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PPP...AAA...UUU... 222000111222---222000111333

SSSeeeppptttiiieeemmmbbbrrreee QUÍMICA

OOOpppccciiióóónnn AAA 1

a) Aplicando el principio de AUFBAU, las configuraciones electrónicas son: [N3-]=1s22s22p6 [Mg2+]=1s22s22p6 [Fe]=1s22s22p63s23p64s23d6 [Si]= 1s22s22p63s23p2

Son isoelectrónicos el ion nitruro (N3-) y el ion mangnesio (II) (Mg2+) por tener el mismo número de electrones (1 pto)

b) A pesar de tener enlaces polares, la molécula de tricloruro de boro es apolar debido a que la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace B→Cl es nula, dada la geometría triangular plana de la molécula

B

Cl

Cl

Cl

(1 pto)

2 a) Se entiende por isomería la relación que entre si guardan dos compuestos con idéntica fórmula

molecular pero que difieren en la ordenación de sus átomos. Una de éstas es la isomería de cadena, qué es la que presentan dos compuestos con los mismos grupos funcionales pero distinta cadena carbonada (0,5 pto) por ejemplo:

CH3 CH2 CH2 CH3 CH3 CH CH3

CH3

n-butano isobutano

(2-metilpropano)(0,5 pto)

b) Los isómeros de función tienen idéntica fórmula molecular pero distintos grupos funcionales, por lo que un isómero funcional de etanol (CH3CH2OH) puede ser:

CH3 O CH3

dimetil éter(1 pto: 0,5 por la fórmula y 0,5 por el nombre)

3 Considerando la reacción de combustión de un compuesto orgánico

genérico: OHCOOOHC zyx 222 , teniendo en cuenta que todo el carbono del hidrocarburo

termina en forma de CO2 y todo el hidrógeno como H2O, por sencillos cálculos estequiométricos:

QUÍMICA

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HggHO

HggHO

CggCO

CggCO

de 0222,018

de 22001,0

de 2667,044

de 129776,0

22

22

La cantidad de oxígeno surge de la diferencia de masas:

Og de 7111,00222,02667,01

La fórmula empírica resulta de la mínima relación molar entre los elementos que conseguimos dividiendo todas las cantidades entre la menor:

Omol

Hmol

Cmol

OggO

OmolgO

HmolgH

HmolgH

CmolgCO

CmolgC

de 2

de 1

de 1

de 0444,016

de 17111,0

de 0222,01

de 10222,0

de 0222,012

de 12667,0

0222,0:2

Luego ésta es CHO2, La formula molecular es un múltiplo entero de la empírica, siendo el factor multiplicador:

22·161·11·12

90

empírica formula masa

molar masa

k

De donde surge una fórmula molecular 2·2CHO =C2H2O4 (1,5 pto) que se corresponde con la de:

C C

O

OH OH

O

ácido etanodioico

(ácido oxálico)(0,5 pto)

4 Considerando el equilibrio descrito:

xxxn

n

gHIgIgH

eq 211

011

)(2)()(

.

.0

22

Y la expresión de la constante de equilibrio:

501

2

1

2

1·

1

2

· 2

2

2

2

2

22

22

2

x

x

V

xV

x

V

x

V

xV

x

HI

HIK p ; 50

1

2

xx

De cuya resolución surge x=0,780, y así los moles de yodo sin reaccionar serán, de acuerdo con el equilibrio:

xnI 12

0,220 mol (1 pto)

P.A.U. 2012-13

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Aplicando la ley de los gases ideales, podemos calcular la presión parcial de cada componente

V

TRnp ii

·· , así:

20

723·082,0·122

xPP HI 0,654 atm

20

723·082,0·2xPHI 4,630 atm (1 pto)

5 c) Aplicando el método del ion-electrón

2

2

1

4

26

2

102

4

622

2

1

4

261

24

271

OHOSKSOSMnSHOSHOMnK

OHMnSHMnOS

OHMneHMnO

eSS

22

42

22

4

2

8251625Global Iónica R.

2·458Reducción S.

5·2Oxidación S.

Añadiendo los contraiones necesarios surge:

OHSOKSMnSOSHSOHKMnO 24242424 852532 (0,75 pto)

La especie oxidante es aquella que sufre la reducción (ion permanganato: MnO4-) y provoca la oxidación

de la especie reductora es la qué se oxida provocando la reducción del oxidante (ion sulfuro: S2-) (0,25 pto)

d) KMnO4: permanganato potásico / tetraoxomanganato (VII) de potasio (0,2 pto) H2SO4: ácido sulfúrico / ácido tetraoxosulfúrico (VI) / tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno (0,2 pto) H2S: ácido sulfhídrico (0,2 pto) MnSO4: sulfato de manganoso / tetraoxosulfato (VI) de manganeso (II) (0,2 pto) K2SO4: sulftato potásico / tetraoxosulfato (VI) de potasio (0,2 pto)

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PPP...AAA...UUU... 222000111222---222000111333

SSSeeeppptttiiieeemmmbbbrrreee QUÍMICA

OOOpppccciiióóónnn BBB 1

a) La energía intercambiada en las reacciones químicas resulta de el balance entre la liberada y consumida, respectivamente, en la formación y destrucción de los enlaces entre los átomos de las especies químicas que participan (1 pto)

b) Una reacción es espontánea cuando la energía libre de Gibbs correspondiente al proceso es una cantidad negativa, así, teniendo en cuenta la expresión para su cálculo:

entropía de variaciónentalpía de variación

absoluta ra temperatuGibbs de libre energía ·

SH

TGSTHG

Resulta que las reacciones endotérmicas ( 0H ) pueden ser espontáneas si la variación de entropía es positiva (se genera desorden) y la temperatura es tal que el término ST · sea lo suficientemente grande como para que la diferencia sea negativa. (1 pto)

2 a) Las fuerzas intermoleculares son las interacciones de atracción que tienen lugar entre dos

moléculas no enlazadas químicamente (0,5 pto), bien por la formación de pseudoenlaces químicos entre un donor de electrones y un aceptor, como por ejemplo en los enlaces por puentes de hidrógeno, o por atracciones electrostáticas como en el caso de las fuerzas de Van der Waals (0,5 pto)

b) Para fundir un sólido es necesario separar las partículas que los componen de manera que adquieran más grados de libertad de movimiento, luego las fueras a vencer dependen de la union entre estas partículas, así en:

1) NaCl deben romperse enlaces iónicos que son los que mantienen unidos a Na+ y Cl-

(0,25 pto) 2) SiO2 deben romperse enlaces covalentes, dado que existe una red amorfa tridimensional

que une a los átomos de silicio y de oxígeno y no moléculas aisladas. (0,25 pto) 3) Para fundir hielo deben vencerse los enlaces por puentes de hidrógeno qué mantienen

unidas a unas moléculas de agua con otras (0,25 pto) 4) Para fundir aluminio han de romperse el enlace metálico que mantiene unido a los iones

en la red (0,25 pto)

3 c) El rendimiento de una reacción es el porcentaje de conversión real obtenida frente a la teórica (si

la reacción fuera completa), qué podemos determinar por sencillos cálculos estequiométricos

(utilizando la masa molar de urea, molgMMMMM HNOCurea /60·4·2 ):

22

22

22

2

222 de 60·

de 1

de 60

de 1

de 1· de 1 NHCOg

NHCOmoL

NHCOg

COmoL

NHCOmoLCOmoL

Así el rendimiento puede calcularse según:

P.A.U. 2012-13

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100·60

48100·%

teórica

real

m

mR 80% (1 pto)

d) El porcentaje de nitrógeno en la urea se determina como la contribución a la masa molar, así:

100·60

14·2100·

·2%

urea

N

M

MN 46,7% (1 pto)

4 a) Por sencillos cálculos (utilizando la masa molar del ácido cloroacético,

molgMMMMM HClOCClCOOHCH /5,94·3·2·22

):

· de 1

de 5,94·

disol. 1

de 001,0·disol. 2

2

2

2

22 ClCOOHCHmol

ClCOOHCHg

ClCOOHCHL

ClCOOHCHmolClCOOHCHL 0,189 g CH2ClCOOH

(1 pto)

b) Por otra parte el ácido cloroacético es un ácido débil y necesitaríamos recurrir a cálculos de

equilibrio, así, llamando x a la concentración de ácido que reacciona:

xxxC

C

HClCOOCHClCOOHCH

eq

inic

001,0

00001,0.

22

Y teniendo en cuenta la constante de acidez:

32

2

2 10·3,1001,0][

]]·[[

x

x

ClCOOHCH

HClCOOCHKa

De la resolución de la ecuación de segundo grado correspondiente x=6,62·10-4, y así

410·62,6log]log[HpH 3,17 (0,5 pto)

El grado de disociación es la razón entre la cantidad disociada y la inicial, así:

001,0

10·62,6 4

.

.

inic

reacc

C

C 0,662, o bien =66,2% (0,5 pto, 0,25 puntos si no se plantea como ecuación

de 2º grado, ya que el resultado es absurdo en estas condiciones)

5 La reacción anódica es una reacción de oxidación, en este caso del ion cloruro a gas cloro, según:

eClCl 22 2

Aplicando las leyes de Faraday de la electrolisis ( molgMM ClCl /71·22

):

2 de 39,18

96500·2

50000·71

/·

)(·/)( Clg

molCFn

CQmolgMgm

Qué convertimos en moles con la relación dada por la masa molar:

QUÍMICA

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22

22 259,0

71

1· 39,18 Clmol

Clg

ClmolClg

Y utilizando la ley de los gases ideales en condiciones normales (p=1 atm, T=273 K):

273·082,0·259,0·1

)()····()·()()·( 11

V

KTKmolLatmRmolnLVatmp

Surge un volumen de 5,80 L (2 pto)