:

a) Los dos tienen la misma fórmula empírica.



PROBLEMA 1.- En un matraz, en el que se ha hecho el vacío, se introduce cierta cantidad de NaHCO3 yse calienta a 100 º C. Sabiendo que la presión en el equilibrio es 0,962 atm, calcula:

a) La constante Kp para la descomposición del NaHCO3, a esa temperatura, según:

2 NaHCO3 (s) ⇆ Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g).b) La cantidad de NaHCO3 descompuesto si el matraz tiene una capacidad de 2 L.

DATOS: R = 0,082 atm · L · mol−1 · K−1; Ar (Na) = 23 u; Ar (C) = 12 u; Ar(O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.Resultado: a) Kp = 0,231 atm2; b) 2,92 g NaHCO3.

PROBLEMA 2.- Sabiendo que las entalpías de formación estándar del C2H5OH (l), CO2 (g) y H2O (l)son: −228, −394 y −286 kJ · mol−1, respectivamente, calcula:

a) La entalpía de combustión estándar del etanol.

b) El calor que se desprende, a presión constante, si en condiciones estándar se queman 100 gde etanol.DATOS: Ar (C) = 12 u; Ar(O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.

Resultado: a) ∆∆∆∆Hco = −−−− 1418 kJ · mol−−−−1; b) Q = −−−− 3.082,61 kJ.



OPCIÓN A

CUESTIÓN 2.- a) Representa la estructura de la molécula de agua mediante el diagrama de Lewis.

b) Determina la geometría de la molécula de agua mediante la Teoría de Repulsión de Pares deElectrones de la Capa de Valencia.c) ¿Por qué a temperatura ambiente el agua es líquida mientras que el sulfuro de hidrógeno, demayor masa molecular, es gaseoso?

Solución:

a) El átomo de oxígeno con 6 electrones en su capa de valencia (2s2 2p

4), se une a dos átomos de

hidrógeno compartiendo los dos pares de electrones de los enlaces covalentes, quedando los otros dos

pares de electrones libres rodeándolo.La estructura de Lewis para la molécula de agua es, según lo expuesto:

b) La teoría RPECV dice: los pares de electrones compartidos y libres situados alrededor del

átomo central, adquieren determinadas direcciones en el espacio, para conseguir la mínima repulsiónentre ellos.

Por ello, en la molécula de agua los enlaces se dirigen en el espacio hacia

ambos lados del átomo de oxígeno formando un ángulo de 104,5 º; la geometría de la

molécula es angular:

c) En el agua las moléculas se unen entre sí por enlaces de hidrógeno. Estos enlaces se formancuando en la molécula, un átomo de hidrógeno se une covalentemente a un átomo de pequeño tamaño y

muy electronegativo (F, O o N), razón por la que el par de electrones del enlace se desplaza, en este caso,

hacia el átomo de oxígeno, apareciendo sobre éste una carga parcial negativa y sobre el átomo de

hidrógeno una carga parcial positiva. El dipolo formado hace que el polo positivo de una de las moléculas

de agua sea atraído, electrostáticamente, por el polo negativo y par de electrones no compartidos del

átomo de oxígeno de otra molécula vecina, quedando cada molécula unida tetraédricamente a cuatromoléculas vecinas. Esta atracción molecular es bastante más intensa que las atracciones debidas a las

fuerzas de Van der Waals que unen las moléculas de sulfuro de hidrógeno, por lo que el agua es líquidaen condiciones normales y el sulfuro de hidrógeno gas.

CUESTIÓN 3.- Considera el siguiente sistema en equilibrio: CO2 (g) + C (s) ⇆⇆⇆⇆ 2 CO (g).a) Escribe las expresiones de las constantes Kc y Kp.b) Establece la relación entre ambas constantes de equilibrio.

Solución:

a) Por ser un sistema heterogéneo, en las constantes de equilibrio sólo intervienen las sustanciasgaseosas, siendo las expresiones correspondientes a cada constante de equilibrio las siguientes:

[ ][ ]

;2

2

CO

COK c = .

2

2

CO

CO p

P

PK =

b) La concentración de una sustancia que ocupa un volumen V viene dado por la expresión: C =



Solución:

a) Las semirreacciones redox que tienen lugar son:

Semirreacción de oxidación: S2−

+ 2 H2O − 6 e−

→ SO2 + 4 H+,Semirreacción de reducción: NO3

−

+ 4 H+ + 3 e

−

→ NO + 2 H2OMultiplicando la semirreacción de reducción por 2 para igualar los electrones intercambiados, y

sumándolas para eliminarlos, se obtiene la ecuación iónica ajustada:

S2− + 2 H2O − 6 e−

→ SO2 + 4 H+

2 NO3−

+ 8 H+ + 6 e

−

→ 2 NO + 4 H2O

2 NO3−

+ S2−

+ 4 H+ → 2 NO + SO2 + 2 H2O.

Llevando estos coeficientes a la ecuación molecular, y teniendo presente que de los 4 H+ 2 son

del ácido nítrico y otros 2 de sulfuro de hidrógeno, la ecuación molecular ajustada es:

2 HNO3 (aq) + H2S (g) → 2 NO (g) + SO2 (g) + 2 H2O (l).

b) Los moles de ácido nítrico consumidos en la valoración son:

n (HNO3) = M · V = 0,5 moles · L−1 · 0,5 L = 0, 25 moles, y como la estequiometría de la

reacción indica que por cada mol de H2S reaccionan 2 moles de HNO3, los moles de H2S consumidos en

la valoración son 0,125 moles, la mitad de los consumidos de HNO 3, a los que corresponde un volumen,

en las condiciones dadas de:

P · V = n · R · T ⇒ V = =

⋅

⋅⋅⋅⋅⋅

=⋅⋅

−−

Hgmmatm Hgmm

K K mol Latmmoles

P

T Rn

7601700

333082,0125,0 11

3,706 L.

Resultado: b) V (H2S) = 3,706 L.

OPCIÓN B

CUESTIÓN 2.- Si se consideran los compuestos C6H6 y C2H2, razona de las siguientes afirmacionescuáles son ciertas y cuáles falsas:

a)

Los dos tienen la misma fórmula empírica.b) Los dos tienen la misma fórmula molecular.c) Los dos tienen la misma composición centesimal.

Solución:

a) Verdadera. La fórmula empírica de un compuesto indica la proporción en la que se encuentran

los átomos de la molécula. En las fórmulas C6H6 y C2H2, dividiendo en cada una de ellas los subíndicesde los átomos por 6 y 2, respectivamente, se obtiene la fórmulas CH para cada una de ellas, la cual es la

que se conoce como fórmula empírica de ambos compuestos.

b) Falsa. La fórmula molecular de un compuesto es aquella que indica el número de átomos de

cada elemento en la molécula. Las fórmulas C6H6 y C2H2 son las fórmulas moleculares de cada uno de

los compuestos propuestos, y como puede apreciarse, cada molécula contiene distinto número de átomos

componentes, 6 átomos de carbono e hidrógeno para la primera, y 2 átomos de carbono e hidrógeno para

l d



% H = =⋅ compuestogcompuestog

H g100

26

27,69 %;

CUESTIÓN 3.- El número de electrones de los elementos A, B, C, D y E es 2, 9, 11, 12 y 13respectivamente.Indica, razonando la respuesta, cuál de ellos:

a) Corresponde a un gas noble.b) Es un metal alcalino.c) Es el más electronegativo.

Solución:

a) El número de electrones de la corteza de un átomo, coincide con el número de protones de su

núcleo (número atómico Z) para adquirir la neutralizad eléctrica, por lo que, la configuración electrónica

de cada elemento es:

A (Z = 2): 1s2; B (Z = 9): 1s2 2s2 2p5; C (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1; D (Z = 12): 1s2 2s2 2p6 3s2;

E (Z = 13): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1.

De la configuración electrónica puede deducirse fácilmente las características propuestas:

Un gas noble es el A, pues su configuración electrónica es la del elemento helio.

b) Un metal alcalino es el elemento que posee un solo electrón en su capa de valencia, y esta

condición la cumple el elemento C.

c) El elemento más electronegativo es el que se encuentre más a la derecha en un período, es

decir, el que posee más electrones en su capa de valencia, y esta condición la cumple el elemento B con 7

electrones en los orbitales 2s y 2p (capa de valencia).

PROBLEMA 1.- En un matraz, en el que se ha hecho el vacío, se introduce cierta cantidad deNaHCO3 y se calienta a 100 ºC. Sabiendo que la presión en el equilibrio es 0,962 atm, calcula:

a) La constante Kp para la descomposición del NaHCO3, a esa temperatura, según:

2 NaHCO3 (s) ⇆⇆⇆⇆ Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g).b) La cantidad de NaHCO3 descompuesto si el matraz tiene una capacidad de 2 L.

DATOS: R = 0,082 atm · L · mol−−−−1 · K−−−−1; Ar (Na) = 23 u; Ar (C) = 12 u; Ar(O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.

Solución:

a) Por tratarse de un equilibrio heterogéneo, solamente las sustancias gaseosas intervienen en la

constante de equilibrio, y por existir el mismo número de moles las sustancias gaseosas agua y dióxido de

carbono, la presión total en el interior del recipiente es la suma de las presiones parciales de cada gas, es

decir, la presión parcial de cada gas es la mitad de la presión total, =

2

962,0 atm0,481 atm, por lo que la

constante de equilibrio Kp vale: Kp =22 COO H PP ⋅ = 0,481 atm · 0,481 atm = 0,231 atm2.

b) Del valor de la presión parcial de cualquiera de los dos gases llevándola a la ecuación de




OPCIÓN A

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los compuestos siguientes:a) Permanganato de cobalto (II); b) Ácido bórico; c) 2-metilpentano; d) Sr(OH)2;e) KH2PO4; f) (CH3)3N.

CUESTIÓN 2.- a) Escribe la configuración electrónica de las especies siguientes: N3− (Z = 7), Mg2+ (Z =12), Cl− (Z = 17), K (Z = 19) y Ar (Z = 18).

b) Indica los que son isoelectrónicos.c) Indica los que presentan electrones desapareados y el número de los mismos.

CUESTIÓN 3.- Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares:Eo (Ag+ /Ag) = 0,80 V, y Eo (Ni2+ /Ni) = − 0,25 V.

a) ¿Cuál es la fuerza electromotriz, en condiciones estándar, de la pila que se puede construir?b) Escribe la notación de la pila y las reacciones que tienen lugar.

CUESTIÓN 4.- Indica el compuesto orgánico que se obtiene en las siguientes reacciones:a) CH2 = CH2 + Br2 →

b) C6H6 (benceno) + Cl2 + catalizador →

c) CH3–CHCl–CH3 + KOH + etanol →

PROBLEMA 1.- La tostación de la pirita se produce según:4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g).

Calcula:a) La entalpía de reacción estándar.b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendida en la combustión de 25 g de pirita del

90 % de riqueza en peso.DATOS: Ar (Fe) = 55,8 u; Ar (S) = 32 u; ∆Hf

o [FeS2 (s)] = −177,5 kJ · mol−1; ∆Hf o [Fe2O3 (s)] = −822,2

kJ · mol−1; ∆Hf o [SO2 (g)] = −296,8 kJ · mol−1.

Resultado: a) ∆∆∆∆Hor = −−−− 3.308,8 kJ · mol−−−−1; b) −−−−155,36 kJ.

PROBLEMA 2.- Se preparan 10 L de disolución de un ácido monoptótico HA, de masa molecular 74,disolviendo en agua 37 g de éste. La concentración de H3O

+ es 0,001 M. Calcula:a) El grado de disociación del ácido en disolución.b) El valor de la constante Ka

Resultado: a) αααα = 2 %; b) Ka = 2,04 · 10−−−−5.

OPCIÓN B

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los compuestos siguientes:a) Ácido perclórico; b) Seleniuro de hidrógeno; c) Pent-4-en-2-ol; d) LiH; e) OsO4;



PROBLEMA 1.- a) ¿Qué volumen de disolución de NaOH 0,1 M se necesita para neutralizar 10 mL dedisolución acuosa de HCl 0,2 M?

b) ¿Cuál es el pH en el punto de equivalencia?

c) Describe el procedimiento experimental y nombra el material necesario para llevar a cabo lavaloración.Resultado: a) V = 20 mL; pH = 7.

PROBLEMA 2.- Una disolución acuosa de alcohol etílico (C2H5OH) tiene una riqueza del 95 % y unadensidad del 0,90 g · mL−1. Calcula:

a) La molaridad de la misma.b) Las fracciones molares de cada componente.

DATOS: Ar (H) = 1 u; Ar (C) = 12 u; Ar (O) = 16 u.

Resultado: a) [C2H5OH] = 18,59 M; b) =OHHC 52χχχχ 0,88; =O H 2 χ 0,12.

PROBLEMA 3.- Dada la reacción:K2Cr2O7 (aq) + Na2SO3 (aq) + H2SO4 → Cr2(SO4)3 (aq) + K2SO4 (aq) + Na2SO4 (aq) + H2O.

a) Ajusta por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular.b) Calcula la molaridad de una disolución de Na2SO3, si 15 mL de ésta reaccionan totalmente

en medio ácido, con 25,3 mL de disolución K2Cr2O7 0,06 M.Resultado: b) [Na2SO3] = 0,3 M.



OPCIÓN A

CUESTIÓN 2.- a) Escribe la configuración electrónica de las especies siguientes: N3−−−− (Z = 7), Mg2+

(Z = 12), Cl−−−− (Z = 17), K (Z = 19) y Ar (Z = 18).b) Indica los que son isoelectrónicos.c) Indica los que presentan electrones desapareados y el número de los mismos.

Solución:

a) N3−

(Z=7): 1s2 2s

2 2p

6; Mg

2+ (Z=12): 1s

2 2s

2 2p

6; Cl

− (Z=17): 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6;

K (Z=19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1; Ar (Z=18): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

b) Dos especies son isoelectrónicas cuando poseen el mismo número de electrones en su corteza.De las especies presentadas son isoelectrónicas:

- El N3− y el Mg

2+ por poseer 10 electrones en su corteza.

- El Cl− y el Ar por presentar en su corteza 18 electrones.

c) Electrón desapareado es el que se encuentra sólo en uno de los orbitales de un átomo. Este

caso sólo lo presenta el potasio con un electrón en el orbital 4s.

CUESTIÓN 3.- Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares:

Eo (Ag+ /Ag) = 0,80 V, y Eo (Ni2+ /Ni) = −−−− 0,25 V.a) ¿Cuál es la fuerza electromotriz, en condiciones estándar, de la pila que se puede

construir?b) Escribe la notación de la pila y las reacciones que tienen lugar.

Solución:

a) En una pila electroquímica el electrodo negativo, ánodo, lo forma el par con potencial estándar

de reducción de valor más negativo o menos positivo, mientras que el electrodo positivo, cátodo, lo forma

el par con potencial estándar de reducción de valor más positivo o menos negativo.El potencial de ésta pila se obtiene aplicando la expresión: E

opila = E

ocátodo − E

oánodo, por lo que

sustituyendo valores y operando: Eo

pila = 0,80 V − (− 0,25) V = 1,05 V.

b) La notación de la pila es: (−) Ni Ni2+

(1 M) Ag+ (1 M) Ag (+), y las semirreacciones

que ocurren en cada electrodo son:

Semirreacción de oxidación: Ni − 2 e− → Ni

2+

Semirreacción de reducción: Ag+ + 1 e− → Ag.

y multiplicando la semirreacción de reducción por 2 para igualar los electrones intercambiados y

sumándolas para eliminarlos, se obtiene la reacción iónica ajustada:

Ni − 2 e− → Ni2+

2 Ag+ + 2 e− → 2 Ag.

Ni + 2 A+ → Ni2+ + 2 Ag.

PROBLEMA 2 - Se preparan 10 L de disolución de un ácido monoptótico HA de masa molecular 74



α = =⋅=⋅ 10005,0

001,0100

ácidodeinicialiónconcentrac

disociadoácidodeiónconcentrac 2 %.

Esto se deduce, llamandoα

al grado de disociación, de:HA + H2O ⇆ A− + H3O

+

Concentración inicial: 0,05 0 0

Concentración en el equilibrio: 0,05 · (1 − α) 0,05 · α 0,05 · α

Concentración en el equilibrio: 0,05 · (1 − α) 0,05 · α = 0,001 0,05 · α = 0,001

de donde se deduce que: α = =05,0

001,00,02, que expresado en tanto por ciento es 2 %.

b) Los valores de las concentraciones de todas las especies al inicio y en el equilibrio son:

HA + H2O ⇆ A− + H3O+ Concentración inicial: 0,05 0 0

Concentración en el equilibrio: 0,05 − 0,001 0,001 0,001

Concentración en el equilibrio: 0,049 0,001 0,001y llevando estos valores a la constante Ka del ácido y operando:

Ka =[ ]

==⋅ +−

M

M

HA

O H A

049,0

001,0 223 2,04 · 10−5

M.

Resultado: a) αααα = 2 %; b) Ka = 2,04 ·10−−−−5

.

OPCIÓN B

CUESTIÓN 2.- Un recipiente de 1 L de capacidad se encuentra lleno de gas amoníaco a 27 ºC y 0,1atm. Calcula:

a) La masa de amoníaco presente.b) El número de moléculas de amoníaco en el recipiente.c) El número de átomos de hidrógeno y nitrógeno que contiene.

DATOS: Ar (N) = 14 u; Ar (H) = 1 u; R = 0,082 atm · L · mol−−−−1

· K−−−−1

.

Solución:

M (NH3) = 17 g · mol−1.a) Despejando los moles de la ecuación de los gases ideales, sustituyendo las variables por los

valores dados y operando, se obtienen los moles de NH3:

=⋅⋅⋅⋅

⋅=

⋅

⋅=⇒⋅⋅=⋅

−− K K mol Latm

Latm

T R

V PnT RnV P

300082,0

11,0

110,0041 moles.

Aplicando a estos moles de NH3 el factor de conversión masa-mol:

0,0041 moles NH3 · =3

3

1

17

NH mol

NH g0,0697 g de NH3.

b) A los moles de NH3 obtenidos en el apartado a) se les aplica la relación número de Abogador-



CUESTIÓN 3.- Indica razonadamente cuántos enlaces ππππ y cuántos σσσσ tienen las siguientesmoléculas:

a) Hidrógeno.

b) Nitrógeno.c) Oxígeno.

Solución:

a) La molécula de hidrógeno, H2, constituida por 2 átomos de hidrógeno con un electrón 1s cada

uno de ellos, posee un solo enlace σ formado por el solapamiento frontal de los orbitales 1s en los que se

encuentran.

b) La molécula de nitrógeno, N2, formada por 2 átomos de nitrógeno con tres electrones situadosen los orbitales 2 px, 2py y 2pz cada un de ellos, posee un enlace σ al solapar frontalmente el orbital 2px de

cada átomo, y 2 enlaces π formados por un solapamiento lateral entre los orbitales 2py y los 2pz de ambosátomos entre sí.

c) En la molécula O2, en la que cada átomo de oxígeno que la forman poseen sólo 2 electronesdesapareados en los orbitales 2py y 2pz de cada átomo, por solapamiento frontal entre los orbitales 2py de

cada uno de los átomos se forma un enlace σ, mientras que el solapamiento lateral de los orbitales 2pz de

cada átomo se origina un enlace π.

PROBLEMA 3.- Dada la reacción:K2Cr2O7 (aq) + Na2SO3 (aq) + H2SO4 →→→→ Cr2(SO4)3 (aq) + K2SO4 (aq) + Na2SO4 (aq) + H2O.

a) Ajusta por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular.b) Calcula la molaridad de una disolución de Na2SO3, si 15 mL de ésta reaccionan

totalmente en medio ácido, con 25,3 mL de disolución K2Cr2O7 0,06 M.

Solución:

a) Las semirreacciones de oxidación-reducción son:Semirreacción de reducción: Cr2O7

2− + 14 H+ + 6 e− → 2 Cr3+ + 7 H2O;

Semirreacción de oxidación: SO32− + H2O → SO4

2− + 2 H+ + 2 e−.Multiplicando la semirreacción de oxidación por 3 para igualar los electrones transferidos y

sumándolas para eliminarlos, se obtiene la ecuación iónica ajustada:

Cr2O72− + 14 H+ + 6 e− → 2 Cr3+ + 7 H2O;

3 SO32− + 3 H2O → 3 SO4

2− + 6 H+ + 6 e−.

Cr2O72− + 3 SO3

2− + 8 H+ → 2 Cr3+ + 3 SO42− + 4 H2O, que es la ecuación iónica ajustada.

Llevando estos coeficientes a la ecuación molecular, teniendo presente que los 8 H+ equivalen a

4 moles de H2SO4, se tiene:

K2Cr2O7 (aq) + 3 Na2SO3 (aq) + 4 H2SO4 → Cr2(SO4)3 (aq) + K2SO4 (aq) + 3 Na2SO4 (aq) + 4 H2O.

b) La reacción pone de manifiesto que 1 mol de dicromato reacciona con tres moles de sulfito de

sodio, por lo que determinando los moles de dicromato empleados, se determinan los moles de sulfito que




OPCIÓN A

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los compuestos siguientes:a) Óxido de paladio (IV); b) Nitrato de cobalto (III); c) Propanoato de metilo; d) Na2O2;e) SiF4; f) CH3 – CH2 – CH3.

CUESTIÓN 2.- El número de protones en los núcleos de cinco átomos es el siguiente: A = 9; B = 16;C = 17; D = 19; E = 20. Razona:

a) ¿Cuál es el más electronegativo?b) ¿Cuál posee menor energía de ionización?

c) ¿Cuál puede convertirse en anión divalente estable?

CUESTIÓN 3.- Completa los siguientes equilibrios e identifica los pares ácido-base conjugados:

a) -------- + H2O ⇆ CO32− + H3O

+,

b) NH4+ + OH− ⇆ H2O + ------

c) F− + H2O ⇆ OH− + --------

CUESTIÓN4.- Se tiene 8,5 g de amoníaco y se eliminan 1,5 ·1023 moléculas.

a) ¿Cuántas moléculas de amoníaco quedan?b) ¿Cuántos gramos de amoníaco quedan?c) ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno quedan?

DATOS: Ar (N) = 14 u; Ar (H) = 1 u.Resultado: a) 1,512 ·1023 moléculas NH3; b) 4,27 g NH3; c) 0,75 moles H.

PROBLEMA 1.- Dada la reacción: KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O.a) Ajusta por el método del ión-electrón esta reacción, en forma iónica y molecular.b) ¿Qué volumen de disolución 0,02 M de permanganato de potasio se necesitan para oxidar 30

mL de disolución de sulfato de hierro (II) 0,05 M, en presencia de ácido sulfúrico?Resultado: b) V = 375 mL.

PROBLEMA 2.- Para la siguiente reacción: CH4 (g) + 4 Cl2 (g) → CCl4 (g) + 4 HCl (g). Calculala entalpía de reacción estándar utilizando:

a) Las entalpías de enlace.b) Las entalpías de formación estándar.

DATOS: ∆H (C − Cl) = 330 kJ · mol−1; ∆H (Cl – Cl) = 244 kJ · mol−1; ∆H (H – Cl) = 430 kJ · mol−1;∆H (C – H) = 415 kJ · mol−1; ∆Ho

f [CH4 (g)] = −74,9 kJ · mol−1; ∆Hof [CCl4 (g)] = −106,6 kJ · mol−1;

∆Hof [HCl (g)] = −92,3 kJ · mol−1.Resultado: a) ∆∆∆∆Ho

r = −−−− 404 kJ · mol−−−−1; b) ∆∆∆∆Hor = −−−− 400,9 kJ · mol−−−−1.

OPCIÓN B

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los compuestos siguientes:



CUESTIÓN 4.- Indica el producto que se obtiene en cada una de las siguientes reacciones:a) CH3 – CH = CH2 + Cl2 → b) CH3 – CH = CH2 + HCl →

c) C6H6 (benceno) + HNO3 (H2SO4) →

PROBLEMA 1.- Se prepara una disolución tomando 10 mL de una disolución de ácido sulfúrico del 24% de riqueza en peso y densidad 1,17 g · mL−1, y añadiendo agua destilada hasta un volumen de 100 mL.Calcula:

a) El pH de la disolución diluida.b) El volumen de la disolución preparada que se necesita para neutralizar 10 mL de disolución

de KOH de densidad 1,05 g · mL−1 y 15 % de riqueza en peso.DATOS: Ar (k) = 39 u; Ar (s) = 32 u; Ar (O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.

Resultado: a) pH = 0,24; b) V (H2SO4) = 48,78 mL.

PROBLEMA 2.- En un recipiente de 200 mL de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío,se introducen 0,40 g de N2O4. Se cierra el recipiente, se calienta a 45 ºC y se establece el siguiente

equilibrio: N2O4 (g) ⇆ 2 NO2 (g). Sabiendo que a esa temperatura el N2O4 se ha disociado en un 41,6%, calcula:

a) El valor de la constante Kc.b) El valor de la constante Kp.

DATOS: Ar (N) = 14 u; A

r (O) = 16 u; R = 0,082 atm · L · mol−1 · K−1.

Resultado: a) Kc = 2,58 ·10−−−−2 M; b) Kp = 0,673 atm.



OPCIÓN A

CUESTIÓN 2.- El número de protones en los núcleos de cinco átomos es el siguiente: A = 9; B =

16; C = 17; D = 19; E = 20. Razona:a) ¿Cuál es el más electronegativo?b) ¿Cuál posee menor energía de ionización?c) ¿Cuál puede convertirse en anión divalente estable?

Solución:

El número de electrones (cargas negativas) en la corteza de un átomo coincide con el número deprotones (cargas positivas) en su núcleo, para así conseguir su neutralidad eléctrica del mismo. A este

número de protones se le denomina número atómico, Z, que permite escribir la configuración electrónicade los átomos de los elementos químicos. Estas configuraciones para los átomos dados son:

A (Z = 9): 1s2 2s2 2p5; B (Z = 16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; C (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5;

D (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1; E (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.

a) Las configuraciones anteriores permiten situar los elementos dados en la tabla periódica, para

así poder asignar la variación de sus propiedades periódicas. El período y grupo al que pertenece cada uno

de los elemento anteriores es: el A al 2º período (último valor de n: n = 2) grupo 17 (12 + nº de electrones

p); el B al 3er período (n = 3) grupo 16 (12 + nº de electrones p); el C al 3 er período (n = 3) grupo 17 ( 12

+ nº de electrones p); el D al 4º período (n = 4) grupo 1 (un electrón en su capa de valencia 4s); el E al 4ºperíodo (n = 4) grupo 2 (dos electrones en su capa de valencia 4s).Como la electronegatividad aumenta cuando se avanza de izquierda a derecha en un período y se

asciende en un grupo, el elemento más electronegativo es el A, pues es el situado más a la derecha en un

período y el más arriba en un grupo.

b) La energía de ionización es también una propiedad periódica que aumenta al avanzar hacia la

derecha en un período y se sube en un grupo, por lo que el elemento de menor energía de ionización es elD, pues es el que se encuentra más a la izquierda en un período y más bajo en un grupo.

c) En anión divalente estable sólo puede convertirse el átomo del elemento al que falte, en su

capa de valencia, dos electrones para conseguir configuración electrónica estable de gas noble, es decir, el

que posea en dicha capa 6 electrones, y esto sólo lo cumple el D (D2−

).

CUESTIÓN4.- Se tiene 8,5 g de amoníaco y se eliminan 1,5 ·1023 moléculas.a) ¿Cuántas moléculas de amoníaco quedan?b)

¿Cuántos gramos de amoníaco quedan?c) ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno quedan?

DATOS: Ar (N) = 14 u; Ar (H) = 1 u.Solución:

M(NH3) = 17 g · mol−1

.a) Se sabe que un mol de átomos o moléculas de cualquier elemento o sustancia, contiene 6,023

1023 átomos o moléculas es decir el número de Avogadro N por lo que multiplicando la masa de NH



estos a moles, se contesta a la pregunta. Para ello, se multiplican las moléculas de NH3 por los sucesivos

factores de conversión:

1,512 ·1023 moléculas NH3 · =

⋅

⋅

H átomos

H átomosmol

NH molécula

H átomos

233 10023,6

1

1

30,75 moles H.

Resultado: a) 1,512 ·1023 moléculas NH3; b) 4,27 g NH3; c) 0,75 moles H.

PROBLEMA 2.- Para la siguiente reacción: CH4 (g) + 4 Cl2 (g) →→→→ CCl4 (g) + 4 HCl (g).Calcula la entalpía de reacción estándar utilizando:

a) Las entalpías de enlace.b) Las entalpías de formación estándar.

DATOS:∆∆∆∆

H (C−−−−

Cl) = 330 kJ · mol

−−−−1

;∆∆∆∆

H (Cl – Cl) = 244 kJ · mol

−−−−1

;∆∆∆∆

H (H – Cl) = 430 kJ · mol

−−−−1

;∆∆∆∆H (C – H) = 415 kJ · mol−−−−1; ∆∆∆∆Hof [CH4 (g)] = −−−−74,9 kJ · mol−−−−1; ∆∆∆∆Ho

f [CCl4 (g)] = −−−−106,6 kJ · mol−−−−1;∆∆∆∆Ho

f [HCl (g)] = −−−−92,3 kJ · mol−−−−1.

Solución:

a) La entalpía de la reacción se obtiene de la expresión:

∆Hor = Σ a · ∆H enlaces rotos − Σ b · ∆H enlaces formados; y desarrollando dicha expresión aparece:

∆Hor = 4 · ∆H(C – H) + 4 · ∆H (Cl – Cl) − [4 · ∆H(C – Cl) + 4 · ∆H(Cl – H)]

∆Ho

r = (4 · 415 + 4 · 244 − 4 · 330 – 4 · 430) kJ · mol−1

= − 404 kJ · mol−1

.

b) La entalpía estándar de la reacción se obtiene de la expresión:

∆Hor = Σ a · ∆Hf

o productos − Σ b · ∆Hf o reactivos;

∆Hor = = ∆Hf

o CCl4 (g) + 4 · ∆Hf o HCl (g) – ∆Hf

o CH4 (g) ⇒

∆Hor = [− 106,6 + 4 · (– 92,3) − (− 74,9)]kJ · mol−1 = − 400,9 kJ · mol−1.

Resultado: a) ∆∆∆∆Hor = −−−− 404 kJ · mol−−−−1; b) ∆∆∆∆Ho

r = −−−− 400,9 kJ · mol−−−−1.

OPCIÓN B

CUESTIÓN 2.- Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:a) Algunas moléculas covalentes son polares.b)

Los compuestos iónicos, fundidos o en disolución, son buenos conductores de laelectricidad

c) El agua tiene el punto de ebullición más elevado que el resto de hidruros del grupo 16.

Solución:

a) Verdadera. Aquellas moléculas covalentes cuyos átomos constituyentes presentan diferencias

de electronegatividad y su geometría es la apropiada, facilita un momento dipolar resultante (suma de los

momentos dipolares de sus enlaces) que proporciona a la molécula polaridad.

b) Verdadera. Los compuestos iónicos fundidos o en disolución poseen sus iones con libertad de



a) Orden de una reacción respecto de uno de sus reactivos es el exponente al que se encuentra

elevado la concentración del mismo en la ecuación de la velocidad. En este caso es 1.

b) Orden total de una reacción es la suma de los exponentes a los que se encuentran elevados las

concentraciones de los reactivos en su ecuación de velocidad. En este caso el orden es 2.

c) La velocidad de una reacción es la variación de la concentración de uno de sus reactivos en la

unidad de tiempo. Sus unidades son moles · L−1

· s−1

, por lo que despejando la constante de velocidad k,sustituyendo las variables por sus valores y operando, sale como unidades:

k =[ ] [ ]

=

⋅

⋅⋅=

⋅ −

−−

22

11

Lmoles

s Lmoles

B A

vmoles−1 · L · s−1.

PROBLEMA 1.- Se prepara una disolución tomando 10 mL de una disolución de ácido sulfúricodel 24 % de riqueza en peso y densidad 1,17 g · mL −−−−1, y añadiendo agua destilada hasta un volumende 100 mL. Calcula:

a) El pH de la disolución diluida.b)

El volumen de la disolución preparada que se necesita para neutralizar 10 mL dedisolución de KOH de densidad 1,05 g · mL−−−−1 y 15 % de riqueza en peso.

DATOS: Ar (k) = 39 u; Ar (s) = 32 u; Ar (O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.

Solución:

a) Considerando 1 L de la disolución de partida y multiplicando la densidad por su factor de

conversión, riqueza y factor de conversión mol-gramos de H2SO4, se obtiene la concentración molar del

litro de disolución:

1,17 =⋅⋅⋅

42

4242

98

1

100

24

1

1000

SO H g

SO H mol

disolucióng

SO H g

disolución L

disoluciónmL

disoluciónmL

disolucióng2,87 M.

En 10 mL de la disolución se encuentran disueltos los moles:

n (H2SO4) = M · V = 2,87 moles · L−1

· 0,010 L = 0,0287 moles, que al diluirlos hasta 100 mL de

volumen, la nueva disolución adquiere la concentración molar: M = == L

moles

LV

moles

1,0

0287,0

)( 0,287 M.

Por tratarse de un ácido muy fuerte que se disocia completamente produciendo 2 moles de H+

por mol de ácido, es decir, la ecuación de su ionización es: H2SO4 + H2O → SO42−

+ 2 H3O+, la

concentración de los iones H3O+ es doble de la de la disolución formada, es decir, [H 3O

+] = 2 · 0,287 =

0,574 M, siendo el pH de la misma: pH = − log [H3O+] = − log 0,574 = 0,24.

b) La reacción de neutralización es: H2SO4 + 2 KOH → K2SO4 + 2 H2O, necesitándose por

cada mol de ácido consumido 2 moles de base. Luego, determinando la molaridad de la disolución deKOH (procediendo como en el caso del ácido sulfúrico), obteniendo los moles de KOH en el volumen de

disolución utilizado, calculando los moles de ácido que se necesitan (la mitad de los moles de KOH) y

despejando el volumen de la definición de molaridad se halla su valor:

1,05 =⋅⋅⋅KOH g

KOH mol

disolucióng

KOH g

disolución L

disoluciónmL

disoluciónmL

disolucióng

56

1

100

15

1

10002,81 M, siendo los




OPCIÓN A

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los siguientes compuestos: a) Hidróxido de calcio b) Ácidofosfórico c) 1,2-dimetilbenceno d) Br2O3 e) Fe2 (SO4)3 f) CH3 – CO – CH2 – CH3.

CUESTIÓN 2.- La siguiente tabla proporciona los valores de las energías de ionización de treselementos:

1ª 2ª 3ª 4ªLi 5,4 eV 75,6 eV 122,5 eV ········Na 5,1 eV 47,3 eV 71,9 eV 99,1 eV

K 4,3 eV 31,8 eV 46,1 eV 61,1 eVa) ¿Por qué la primera energía de ionización disminuye del litio al potasio?b)

¿Por qué la segunda energía de ionización de cada elemento es mucho mayor que laprimera?

c) ¿Por qué no se da el valor de la cuarta energía de ionización del litio?

CUESTIÓN 3.- Para las siguientes sales: NaCl, NH4NO3 y K2CO3 a) Escribe las ecuaciones químicas correspondientes a su disolución en agua.b)

Clasifica las disoluciones en ácidas, básicas o neutras.

CUESTIÓN 4.- a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono hay en 1,5 moles de sacarosa, C12H22O11?b) Determina la masa en kilogramos de 2,6 · 1020 moléculas de NO2.c) Indica el número de átomos de nitrógeno que hay en 0,76 g de NH4NO3.

DATOS: Ar (O) = 16 u; Ar (N) = 14 u; Ar (H) = 1 u; NA = 6,023 · 1023 moléculas.Resultado: a) 18 moles átomos C; b) 1,98 ·10–5 kg NO2; c) 1,14 ·1022 átomos N.

PROBLEMA 1.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio según la reacción:H2SO4 + KBr → K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O.

a)

Ajústala por el método del ión-electrón y escribe las dos semiecuaciones redox.b) Calcula el volumen de bromo líquido (densidad 2,92 g · ml–1) que se obtendrá al tratar 90,1g de bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico.

DATOS: Ar (Br) = 80 u; Ar (K) = 39 u.Resultado: b) V = 20,74 mL.

PROBLEMA 2.- Calcula:a)

La entalpía de combustión estándar del octano líquido, sabiendo que se forman CO2 (g) yH2O (g)

b)

La energía que necesita un automóvil por cada kilómetro si consume 5 L de octano por cada

100 km.DATOS: ∆Hof (H2O g) = – 241,8 kJ · mol–1; ∆Ho

f (CO2 g) = – 393,5 kJ · mol–1; ∆Hof (C8H18 l) = – 250,0

kJ · mol–1; densidad octano líquido = 0,8 kg · L–1; Ar (C) = 12 u; Ar (H) = 1 u.Resultado: a) ∆Ho

c = – 5.074,2 kJ · mol–1; b) 1.780,42 kJ · km–1.

OPCIÓN B



CUESTIÓN 4.- Dados los compuestos CH3OH, CH3 – CH = CH2 y CH2 – CH = CH – CH3, indicarazonadamente:

a)

Los que puedan presentar enlaces de hidrógeno.b)

Los que puedan experimentar reacciones de adición.c) Los que puedan presentar isomería geométrica.

PROBLEMA 1.- La codeína es un compuesto monobásico de carácter débil cuya constante Kb es 9 ·10–7 Calcula:

a)

El pH de una disolución acuosa 0,02 M de codeína.b)

El valor de la constante de acidez del ácido conjugado de la codeína.Resultado: a) pH = 10,11; b) Ka = 1,1 · 10–8.

PROBLEMA 2.- A 30 ºC y 1 atm el N2O4 se encuentra disociado un 20 % según el equilibrio siguiente:

N2O4 (g) ⇆ 2 NO2 (g). Calcula:a)

El valor de las constantes Kp y Kc a esa temperatura.b)

El porcentaje de disociación a 30 ºC y 0,1 atm de presión total.DATOS: R = 0,082 atm · L · mol–1 · K–1.

Resultado: a) Kp = 0,16; Kc = 6,4 · 10–3; b) α = 53,45 %.



OPCIÓN A

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los siguientes compuestos: a) Hidróxido de calcio b) Ácido

fosfórico c) 1,2-dimetilbenceno d) Br2O3 e) Fe2 (SO4)3 f) CH3 – CO – CH2 – CH3.Solución:

a) Ca(OH)2 b) H3PO4 c) C6H4(CH3)2 d) Óxido de bromo (III) e) sulfato de hierro (III)f) Butanona.

CUESTIÓN 2.- La siguiente tabla proporciona los valores de las energías de ionización de treselementos:

1ª 2ª 3ª 4ªLi 5,4 eV 75,6 eV 122,5 eV ········Na 5,1 eV 47,3 eV 71,9 eV 99,1 eVK 4,3 eV 31,8 eV 46,1 eV 61,1 eV

a) ¿Por qué la primera energía de ionización disminuye del litio al potasio?b)

¿Por qué la segunda energía de ionización de cada elemento es mucho mayor que laprimera?

c) ¿Por qué no se da el valor de la cuarta energía de ionización del litio?

Solución:

Energía de ionización es la que hay que suministrar a un átomo gaseoso neutro y en su estadoelectrónico fundamental, para arrancarle el último electrón de su capa de valencia y convertirlo en un iónmonopositivo gaseoso y en su estado electrónico fundamental. Es decir, es la energía que se necesita paravencer la fuerza atractiva del núcleo sobre el electrón más externo del átomo.

a) La primera energía de ionización disminuye bajando en el grupo de los alcalinotérreos, debidoa que el último electrón se va situando cada vez más alejado del núcleo, lo que provoca que la fuerzaatractiva del éste sobre aquel sea cada vez menos intensa y, por ello, se necesita comunicar al átomo

menos energía para arrancar el electrón.b) Se debe a que al faltar un electrón en la corteza y mantenerse constante la carga nuclear, la

fuerza atractiva sobre el electrón más externo aumenta (disminuye el apantallamiento sobre él) y, por ello,se necesita más cantidad de energía para poder arrancarlo.

c) El litio se encuentra situado en el segundo período grupo 1, lo que indica que en su cortezasólo puede contener tres electrones, de ahí que nunca pueda aparecer un valor de la energía de ionizaciónpara arrancarle un cuarto electrón.

CUESTIÓN 3.- Para las siguientes sales: NaCl, NH4NO3 y K2CO3 a)

Escribe las ecuaciones químicas correspondientes a su disolución en agua.b) Clasifica las disoluciones en ácidas, básicas o neutras.

Solución:



También se encuentra totalmente disociada la sal K2CO3 en disolución, siendo la especie CO32–

la base relativamente fuerte del ácido débil H2CO3 la que se hidroliza, permaneciendo como espectador elión K+, ácido conjugado muy débil de la base muy fuerte KOH. La ecuación de hidrólisis que se produce

es: CO3

2–

+ 2 H2O→

H2CO3 + 2 OH

–

, que por producir un incremento de la concentración de ioneshidróxidos proporciona ala disolución un pH básico.

PROBLEMA 2.- Calcula:a) La entalpía de combustión estándar del octano líquido, sabiendo que se forman CO2

(g) y H2O (g)b)

La energía que necesita un automóvil por cada kilómetro si consume 5 L de octano porcada 100 km.

DATOS: ∆Hof (H2O g) = – 241,8 kJ · mol–1; ∆Ho

f (CO2 g) = – 393,5 kJ · mol–1; ∆Hof (C8H18 l) = –

250,0 kJ · mol

–1

; densidad octano líquido = 0,8 kg · L

–1

; Ar (C) = 12 u; Ar (H) = 1 u.Solución:

a) La ecuación de la combustión del octano es: C8H18 +2

25O2 → 8 CO2 + 9 H2O, y su entalpía

viene dada por la expresión: ∆Hoc = Σ a · ∆Ho

f (productos) – Σ a · ∆Hof (reactivos), por lo que desarrollándola,

sustituyendo las variables conocidas por sus valores, recordando que es cero la entalpía de formación delos elementos simples, y operando sale:

∆Ho

c = 8 · ∆Ho

f [CO2 (g)] + 9 · ∆Ho

f [H2O (g)] – ∆Ho

f [C8H18 (l)] = 8 · (– 393,5) + 9 · (– 241,8) + 250,0 =– 5.074,2 kJ · mol–1.

b) Los litros que por cada kilómetro consume el automóvil son: =

km

L

100

50,05 L · km–1, a los

que aplicando la definición de densidad, permite obtener la masa de octano que consume el automóvil por

cada kilómetro: densidad = =⋅⋅⋅=⋅=⇒ −− 11 8,005,0 Lkgkm Ldensidad volumenmasavolumen

masa0,04

kg · km

–1

, que multiplicándola por los correspondientes factores de conversión y relación mol-∆

H

o

c de laecuación de combustión, se determina la energía que consume el automóvil por cada kilómetro.

0,04 kg · km–1 C8H18 · =⋅⋅

188188

188

188

188

1

2,074.5

114

1

1

1000

H C mol

kJ

H C g

H C mol

H C kg

H C g1.780,42 kJ · km–1.

Resultado: a) ∆Hoc = – 5.074,2 kJ · mol–1; b) 1.780,42 kJ · km–1.

OPCIÓN B

CUESTIÓN 3.- Para el proceso: 2 NO (g) + 2 H2 (g) → N2 (g) + 2 H2O (g) la ecuación develocidad es v = k · [NO]2 · [H2].

a) Indica el orden de la reacción con respecto a cada uno de los reactivos.b) ¿Cuál es el orden total de la reacción?c)

Deduce las unidades de la constante de velocidad.



CUESTIÓN 4.- Dados los compuestos CH3OH, CH3 – CH = CH2 y CH2 – CH = CH – CH3, indicarazonadamente:

a) Los que puedan presentar enlaces de hidrógeno.

b)

Los que puedan experimentar reacciones de adición.c) Los que puedan presentar isomería geométrica.

Solución:

a) Enlace de hidrógeno lo forman las moléculas en las que un átomo de hidrógeno se une pormedio de un enlace covalente a un átomo muy electronegativo y de pequeño radio, como son el nitrógeno,oxígeno o flúor. La polaridad del enlace hace que dos moléculas se unan electrostáticamente, que es loque constituye el enlace de hidrógeno. Esto sólo puede presentarse en la molécula de metanol, pues es la

única que cumple lo expuesto.b) Reacciones de adicción son las que incorporan dos átomos o grupos de átomos, que se une

mediante enlaces simples, a los carbonos que soportan una insaturación (doble o triple enlace). De lasmoléculas propuestas el propeno y el 2-buteno son los compuestos que pueden dar reacciones de adición.

c) Isomería geométrica es la que presentan los compuestos con doble enlace, debido que no haylibre rotación alrededor del doble enlace. Para que se produzca este tipo de isomería, los carbonos con eldoble enlace han de poseer, al menos, dos sustituyentes distintos. En el compuesto propeno no se presentaesta isomería por tener los carbonos del doble enlace tres sustituyentes iguales, no pudiéndose distinguirel isómero cis del trans. En cambio, el 2 buteno si la presenta, siendo los isómeros correspondientes:

CH3 CH3 CH3 H

C = C cis 2-buteno C = C trans 2-buteno

H H H CH3

PROBLEMA 2.- A 30 ºC y 1 atm el N2O4 se encuentra disociado un 20 % según el equilibrio

siguiente: N2O4 (g) ⇆⇆⇆⇆ 2 NO2 (g). Calcula:a) El valor de las constantes Kp y Kc a esa temperatura.b) El porcentaje de disociación a 30 ºC y 0,1 atm de presión total.

DATOS: R = 0,082 atm · L · mol–1 · K–1.

Solución:

a) Siendo no los moles iniciales de N2O4 que se introducen en el reactor, los moles al inicio y enel equilibrio de las distintas especies son:

N2O4 (g) ⇆ 2 NO2 (g).Moles iniciales: no 0Moles en el equilibrio: no – 0,2 · no 2 · 0,2 · no

siendo los moles totales en el equilibrio nt = no – 0,2 · no + 0,4 · no = no + 0,2 · no = no · (1 + 0,2).Para determinar el valor de la constante de equilibrio Kp hay que calcular primero las fracciones

molares de los gases y a partir de ellas las presiones parciales que llevadas a la constante permite obtener



b) Procediendo igual que en el apartado anterior siendo ahora α el grado de disociación, losmoles al inicio y en el equilibrio de las distintas especies son:

N2O4 (g) ⇆ 2 NO2 (g).

Moles iniciales: no 0Moles en el equilibrio: no – α · no 2 · α · no

siendo los moles totales en el equilibrio nt = no – α · no + 2 · α · no = no + α · no = no · (1 + α).Las fracciones molares de los gases en el equilibrio son:

α

α

α

α χ

α

α

α

α χ

+

⋅=

+⋅

⋅⋅=

+

−=

+⋅

−⋅=

1

2

)1(

2;

1

1

)1(

)1(242

o

o NO

o

oO N

n

n

n

n

y las correspondientes presiones parciales:

=⋅= eqO N O N PP4242

χ 1,0

1

1⋅

+

−

α

α atm; =⋅= eq NO NO PP

22 χ ⋅

+

⋅

α

α

1

20,1 atm, que llevadas a la

constante de equilibrio y operando: Kp =)1()1(

1,04

1,01

1

1,01

2

16,02

22

2

42

2

α α

α

α

α

α

α

−⋅+

⋅⋅=

⋅

+

−

⋅

+

⋅

=⇒O N

NO

P

P ⇒

2

2

1

1,0416,0

α

α

−

⋅⋅= , y despejando el grado de disociación y operando resulta para α el valor:

α = =

2,016,0 0,5345 = 53,45 %.

Resultado: a) Kp = 0,16; Kc = 6,4 · 10–3; b) α = 53,45 %.




OPCIÓN A

CUESTIÓN 1.- Formula o nombra los compuestos siguientes: a) Fluoruro de calcio; b) Trióxido dewolframio; c) Metilpropano; d) H2S; e) NaHSO4; f) CH3 – CHOH – CH3.

CUESTIÓN 2.- El ión positivo de un elemento M tiene de configuración electrónica M2+: 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d4.

a)

¿Cuál es el número atómico de M?b)

¿Cuál es la configuración de su ión M3+ expresada en función del gas noble que le antecede?c)

¿Qué números cuánticos corresponden a un electrón 3d de éste elemento?

CUESTIÓN 3.- Considera el siguiente sistema en equilibrio: I2 (g) + 5 CO2 (g) ⇆ 5 CO(g) + I2O5 (s)∆H = 1175 kJ. Justifica el efecto que tendrá sobre los parámetros que se indican el cambio que sepropone:

Cambio Efecto sobrea) Aumento de la Temperatura Kc b)Adición de I2O5 (s) Cantidad de I2 c) Aumento de la presión Cantidad de CO

CUESTIÓN 4.- Dado 1 mol de CH ≡ C – CH2 – CH3 escribe el producto principal que se obtiene en lareacción con:

a)

Un mol de H2.b) Dos moles de Br2.c)

Un mol de HCl.

PROBLEMA 1.- En condiciones estándar, en la combustión de 1 gramo de etanol se desprenden 29,8 kJy en la combustión de 1 gramo de ácido acético se desprenden 14,5 kJ. Calcula:

a)

La entalpía de combustión estándar del etanol y la del ácido acético.b) La variación de entalpía estándar de la siguiente reacción:

CH3 – CH2OH + O2 → CH3 – COOH + H2O.DATOS: Ar (C) = 12 u; Ar (O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.

Resultado: a) ∆Hoc = – 1.370,8 kJ · mol–1; ∆Ho

c = – 870 kJ · mol–1; b) ∆Hoc = – 500,8 kJ · mol–1.

PROBLEMA 2.- En el laboratorio se tienen dos recipientes: uno contiene 15 mL de una disoluciónacuosa de HCl de concentración 0,05 M y otro 15 mL de una disolución acuosa 0,05 M de CH 3 – COOH.Calcula:

a)

El pH de cada una de las disoluciones.b) La cantidad de agua que se deberá añadir a la disolución más ácida para que el pH de ambassea el mismo. Se supone que los volúmenes son aditivos.

DATOS: Ka (ácido acético) = 1,8 · 10–5.Resultado: a) pH (HCl) = 1,30; pH (CH3COOH) = 3,03; b) V = 783 mL.



c)

El cloruro de sodio sólido no conduce la corriente eléctrica y el cobre sí.

CUESTIÓN 4.- En medio acuoso, según la teoría de Brönsted-Lowry:

a)

Justifica el carácter básico del amoniaco.b)

Explica si el CH3 – COONa genera pH básico.c) Razona si la especie HNO2 puede dar lugar a una disolución de pH > 7.

PROBLEMA 1.- El CO2 reacciona con el H2S a altas temperaturas según la ecuación:

CO2 (g) + H2S (g) ⇆ COS (g) + H2O (g).Se introducen 4,4 g de CO2 en un recipiente de 2,5 L a 337 ºC y una cantidad suficiente de H2S para que,una vez alcanzado el equilibrio, la presión total sea de 10 atm. En la mezcla en equilibrio hay 0,01 molesde H2O. Calcula:

a)

El número de moles de cada una de las especies en equilibrio.b)

El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.DATOS: Ar (C) = 12 u; Ar (O) = 16 u; R = 0,082 atm · L · mol–1 · K–1.Resultado: a) 0,09 y 0,39 moles de CO2 y H2S y 0,01 moles de COS y H2O; b) Kc = Kp = 2,85 · 10–3.

PROBLEMA 2.- Para platear un objeto se ha estimado que es necesario depositar 40 g de plata.a)

Si se realiza la electrolisis de una disolución acuosa de sal de plata con una corriente de 2amperios ¿cuánto tiempo se tardará en realizar el plateado?

b) ¿Cuántos moles de electrones han sido necesarios para ello?

DATOS: Ar (Ag) = 108 u; F = 96.500 C · mol–1

. Resultado: a) 4,96 h; b) 0,37 moles de electrones.



OPCIÓN A

CUESTIÓN 2.- El ión positivo de un elemento M tiene de configuración electrónica M2+: 1s2 2s2 p6

3s

2

p

6

d

4

.a) ¿Cuál es el número atómico de M?b) ¿Cuál es la configuración de su ión M3+ expresada en función del gas noble que le

antecede?c) ¿Qué números cuánticos corresponden a un electrón 3d de éste elemento?

Solución:

a) La configuración electrónica del átomo neutro del elemento M es la del ión más los dos

electrones que ha perdido, y como la neutralidad del átomo exige el mismo número de electrones en la

corteza que de protones en el núcleo, 24, y por ser el número atómico de un elemento su número de

protones, es fácil comprender que el número atómico del elemento M es 24.

b) La configuración del ión M3+

es la misma que la del M2+

con un electrón 3d menos, es decir,1s2 2s2 p6 3s2 p6 d3.

c) Los números cuánticos de un electrón 3d son: n = 3; l = 2; ml = uno de los valores –2; –1; 0;

+1; +2; ms = + ;

2

1 – .

2

1

CUESTIÓN 3.- Considera el siguiente sistema en equilibrio: I2 (g) + 5 CO2 (g)⇆⇆⇆⇆ 5 CO (g) + I2O5 (s)∆H = 1175 kJ. Justifica el efecto que tendrá sobre los parámetros que se indican el cambio que sepropone:

Cambio Efecto sobrea) Aumento de la Temperatura Kc b)Adición de I2O5 (s) Cantidad de I2 c) Aumento de la presión Cantidad de CO

Solución:

a) Al ser la reacción endotérmica (absorbe calor) y suministrar calor aumentando la temperatura,

hace que el equilibrio se desplace en el sentido en el que se absorbe el calor aportado, hacia la derecha, lo

que provoca, además, un cambio en el valor de la constante de equilibrio.

b) La adición de I2O5 (s) al equilibrio no provoca modificación en éste, pues por ser un sólido no

interviene ni en la constante de equilibrio ni en el cociente de reacción, razón por la que el equilibrio

queda inalterado. Luego, no varía la cantidad de I2 (g) en el equilibrio.

c) En el equilibrio heterogéneo las sustancias sólidas o líquidas no intervienen en la expresión de

la constante de equilibrio, por lo que si se produce un aumento de la presión, disminución del volumen

del reactor, el sistema evoluciona, ante la disminución de capacidad sufrida, desplazando el equilibrio en

el sentido en el que se produce una disminución del número de moles gaseosos hacia la derecha



El ácido acético, por ser débil, se encuentra en disolución parcialmente disociado, por lo que si

se toma α como su grado de disociación, las concentraciones de las distintas especies al inicio y en el

equilibrio son:

CH3 – COOH + H2O ⇆ CH3 – COO– + H3O+ Concentración inicial: 0,05 0 0

Concentración en el equilibrio: 0,05 · (1 – α) 0,05 · α 0,05 · α que llevadas a la constante de equilibrio y resolviendo la ecuación de segundo grado que aparece, se

obtiene el valor α.

Ka =[ ]

0108,1108,105,0)1(05,0

05,0108,1 552

225

3

33=⋅−⋅⋅+⋅⇒

−⋅

⋅=⋅⇒

⋅−−−

+−

α α

α

α

COOH CH

O H COOCH

El valor que se obtiene para α es: α = 0,0188, que expresado en tanto por ciento es α = 1,88 %.

Al mismo resultado se llega despreciandoα

en denominador frente a 1 y operando.La concentración de iones H3O+ en disolución es [H3O

+] = 0,05 · 0,0188 = 9,4 · 10

–4 M, siendo el

pH de la disolución: pH = – log [H3O+] = – log 9,4 · 10–4 = 4 – log 9,4 = 4 – 0,97 = 3,03.

b) Para que la disolución de HCl tenga el mismo pH que la de CH3 – COOH, hay que conseguir

que la concentración de H3O+ en su disolución sea la misma que la de la disolución de ácido acético, es

decir, [H3O+] = 9,4 · 10–4 M.

Los moles de HCl en los 15 mL de disolución 0,05 M son:

n (HCl) = M · V = 0,05 moles · L–1 · 0,015 L = 0,00075 moles de HCl, y como la nueva

disolución que se obtenga al diluir ha de contener estos mismos moles de HCl y poseer la concentraciónantes indicada, 9,4 · 10–4

M, despejando en la definición de molaridad el volumen y sustituyendo las otras

variables por sus valores, se tiene: M = =

⋅

==⇒−100094,0

00075,0

)( Lmoles

moles

M

molesV

Lvolumen

moles0,798 L, y

como se partió de un volumen de 15 mL, restándoselos al volumen obtenido se determina el volumen deagua empleada en la dilución: 0,798 L – 0,015 L = 0,783 L = 783 mL.

Resultado: a) pH (HCl) = 1,30; pH (CH3COOH) = 3,03; b) V = 783 mL.

OPCIÓN B

CUESTIÓN 2.- Un cilindro contiene 0,13 g de etano, calcula:a)

El número de moles de etano.b) El número de moléculas de etano.c) El número de átomos de carbono.

DATOS: Ar (C) = 12 u; Ar (H) = 1 u.

Solución:

a) Los moles de etano son: 0,13 g C2H6 · =

62

62

30

1

H C g

H C mol0,0043 moles CH3 – CH3.

b) A partir de los moles obtenidos anteriormente y recordando el número de Avogadro:



Solución:

a) Verdadera. La configuración electrónica de la capa de valencia del átomo de boro, átomo

central de la molécula, es 2s2 2p1, mientras que la del átomo de flúor es 2s2 2p5. El átomo de B

promociona un electrón 2s a uno de los orbitales atómicos vacío 2p, quedando su

configuración 2s1 2px1 2py

1 2pz0, y al combinarse linealmente los orbitales con un

electrón, se obtienen tres orbitales híbridos sp2 equivalentes en forma y energía

dirigidos, desde el átomo de boro, hacia los vértices de un triángulo equilátero, donde

se unen con los átomos de flúor compartiendo un par de electrones con cada uno de

ellos. La geometría de la molécula es, por tanto, plana triangular, y aunque los enlaces B δ+ — Fδ– se

encuentran polarizados, el momento dipolar resultante de los momentos dipolares de los enlaces, debido ala simetría de la geometría molecular se anula, siendo, por ello, la molécula apolar.

b) Falsa. El punto de fusión de los compuestos iónicos dependen de la fortaleza de la energía

reticular de los compuestos, y puesto que dicha energía, en valor absoluto, es proporcional a las cargas de

los iones (en ambos compuestos es la misma), e inversamente proporcional a la suma de los radios de los

iones (el del cesio es mayor que el del sodio), resulta evidente que dicha energía es, en valor absoluto,menor para el cloruro de cesio que para el cloruro de sodio, siendo por ello superior el punto de fusión del

NaCl que el del CsCl.

c) Verdadera. El cloruro de sodio sólido posee una estructura de red cristalina en la que los iones

Cl– y Na+ se encuentran fijos en ella, por lo que al carecer de movimiento es imposible que conduzcan la

corriente eléctrica al someterlos a una diferencia de potencial.El cobre posee bandas de valencia llenas o semillenas de electrones solapadas o muy próximas a

bandas vacías, necesitándose muy poca energía para que los electrones de las bandas llenas puedan pasar

a las bandas vacías. Este movimiento de los electrones a través del metal constituye lo que se conoce

como corriente eléctrica.

PROBLEMA 2.- Para platear un objeto se ha estimado que es necesario depositar 40 g de plata.a) Si se realiza la electrolisis de una disolución acuosa de sal de plata con una corriente de

2 amperios ¿cuánto tiempo se tardará en realizar el plateado?

b)

¿Cuántos moles de electrones han sido necesarios para ello?DATOS: Ar (Ag) = 108 u; F = 96.500 C · mol–1.

Solución:

a) Si ha de depositarse 40 g de Ag con una corriente de 2 amperios, a partir de las leyes de

Faraday, despejando el tiempo, sustituyendo las variables por sus valores y operando se tiene:

m = =⋅

⋅⋅

⋅⋅⋅⋅=

⋅

⋅⋅=⇒

⋅

⋅⋅

−

−

s

h

Amolg

mols Ag

I Ag M

F zmt

F z

t I Ag M

600.3

1

2108

500.96140

)(

)(1

1

4,96 h.

b) Como el proceso de reducción de un catión plata se produce aceptando un electrón, por cadamol de cationes se consume un mol de electrones: Ag+ + 1 e– → Ag, luego, determinando los moles de

plata reducidos se determinan los moles de electrones empleados: 40 g Ag · =

A

Agmol

108

10,37 moles de Ag



Desearos a todos mucha suerte en Selectividad y en vuestra futura carrera universitaria. Sabiendo

que con esfuerzo y constancia se consigue todo lo que uno se propone.

Con esta recopilación de exámenes de Junio de 2006 a Septiembre de 2009 y con el trabajo

diario de clase se obtendrán muy buenos resultados en la prueba.

Y por último aconsejando que aprovechéis todas las oportunidades que se os brindan, así como

la de subir nota en la prueba de selectividad siendo de gran ayuda para poder estudiar lo que uno desea.





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