CUADERNO ROJO Selectividad Química - KALIUM academia -

SSEELLEECCTTIIVVIIDDAADD
José Manuel Bélmez Macías

www.kaliumacademia.com -1-
QQQUUUÍÍÍMMMIIICCCAAA
CCCrrriiittteeerrriiiooosss gggeeennneeerrraaallleeesss
 Conocimientos de los principios básicos y modelos teóricos de la Química.
 Capacidad de razonamiento y deducción que permitan al alumno interrelacionar conceptos y
establecer analogías entre distintas partes de la asignatura.
 Conocimiento y uso correcto del lenguaje químico y utilización adecuada de las unidades.
 Aplicación de los modelos teóricos a la resolución de problemas numéricos, valorando el sentido
químico de los mismos.
 Claridad y coherencia de la exposición, así como capacidad de síntesis.
 Presentación del ejercicio: orden, limpieza, ortografía, sintaxis, etc.
EEEssstttrrruuuccctttuuurrraaa yyy cccaaallliiifffiiicccaaaccciiióóónnn dddeee lllaaa ppprrruuueeebbbaaa
El examen consta de 5 preguntas, de las que un 40% son cuestiones teóricas y un 60% son cuestiones
prácticas
Cada pregunta tiene una valoración máxima de 2 puntos.
 En las preguntas que en las que se pida razonar o justificar la respuesta, el no hacerlo supondrá una
calificación de 0.
 Se valora más el planteamiento y desarrollo correcto de los problemas que los cálculos matemáticos.
Los errores de cálculo se penalizan con un 50% del valor del apartado si el resultado es absurdo o
disparatado.
CCCooonnnssseeejjjooosss úúútttiiillleeesss
 TEORÍA: la respuesta a la pregunta teórica ha de ser clara, completa y concisa, es decir, procura no
andarte por las ramas y responde sólo y exclusivamente a lo que se pregunta, eso si, sin olvidar la
corrección, utilizando adecuadamente la terminología científica y utilizando, en caso de ser necesario
ejemplos y/o representaciones gráficas que revelen adecuadamente que comprendes los conceptos.
Procura no extenderte más allá de uno o dos párrafos y si necesitas apoyarte en fórmulas no olvides
identificar a que magnitud y/o constante hace referencia cada símbolo y sus unidades.
 PROBLEMAS: recuerda que un manojo de fórmulas y números no es suficiente. Comienza el
problema citando la ley o principio químico en el que vas a basar tu cálculo, así como, de ser posible,
una representación gráfica de la situación que denote que comprendes la situación que se plantea.
No hace falta que vayas explicando las operaciones matemáticas más que con una breve reseña, y
sobre todo ten en cuenta que el orden de lectura es de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo,
es decir, evita el uso flechas, asteriscos y otras llamadas, no utilices un resultado que se encuentre
más adelante en el orden de lectura para volver a una expresión que escribiste anteriormente, si es
necesario vuelve a escribirla. Otro aspecto importante es el resultado, queramos o no es la forma
más objetiva que tiene el corrector para determinar si el problema está o no bien resuelto, así que
destácalo sutilmente, por ejemplo con un subrayado, acompáñalo de sus unidades correspondientes
y sobre todo evita resultados absurdos, aunque sean el producto de tus operaciones, por ejemplo,
sería ridículo un resultado como un grado de disociación mayor que la unidad, y pH mayor de 14 o
temperaturas absolutas negativas, entre otras. Recuerda también que, por lo general, sólo puedes
utilizar los datos y constantes que se te proporcionan y ningún otro aunque lo conozcas, así que si
en un problema de electrolisis crees necesitar la constante de Faraday y sin embargo no se te
proporciona es porque quizá no sea imprescindible para resolverlo. No obstante otros datos y
conversiones suelen darse por sabidas, por ejemplo, en las disoluciones el disolvente suele ser
agua, referente a presiones 760 mmHg equivalen a 1 atm, en la conversión de temperaturas:
T(K)=T(C) +273.

QUÍMICA
CCCooonnnttteeennniiidddooosss mmmííínnniiimmmooosss
ESTRUCTURA ATÓMICA Y CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
 Bases experimentales: hipótesis de Planck. Espectros atómicos.
 Modelos atómicos clásicos: modelo de Rutherford. Modelo de Böhr.
 Concepto de orbital atómico. Introducción de los números cuánticos y su significado.
 Hipótesis de De Broglie y principio de Heisemberg.
 Configuraciones electrónicas: principio de exclusión de Pauli. Principio de mínima energía. Principio
de máxima multiplicidad o regla de Hund.
 Sistema Periódico: relación entre la posición de un elemento y su configuración.
 Propiedades periódicas y su variación en el Sistema Periódico. Radio atómico y radio iónico. Energía
de ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad.
ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS
 Concepto de enlace químico. Clasificación de los enlaces químicos.
 Enlace covalente. Formación. Elementos entre los que se establece. Valencia covalente. Estructuras
de Lewis. Enlace covalente coordinado. Teoría del enlace de valencia. Teoría de la hibridación de
orbitales atómicos. Concepto de polaridad de enlace. Geometría de las moléculas. Propiedades de
las sustancias covalentes.
 Enlace iónico. Formación. Elementos entre los que se establece. Valencia iónica. Estudio energético
en la formación del enlace iónico. Energía reticular. Ciclo de Born-Haber. Propiedades de los
compuestos iónicos.
 Enlace metálico. Estudio cualitativo (modelo del gas electrónico). Propiedades de las sustancias
metálicas.
 Fuerzas intermoleculares. Puentes de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals.
 Repaso de la formulación en Química Inorgánica.
LA MATERIA. CÁLCULOS EN REACCIONES QUÍMICAS (revisión de algunos
conceptos para los problemas)
 Disoluciones: formas de de expresar concentraciones.
 Gases: sus leyes.
 Concepto de mol, volumen molar y número de Avogadro.
 Estequiometría.
TRANSFORMACIONES ENERGÉTICAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS.
ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
 Conceptos previos de termodinámica: sistema, estado y magnitudes termodinámicas.
 Primer principio de la termodinámica. Concepto de energía interna.
 Transferencia de calor a presión constante. Concepto de entalpía.
 Entalpías de formación y de combustión.
 Aditividad de las entalpías de reacción: ley de Hess. Diagramas entálpicos.
 Entalpías de enlace.
 Espontaneidad de las reacciones químicas. Concepto de entropía.
 Concepto de energía libre de Gibbs.

PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD
 Variación de la energía libre de Gibbs como criterio de espontaneidad de los procesos químicos.
Influencia de la temperatura.
EQUILIBRIO QUÍMICO
 Reacciones reversibles e irreversibles.
 Sistemas homogéneos y heterogéneos.
 Naturaleza del equilibrio químico. Equilibrio dinámico.
 Ley del equilibrio químico. Constantes de equilibrio: Kc y Kp.
 Relación entre las constantes de equilibrio.
 Factores que modifican el equilibrio químico. Principio de Le Chatelier.
 Concepto de solubilidad. Precipitación. Constante del producto de solubilidad. Efecto del ion común.
ÁCIDOS Y BASES
 Teoría de Arrhenius. Sus limitaciones
 Teoría de Bronsted-Lowry: pares conjugados.
 Fuerza relativa de ácidos y bases. Clasificación.
 Constante de equilibrio Ki.
 Grado de ionización o disociación.
 Sustancias anfóteras.
 Equilibrio de ionización del agua. Producto iónico del agua.
 Concepto de pH. Cálculo del pH.
 Indicadores ácido-base.
 Volumetrías ácidos fuertes – bases fuertes.
 Estudio cualitativo de acidez o basicidad de las disoluciones de sales en agua.
 Estudio de la importancia actual del ácido nítrico, ácido sulfúrico y amoniaco.
INTRODUCCIÓN A LA ELECTROQUÍMICA
 Concepto restringido e oxidación-reducción.
 Concepto electrónico de oxidación-reducción. Número de oxidación. Oxidantes y reductores. Pares
redox.
 Ajuste de ecuaciones de oxidación-reducción por el método del ion-electrón (medio ácido).
 Procesos electroquímicos: pilas galvánicas.
 Potencial del electrodo. Electrodo de referencia. Escala de potenciales normales de reducción de
algunos electrodos.
 Potencial normal de una pila.
 Predicción de reacciones redox.
 Electrolisis. Leyes de Faraday.
 Estudio de alguna aplicación de un proceso redox: las baterías y la corrosión y protección de
metales. Importancia industrial y económica.
QUÍMICA DEL CARBONO
 Hibridación del carbono. Enlaces sigma y pi.
 Las cadenas carbonadas.
 Estudio de los principales grupos funcionales: hidrocarburos, derivados halogenados, alcoholes,
éteres, aldehídos, cetonas, ácidos, ésteres, aminas, amidas y nitrilos.
 Formulación y nomenclatura de los grupos anteriores: alifáticos y aromáticos (sólo un grupo
funcional, aunque éste puede repetirse en la cadena. En ella pueden darse una o varias
instauraciones)
 Concepto de isomería. Isomería plana.

QUÍMICA
 Reacciones orgánicas de oxidación, reducción, sustitución, adición y eliminación aplicadas a las
obtenciones y propiedades de alcoholes, ácidos orgánicos y ésteres.
 Introducción a polímeros y reacciones de polimerización.
PROBLEMAS
 Preparación de disoluciones y cálculo de sus concentraciones (M, N, m, X, g/l, %peso y %volumen)
 Ejercicios de gases y sus leyes.
 Ejercicios sobre átomos, moléculas y moles.
 Cálculos estequiométricos en las reacciones químicas.
 Termoquímica. Ejercicios relacionados con: el primer principio de la termodinámica, entalpías, ley de
Hess, entropía y energía libre de Gibbs.
 Equilibrio químico. Concentraciones en el equilibrio. Cálculo de las constantes Kc y Kp para
sustancias gaseosas y en disolución. Relación entre las constantes de equilibrio.
 Equilibrio heterogéneo. Reacciones de precipitación. Relación entre la solubilidad y la constante del
producto de solubilidad. Efecto del ion común.
 Equilibrio ácido-base. Ácidos y bases fuertes. Constantes de ionización de ácidos y bases débiles en
agua. Grado de ionización. Cálculo del pH. Reacciones de neutralización. Volumetrías ácido-base.
 Reacciones redox. Ajuste de ecuaciones por el método del ion-electrón (medio ácido)
 Sustancias oxidantes y reductoras. Reacciones químicas redox.
 Pilas. Reacciones en los electrodos y en las pilas. Cálculo de la f.e.m. normal de una pila.
 Leyes de Faraday.
 Fórmulas empíricas y moleculares de compuestos orgánicos preferentemente. Isomería. Reacciones
orgánicas de oxidación, reducción, sustitución, adición y eliminación aplicadas a las obtenciones y
propiedades de alcoholes, ácidos orgánicos y ésteres.
PRÁCTICAS
 Conocimiento del material
 Preparación de disoluciones
 Volumetrías ácido-base

ÚÚÚllltttiiimmmooo rrreeepppaaasssooo
A continuación, sin la pretensión de sustituir a tus apuntes y sin que valga más que como un último
repaso de los aspectos más comunes de los exámenes de Química donde se enfatizan los conceptos
en los que solemos dudar y los errores más corrientes a evitar, te recomendamos la lectura de estas
orientaciones, no sin dejar de recordarte que las reglas mnemotécnicas sirven sólo para hacernos
recordar, no para justificar nuestras afirmaciones:
Estructura atómica y sistema periódico
 Posición en el S.P.: dada la configuración electrónica el número del periodo surge del mayor de los
números cuánticos principales utilizados y para el del grupo si la configuración termina en sn
: grupo
n, pn
:grupo n+12 y si es dn
: n+2
 Propiedades periódicas: todas aumentan hacia arriba y hacia la derecha en el S.P. excepto el
tamaño, que este sentido disminuye.
Enlace químico
 Los enlaces entre no metales son covalentes, entre metales son metálicos y entre metal y no metal
son iónicos.
 Hibridación: las preguntas suelen centrarse en los compuestos del carbono y éste utiliza hibridación
sp3
cuando participa en enlaces sencillos, sp2
en los dobles y sp si participa en un triple o en dos
dobles simultáneamente. La justificación de cada una de ellas debe nacer de la necesidad de dejar
más o menos orbitales atómicos p sin combinar para los solapamientos laterales tipo π.
 Geometría: comienza enunciando “Según la Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones en la
Capa de Valencia, que afirma que los pares electrónicos se distribuyen alrededor del átomo central
de manera que se minimicen las interacciones repulsivas entre ellos...”
 La polaridad molecular es el resultado de la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace,
dirigidos en cada uno hacia el elemento más electronegativo.
Disoluciones y estequiometría
 Condiciones normales: T= 0ºC y p=1 atm
 A menos que nos indiquen lo contrario el disolvente es agua.
 Si en un problema de estequiometría tenemos información de dos o más de los reactivos debemos
calcular, aunque no nos lo pidan explícitamente, cuál es el reactivo limitante para basar nuestros
cálculos en él.
 Al aplicar rendimientos, por ejemplo del 85%: si tenemos información de los reactivos y estamos
calculando cantidad de producto el resultado final se multiplica por 85/100 y si partimos de los
productos para calcular reactivos se multiplica por 100/85. De reactivo a reactivo o de producto a
producto no hay que incluir el rendimiento en los cálculos.
Termoquímica
 Criterio egoísta del sistema: las energías son positivas si entran en el sistema (endo) y negativas si
salen (exo).
 Condiciones estándar. T=25 ºC, p=1 atm.
 Recuerda que la constante de los gases R cuando está implicada en cálculos de energía debe
expresarse como 8,314 J·mol-1
·K-1
, y por tanto los calores en J·mol-1
 En el cálculo de entalpías de reacción comienza el problema citando “De acuerdo con la ley de Hess
y con los datos que se proporcionan…”

QUÍMICA
 Más sobre funciones termodinámicas: recuerda que al formular procesos termoquímicos debes
indicar los estados de agregación de cada una de las especies y que al ajustar las reacciones
correspondientes debes dejar como coeficiente el 1 para aquella que le pone “el apellido” a la
reacción.
 Reacciones de formación: el estado natural de los elementos es monoatómico excepto, H2, N2, O2,
F2, Cl2, Br2 e I2. Todos los elementos son sólidos en condiciones estándar excepto H2(g), N2(g),
O2(g), F2(g), Cl2(g), los gases nobles, así como tampoco Br2(l) y Hg(l).
 Reacciones de combustión: en ellas una especie reacciona con oxígeno y rinde CO2(g) y H2O
(líquida en condiciones estándar). Pero cuidado, al quemar C sólo se obtiene CO2 y con H2 sólo se
obtiene H2O.
 Recuerda en cálculos respecto a la energía libre probablemente debas hacer conversiones de
unidades previas, dado que las entalpías suelen expresarse en kJ/mol, y las entropías en J/mol
(evidentemente la temperatura debe expresarse en la escala Kelvin).
Equilibrio químico
 Si tienes información de cantidades iniciales tanto de reactivos como de productos es probable que
debas calcular primero el cociente de reacción para conocer en qué sentido evoluciona.
 Cuidado al establecer constantes de equilibrio, algunos errores muy comunes son los de olvidar los
exponentes, sumar las concentraciones/presiones en lugar de multiplicarlas, olvidar los volúmenes
en Kc o ponerlos en Kp.
 Los sólidos y los líquidos puros no aparecen en las constantes Kc y Kp y no influyen en la posición
del equilibrio.
 Grado de disociación: sólo tiene sentido en el caso de una reacción en la que una especie
reaccionante da lugar a los productos (sólo un reactivo), es igual al cociente de la cantidad,
concentración o presión reaccionante respecto a la inicial, y sobre todo 10   ( 1000 %   ).
 Un porcentaje en volumen coincide con un porcentaje en moles en la fase gaseosa (fracción
molar·100)
 En los problemas sobre desplazamientos de equilibrios químicos comienza así: “De acuerdo con el
principio de Le Chatelier, que establece que si se introduce un cambio en un equilibrio químico éste
se desplaza en el sentido que se oponga a dicho cambio para reestablecerlo, resulta que ...”
Ácidos y bases
 Ácidos fuertes más comunes: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4
 Ácidos débiles más comunes: H3PO4, H2CO3, HF, HClO, ácidos orgánicos (ej: ácido acético
CH3COOH)
 Bases fuertes más comunes: NaOH, KOH
 Bases débiles más comunes: NH3
 Si necesitas disociar un ácido monoprótico del que desconoces su fórmula puede valerte de la
reacción genérica

 HAAH .
 Cuanto mayor es la fortaleza de un ácido o base menor lo es la de la correspondiente especie
conjugada, y viceversa.
 En general en los problemas las especies son débiles si nos proporcionan o nos solicitan información
acerca de las constantes y/o grados de disociación, en caso contrario son ácidos o bases fuertes.
 En disoluciones de sales debes establecer los equilibrios de hidrólisis y justificar que sólo utilizas
aquellos en los que se generan especies débiles.
 Escala de pH: Acido 70  pH // neutro 7pH // básico 147  pH
Reacciones Redox y electroquímica
 Oxidación: perdida de electrones que se traduce en aumento del número de oxidación.
 Reducción: ganancia de electrones que se traduce en descenso del número de oxidación.
 Agente oxidante: especie que se reduce
 Agente reductor: especie que se oxida

 En el ion amonio (NH4
+
) los números de oxidación son N=-3 y H=+1.
 Mayor potencial redox significa mayor tendencia a reducirse, así que en un proceso redox
espontáneo ocurre la reducción del par con mayor potencial y la oxidación del par con menor
potencial.
 Vocal con vocal y consonante con consonante: ánodo-oxidación, cátodo-reducción.
 Notación de pilas: ánodo║cátodo
Reacciones de precipitación
 En los problemas las únicas sales insolubles son aquellas de las que nos proporcionan o nos
solicitan información acerca de las constantes Kps y/o solubilidades
 En los problemas sobre el efecto del ion común hay que tener en cuenta que la solubilidad ha de ser
inferior en presencia que en ausencia de éste.
 Si al aplicar desarrollos rigurosos de las expresiones aparecen ecuaciones de tercer grado o superior
de difícil resolución, probablemente puedas aplicar alguna aproximación como consecuencia de que
las solubilidades molares suelen ser bajas (ej:   sssK ps ·1,0·1,0 33
 )

QUÍMICA
FFFooorrrmmmuuulllaaarrriiiooo rrreeesssuuummmeeennn
Cantidad de sustancia:
 Mol:
AN
partículasn
molgMm
gm
n
º
)/(
)(

 Equivalentes:
)/(
)(
eqgP
gm
n
eq
eq  ,
val
molgMm
Peq
)/(

Disoluciones
 Densidad
V
m
d  *
 Molaridad:
)(
)(
LV
moln
M
disolución
soluto

 Molalidad:
)(
)(
kgm
moln
m
disolvente
soluto

 Normalidad:
)(
)(
LV
n
N
disolución
solutoeq
( valMN · )
 Gramos-litro:
)(
)(
/
LV
gm
Lg
disolución
soluto

 Porcentaje en masa: 100·%
disolución
soluto
m
m
m
 †
 Porcentaje en volumen: 100·%
disolución
soluto
v
v
v

 Fracción molar:
)(
)(
moln
moln
totales
soluto
soluto 
Gases
 Ley de los gases ideales: TRnVp ···  ; TRdMmp ··· 
 Ley de Dalton: pp ii · ,  ipp
Termoquímica
 Primer principio: WQU 
*
Cuidado con la densidad, ya que normalmente esta se refiere a la de la disolución, así que la masa y el
volumen también lo serán de ésta.
†
Los porcentajes son adimensionales por lo que el único detalle a cuidar es que las magnitudes de
numerador y denominador estén en las mismas unidades de medida.

 Trabajo: VpW 
 Calores: TRnQVpQQ VVp ·· ; (   )()( gngnn rp )
 Entalpía de reacción: )()( 000
frrfppr HnHnH   
 Entropía de reacción: )()( 000
rrppr SnSnS  
 Energía libre de Gibbs: STHG 
 Energía libre de Helmholtz: STUF 
Equilibrio químico dDcCbBaA 
 Ley de acción de masas:
   
   ba
dc
c
BA
DC
K  ; b
B
a
A
d
D
c
C
p
pp
pp
K  ( b
B
a
A
d
D
c
C
K


  )
 Relación entre constantes:   n
Cp TRKK

 .· (
n
p pKK 
  ;
n
c
RT
p
KK







  )
 Grado de disociación:
reactivodetotalesmolesdenº
disociadosreactivodemolesdenº
 ; 100·%  
Ácidos y Bases
 ]log[ 
 HpH ;
pH
H 
 10][
 ]log[ 
 OHpOH ;
pOH
OH 
 10][
 14 pOHpH
 Especies polidisociables ·...· 21 KKK 
 Constantes de hidrólisis:
ba
w
h
K
K
K
/

Reacciones redox y electroquímica
 Potencial de pila:
000
ánodocátodopila EEE 
 Leyes de Faraday:
Fn
QMm
gm
·
·
)(  ; )()·()( stAICQ  ; eNF A·
Equilibrios de precipitación )()()( aqmBaqnAsBA nm
mn


Producto de solubilidad:     mnnmmnnm
ps snmBAK 
 ···
Solubilidad: mn
mn
ps
mn
K
s 
·
; )/()·/()/( molgMmLmolsLgs 

QUÍMICA
CCCooonnnssstttaaannnttteeesss
Símbolo Nombre Valor
e Carga del electrón 1,602·10-19
C
h Constante de Planck 6,626·10-34
J·s
RH Constante de Rhydberg 10973731 m-1
me Masa del electrón en reposo 9,109·10-31
kg
mp Masa del protón en reposo 1,673·10-27
kg
mn Masa del neutrón en reposo 1,675·10-27
kg
NA Número de Avogadro 6.022·1023
mol-1
R Constante de los gases 0,082 atm· L-1
·mol-1
·K-1
/ 8.314 J·mol-1
·K-1
F Constante de Faraday 96500 C·mol-1
Kw Constante de autoprotolisis del agua 10-14
mol2
·L-2
(20ºC)
Condiciones normales p=1 atm; T=0 ºC
Condiciones estándar p=1 atm, T=25 ºC
AAAlllggguuunnnooosss fffaaaccctttooorrreeesss dddeee cccooonnnvvveeerrrsssiiióóónnn úúútttiiillleeesss
Magnitud Unidad Símbolo Equivalencia en ud. habituales
Masa kilogramo kg 1 kg=103
g
Volumen centímetro cúbico cm3
(cc) 1 cm3
=1 mL
Presión milímetro de mercurio mmHg 760 mmHg=1 atm
Energía caloría cal 1 cal=4,184 J
Temperatura grado centígrado ºC T(K)=T(ºC)+273

SSSuuupppuuueeessstttooosss ppprrráááccctttiiicccooosss eeexxxiiigggiiibbbllleeesss
Disolución por pesada
PROBLEMA
¿Qué cantidad de hidróxido sódico necesitas para preparar 100 mL de disolución de NaOH 1 M?
MASAS MOLARES (g/mol): Na=23, O=16; H=1
Solución: ___ g
PROCEDIMIENTO
Con ayuda de una espátula o cucharilla pesa en la balanza ___ g de lentejas de NaOH (el sólido se
deposita sobre el vidrio de reloj, nunca sobre los platillos), pasa el sólido a un vaso de precipitados y
añade agua, agitando hasta su disolución (ten cuidado, la disolución del NaOH es un proceso
fuertemente exotérmico). Después trasvasa el contenido del vaso a un matraz aforado de 100 mL
(puedes valerte de un embudo) y enrasa éste con agua (para evitar pérdidas el agua se utiliza primero
para enjuagar el vaso de precipitados) y homogenízala por agitación.
Dilución
PROBLEMA
¿Qué cantidad de ácido clorhídrico comercial del 37% de riqueza y densidad 1,18 g/mL, necesitas para
preparar 250 mL de disolución 0,2 M?
Solución: ____ mL
PROCEDIMIENTO
Con ayuda de la pipeta graduada toma ___ mL de la disolución comercial, viértelos en un matraz
aforado de 250 mL y enrasa hasta la marca con agua. Luego homogeniza la disolución agitándola.

QUÍMICA
Volumetría ácido‐base
PROCEDIMIENTO
El hecho de que los iones procedentes de un ácido reaccionen con los procedentes de las bases de
forma conocida, es de suma utilidad en el análisis químico, dado que, de esta manera, podemos
calcular la concentración de ácido en una disolución
cualquiera sin más que mezclarla con una de base de
concentración perfectamente conocida. Esto se llama
valoración, titulación o volumetría (dado que el método
se basa en la medida de un volumen) . El método
consiste en (ver montaje en la figura) adicionar sobre
cierto volumen de la disolución ácida a analizar (valorar)
unas gotas de indicador tal que su cambio de color sea a
pH = 7 (un indicador es una sustancia química que
posee la propiedad de cambiar de color con el pH, en el
caso que nos ocupa de ácidos y bases fuertes, al
neutralizar los unos con las otras, la disolución
resultante es neutra), y, desde una bureta, ir añadiendo
la disolución básica de concentración conocida hasta
observar el cambio de color (viraje del indicador). En
este punto se cierra la bureta y sabremos que la
cantidad de base consumida habrá sido la necesaria
para neutralizar todo el ácido (lógicamente, también se
pueden valorar disoluciones de base con ácidos). Un
indicador visual que vira a pH=7 es la fenolftaleina:
incoloro (color ácido)→rosa (color básico)
EJEMPLO
1 En la valoración de 100 mL de disolución de HCl se han empleado 80 mL de NaOH 0.3 M. Determinar la
concentración de la disolución ácida.
La reacción de neutralización que tiene lugar es.
OHNaClNaOHHCl 2
Y como se consume todo el HCl de la disolución, teniendo en cuenta la estequiometría:
Moles HCl = moles NaOH gastados
Moles NaOH gastados = MNaOH·VNaOH = 0.3·0.08=0.024 moles
Moles HCl = 0.024 moles
MHCl = 0.024/0.1 = 0.24 mol/L
Bureta cargada con
disolución de
concentración conocida
Erlenmeyer con disolución a
analizar y unas gotas de
ndicador
MONTAJE PARA VOLUMETRÍA

MMMaaattteeerrriiiaaalll dddeee lllaaabbbooorrraaatttooorrriiiooo

QUÍMICA
EEExxxaaammmeeennn rrreeesssuuueeellltttooo (((JJJuuunnniiiooo 222000111111---222000111222)))

QUÍMICA
Resolución
Opción A
2 La polaridad de enlace es una consecuencia de las diferencias de electronegatividad entre los átomos
enlazados y es tanto mayor cuanto más lo son estas diferencias. Por otra parte una molécula es polar
cuando la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace es distinta de cero y apolar cuando es nula,
para lo cual habría que tener en cuenta la geometría, qué, aplicando la TRPECV, resulta ser:
OH
H
H F H H C
H
H
H
H
angular lineal lineal tetraédrica piramidal
N
H
H
H

 

a) Son apolares H2 por no existir diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados y CH4
porque a pesar de existir tal diferencia la suma vectorial de los cuatro débiles momentos dipolares
H→C de enlace lleva a una resultante nula.
b) Teniendo en cuenta que todos los enlaces son de tipo H-X, el enlace más polar corresponde a la
molécula de H-F, por ser el flúor el átomo más electronegativo y por tanto existir mayor diferencia
de electronegatividad.
c) Los enlaces menos polares son los de CH4 por ser el carbono el átomo con menor diferencia de
electronegatividad con H.
d) Presentan enlaces de hidrógeno las moléculas de H2O, HF y NH3 por ser las únicas donde hay
hidrógeno unido a átomos suficientemente electronegativos y con pares de electrones sin
compartir que puedan usarse para éste fin.
3
a) Dada relación:
 
absolutaratemperatuT
)()(idealesgaseslosdecte.R


  gngnn
RTKK rpn
cp
Ambas constantes coinciden cuando la diferencia entre los coeficientes de las especies gaseosas entre
productos y reactivos sea cero ( n =0).
b) Dado que el cociente de reacción (Qc) es una medida de la posición del equilibrio que se calcula
con una expresión análoga a la constante del mismo (Kc). Que Q sea inferior a K significa que la
concentración de productos es inferior a la que debe haber en el equilibrio y por tanto para llegar
a este estado debe formarse más producto y consumirse reactivo, así la reacción evolucionará
hacia la formación de productos.
4
a) De acuerdo con la ley de los gases ideales:
(mol)sustanciadecantidadn
(K)atemperaturT(L)volumenV
idealesgaseslosdeconstanteR(atm)presiónp
·



 nRTVp
Que podemos reescribir en función de la masa molar (
)(
)(
moln
gmasa
Mm  ) y de la densidad
(
)(
)(
Lvolumen
gmasa
d  ) como:

dRTMmp · , extraemos un valor de la masa molar, en condiciones normales (p=1 atm; T=273 K)
1
273·082,0·75,3
Mm =83,95 g·mol-1
b) Considerando la reacción de combustión de un hidrocarburo genérico:
OHCOOHC yx 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:
Hmol
gHO
Hmol
gHO
Cmol
gCO
Cmol
gCO
de36,0
18
de2
24,3
de18,0
44
de1
92,7
2
2
2
2


‡
Qué convertimos en una relación de números enteros dividiendo por el valor más pequeño (0,18) con lo
que resulta una fórmula empírica CH2. La formula molecular es un múltiplo entero de la empírica, siendo
el factor multiplicador:
6
1·212
95,83
empíricaformulamasa
molarmasa


k
De donde surge una fórmula molecular  6·2CH =C6H12
c) De esta forma la reacción de combustión ajustada resulta ser OHCOOHC 222126 669  ,
y por sencillos cálculos estequiométricos:
2
126
2
126
126
126 de251,0
de1
de9
·
de95,83
de1
·de34,2 Omol
HCmol
Omol
HCg
HCmol
HCg 
Con las conversiones de unidades atm
mmHg
atm
mmHgp 921,0
760
1
·700  , KT 35827385  y
empleando la ley de los gases ideales obtenemos:

921,0
358·082,0·251,0
p
nRT
V 8,00 L de O2
5
a) El ácido clorhídrico es un ácido fuerte y que, por tanto, puede considerarse completamente
disociado en sus iones

 ClHHCl , de manera que la concentración de iones hidronio en
la disolución es idéntica a la concentración analítica del ácido y así:
 
05,0log]log[HpH 1,30
Por otra parte el ácido acético es un ácido débil y necesitaríamos recurrir a cálculos de equilibrio, así,
llamando x a la concentración de ácido que reacciona:
xxxC
C
HCOOCHCOOHCH
eq
inic

 
05,0
0005,0.
33
Y teniendo en cuenta la constante de acidez:
5
2
3
3
10·8,1
05,0][
]]·[[ 




x
x
COOHCH
HCOOCH
Ka
De la resolución de la ecuación de segundo grado correspondiente x=9,39·10-4
, y así
  5
10·39,9log]log[HpH 3,02
b) Para que la disolución más ácida (HCl) incremente su pH, debemos recurrir a una dilución tal que
la concentración de iones hidronio sea igual a la calculada para la solución de ácido acético.
‡
No obstante existe un conflicto entre los datos porque si calculamos suma de las masas de carbono e
hidrógeno resulta diferente a la masa total del hidrocarburo.

QUÍMICA
Teniendo en cuenta que ésta coincide con la concentración inicial de HCl y asumiendo la
aditividad de los volúmenes:
OHOHHCl
HCl
VVV
n
22
15
15·05,0
10·39,9 4




Y así OHV 2
783 mL
6
CH3 CH2 CH
O
CH3 C CH3
O
propanal propanona
a)
Isómeros de función
CH2 CH CH2 CH3 CH3 CH CH CH3
but-1-eno but-2-eno
b)
Isómeros de posición
CH3 CH CH CH3
CH3 CH3 CH3 CH2 CH CH2 CH3
CH3
2,3-dimetilbutano 3-metilpentano
c)
Isómeros de cadena
CH3 CH2 O CH3 CH2 CH2 CH3
OH
etilmetiléter propan-1-ol
d)
Isómeros de función

Opción B
1
a) El principio de exclusión de Pauli establece que dentro de un mismo átomo no pueden existir dos
electrones con los cuatro números cuánticos iguales, de esta forma, dado que el valor del número
cuántico secundario (l) depende del tipo de orbital (s=0, p=1, d=2, f=3) y los posibles valores del
número cuántico magnético (m) son desde –l hasta +l de unidad en unidad (2l+1 posibilidades),
para cada uno de los cuales existen dos orientaciones de espín diferentes (+1/2 y -1/2), la
capacidad máxima de un subnivel vendrá dada por 2·(2l+1) así esta quedaría:
subnivel ns np nd nf
l 0 1 2 3
carga máxima 2 6 10 14
Por lo que las configuraciones que cumplen el principio de exclusión de Pauli serán aquellas en las que
sus subniveles no superen esta capacidad máxima, en este ejercicio son 3 y 4.
b) El estado de oxidación se deduce, para los elementos representativos, como el menor del número
de electrones que deben ganar o perder para adquirir una configuración electrónica estable de
gas noble, es decir ns2
np6
, así para el elemento con configuración 3) este será -1 (gana un
electrón) y para el elemento con configuración 4) será +1 (pierde un electrón).
2
a) La espontaneidad de una reacción requiere que la energía libre de Gibbs (∆G) sea negativa, dado
que esta se calcula en función de la entalpía (∆H) y de la entropía (∆S) según:
STHG 
En esta reacción en concreto la variación de entropía resulta ser positiva, dado que en ella un sólido
(muy ordenado) se transforma en líquido y gas (más desordenados), y teniendo en cuenta el signo de la
entalpía que nos proporcionan y que las temperaturas absolutas son siempre positivas, resulta ser el
balance siempre un número negativo, luego la reacción es espontánea a cualquier temperatura.
b) Teniendo en cuenta que en la combustión de un mol de glucosa se generan dos de etanol con la
liberación de 69,4 kJ, y la masa molar del etanol (12·2+1·6+16=46 g·mol-1
) el cálculo resulta
sencillo:


etanolde2
4,69
·
etanolde46
etanolde1
·etanolde00,5
mol
kJ
g
mol
g -3,77 kJ
Es decir se liberan 3,77 kJ
3 La reacción es:
ClNHNaHCONaClOHCONH 43223 
Que resulta estar ajustada sin coeficientes.
Por sencillos cálculos estequiométricos teniendo en cuenta la masa molar de NaHCO3
(23,0+1,0+12,0+3·16,0=84g·mol-1
) resulta:

mol
mol
NaHCOmol
NHmol
NaHCOg
NaHCOmol
NaHCOg
50
100
·
de1
de1
·
de84
de1
·de1000
3
3
3
3
3 23,80 mol de NH3
Con la conversión de unidades, KT 2782735  y empleando la ley de los gases ideales
obtenemos:

2
278·082,0·80,23
p
nRT
V 271,38 L de NH3
4 Teniendo presente el equilibrio de disolución del bromato argéntico:
ssC
aqBrOaqAgsAgBrO
eq 
 
.
33 )()()(

QUÍMICA
Si la disolución está saturada se ha alcanzado el equilibrio de solubilidad de manera que la
concentración de bromato argéntico disuelta coincide con la solubilidad (s) de esta sal así:
1
·0076,0
500,0
3·160,809,107
9,0
)(
)/(
)(
)(
)( 


 Lmol
LV
molgMm
gm
LV
moln
s
disuelta
disueltos
La constante del producto de solubilidad será:
  22
3 0076,0·]]·[[ sssBrOAgK ps 5,82·10-5
5
a) Si hubiera reacción con los iones hidronio (H+
) dado que se introducen metales (Me), la única
posible sería la reducción de H+
y la oxidación de los metales:
2
12
.
2
11.






neMeMeoxidaciónS
HeHreducciónS
n
Dicha reacción sólo ocurre espontáneamente cuando el oxidante presenta un potencial de reducción
mayor que el reductor, así los unicos metales que reaccionarían serían Zn y Fe.
b) Si introducimos ahora un metal (Me) en disolución de ion ferroso, y pretendemos la reducción de
Fe2+
para obtener Fe, debe ocurrir la oxidación del metal, lo cual, de acuerdo con las razones
antes expresadas, sólo tiene lugar cuando el potencial de reducción del metal sea inferior al del
par Fe2+
/Fe, por lo que sólo podría llevarse a cabo con cinc, siendo las semirreacciones:




eZnZnoxidaciónS
FeeFereducciónS
2.
2.
2
2

EEExxxaaammmeeennn rrreeesssuuueeellltttooo (((SSSeeeppptttiiieeemmmbbbrrreee 222000111111---222000111222)))

QUÍMICA

Resolución
Opción A
1
a) La afirmación es falsa dado que a 0ºC el agua es una sustancia sólida y si bien contiene un
número de Avogadro de moléculas por tratarse de la cantidad de un mol, el volumen sólo sería de
22,4 L en condiciones normales si fuera un gas.
b) La órbita de Böhr es una trayectoria definida en torno al núcleo a una distancia constante,
mientras que el concepto de orbital difumina la posición del electrón y es una región del espacio
donde existe una alta probabilidad de encontrarlo sin distancias definidas.
2
a) Según Brönsted y Lowry:
 Ácido: especie química capaz de ceder protones (H+
)
 Base: especie química capaz de aceptar protones (H+
)
b) De acuerdo con esta teoría y teniendo en cuenta que los protones libres en disolución no existen,
si una sustancia tiene comportamiento básico ha de existir otra con comportamiento ácido, y
viceversa, de manera que el comportamiento de cada sustancia es ácido al enfrentarse a bases
más fuertes que ella y básico al enfrentarse a sustancias más ácidas que ella. No obstante
cuando sólo disponemos de una de ellas el comportamiento es anfótero, actuando algunas
moléculas como ácido y otras como base:
protónunaceptadoha
4
protónuncedidoha
233
protónunaceptadoha
3
protónuncedidoha
22




NHNHNHNH
OHOHOHOH
baseácido
baseácido
Si las enfrentamos entre si el agua se comporta como ácido y el amoniaco como base:
protónunaceptadoha
4
protónuncedidoha
32

 NHOHNHOH
baseácido
3
a) Teniendo en cuenta que una riqueza del 63% indica 63 g de ácido nítrico (M=1+14+16·3=63
g/mol) y 37 g de disolvente por cada 100 g de disolución. Para el cálculo de la molaridad
podemos emplear la siguiente serie de conversiones:

L
mL
g
mol
g
g
mL
g
soluto
soluto
disolución
soluto
disolución
disolución
1
1000
·
63
1
·
100
63
·
1
4,1
14 mol/L
Y para la molalidad:

kg
g
g
g
g
mol
g
g
disolvente
disolución
soluto
soluto
disolución
soluto
1
1000
·
37
100
·
63
1
·
100
63
· 27,03 mol/kg
b) Considerando la reacción de neutralización entre ácido nítrico e hidróxido sódico:
OHNaNONaOHHNO 233 

NaOH
NaOH
HNO
NaOH
HNO
HNO
disolHNO
HNO
disolHNO
disolHNO
disolHNO
mol
mL
mol
mol
g
mol
g
g
mL
g
mL
1
1000
·
1
1
·
63
1
·
100
63
·
1
4,1
·10
33
3
3
3
3
3
3
280 mL
4
a) Teniendo presente el equilibrio de disolución del bromuro cálcico y que la solubilidad (s) es la
concentración de sal disuelta:

QUÍMICA
ssC
aqBraqCasCaBr
eq 2
)(2)()(
.
2
2

 
La constante del producto de solubilidad será:
    343222
)10·2·(442·]]·[[ sssBrCaK ps 3,2·10-11
b) Al adicionar KBr, qué es una sal soluble, se disociaría completamente en sus iones (K+ y Br-)
incrementando la concentración de iones bromuro, lo cual, de acuerdo con el principio de Le
Chatelier desplazaría el equilibrio de disociación de CaBr2 hacia el reactivo. En otras palabras,
disminuye la solubilidad de bromuro cálcico por el efecto del ion común.
5
a) Considerando la reacción de combustión de un hidrocarburo genérico:
OHCOOHC yx 222 
, teniendo en cuenta que todo el carbono (M=12 g/mol) del
hidrocarburo termina en forma de CO2 (M=12+16·2=44 g/mol) y qué junto con el hidrógeno (M=1
g/mol) ha de sumar la masa total del hidrocarburo, por sencillos cálculos:
H
H
H
HC
C
C
C
HChidrocC
CO
C
CO
mol
g
mol
gmol
g
mol
g
gggg
g
g
g
03,0
1
1
·03,0015,0
12
1
·18,0
03,0180,0210,018,0
44
12
·66,0 .
2
2


Qué convertimos en una relación de números enteros dividiendo por el valor más pequeño (0,015) con
lo que resulta una fórmula empírica CH2.
b) De acuerdo con la ley de los gases ideales:
(mol)sustanciadecantidadn
(K)atemperaturT(L)volumenV
idealesgaseslosdeconstanteR(atm)presiónp
·



 nRTVp
Que podemos reescribir en función de la masa molar (
)(
)(
moln
gmasa
Mm  ) y de la densidad
(
)(
)(
Lvolumen
gmasa
d  ) como:
dRTMmp · , extraemos un valor de la masa molar, en condiciones normales (p=1 atm; T=273 K)
1
·99,41
1
273·082,0·876,1 
 molgMm =
La formula molecular es un múltiplo entero de la empírica, siendo el factor multiplicador:
3
1·212
99,41
empíricaformulamasa
molarmasa


k
De donde surge una fórmula molecular  3·2CH =C3H6 que se corresponde con la estructura de
propeno CH2=CH-CH3.

Opción B
1
a) El modelo atómico de Böhr viola el principio de incertidumbre en el mismo momento en el que
acepta el cálculo exacto de la posición del electrón (a una distancia a0 del núcleo) en una órbita
circular y también la velocidad de giro del electrón (y con ello su momento lineal), lo cual según
Heissemberg es imposible conocer con precisión y a la vez.
b) La afinidad electrónica es la energía liberada por un átomo en estado gaseoso y fundamental al
captar un electrón y transformarse en su anión mononegativo en estado gaseoso también, de
acuerdo con el proceso )(1)( gAegA 
 . La mayor afinidad por los electrones de los
metales alcalinos al compararla con la de los correspondientes alcalinotérreos se debe a que el
electrón que se incorpora al átomo lo hace en un nivel cuántico dónde sólo existe un electrón
(ns1
) mientras que en los alcalinotérreos ya existen dos electrones completando el orbital s y el
electrón adicional ha de situarse en un orbital más energético (np)
2
a) La solubilidad de un compuesto es la concentración del compuesto que queda en disolución a
una determinada temperatura. En el caso de un electrolito es la concentración de éste que,
pasando a disolución, se disocia en sus iones.
b) Si consideramos el equilibrio de disolución de la sal, teniendo en cuenta la estequiometría del
proceso y llamando s a su solubilidad molar:
msnsC
aqmBaqnAsBA
eq
nm
mn

 
.
)()()(
La expresión del producto de solubilidad:
          mnmnmnmnnm
ps smnmsnsBAK

 ···
Y despejando la solubilidad resulta:
mn
nm
ps
nm
K
s 
·
3 Una reacción química es espontánea si la función de Gibbs ( G ) es negativa. Teniendo en cuenta
que STHG  · , podemos estimar la entalpía del proceso por aplicación de la Ley de Hess a partir
de los datos conocidos:
molkJHlOHCHgHgCO
molkJHlOHCHgOgHgrafC
molkJHgCOgOgrafC
/5,3490,2395,110)()(2)(
/0,239)()(
2
1
)(2.)(·1
/5,110)()(
2
1
.)(·1
0
32
0
322
0
2















La entropía del proceso puede calcularse teniendo en cuenta el carácter de función de estado, y así:
     
 11000000
·5,3315,130·25,1970,127·2 23
KmolJSSSSnSnS HCOOHCHrrpp
Y así en condiciones estándar (T=25+273=298 K) resulta:
molkJG /287,448)3315,0·(2980,3490

Y, por lo tanto, la reacción no sería espontánea (de hecho tampoco lo sería a ninguna otra temperatura
dado que la función de Gibbs siempre sería positiva al serlo siempre T).

QUÍMICA
4
a) El ácido acético es un ácido débil y necesitaríamos recurrir a cálculos de equilibrio, así, siendo el
grado de disociación ( 015,0 ) el cociente entre la cantidad que reacciona y la inicial
resultaría:
 08,008,0)1·(08,0
0008,0.
33

 
eq
inic
C
C
HCOOCHCOOHCH
La expresión de su constante de acidez sería:










1
08,0
)1·(08,0
)08,0)·(08,0(
][
]]·[[ 2
3
3
COOHCH
HCOOCH
Ka 1,83·10-5
b) Y así  
)015,0·08,0log()08,0log(]log[ HpH 2,92
5
a) Esta reacción redox es una comproporción (desde dos estados de oxidación se alcanza uno
intermedio). Aplicando el método del ión electrón:
4
26
2
1
4
26
2
12
2
42
2
1
4
271
4
262 
 OSHOSKOMnOHOMnKOSMn
 
 






HMnOOHMnOMn
OHMnOeHMnO
eHMnOOHMn
45223GlobalIónicaR.
2·234ReducciónS.
3·242OxidaciónS.
224
2
224
22
2
Añadiendo los contraiones necesarios surge:
42422244 25223 SOHSOKMnOOHKMnOMnSO 
b)
 MnSO4: sulfato de manganeso (II) / tetraoxosulfato (VI) de manganeso (II)
 KMnO4: permanganato potásico / tetraoxomanganato (VII) de potasio
 MnO2: óxido de manganeso (IV) / dióxido de manganeso
 K2SO4: sulftato potásico / tetraoxosulfato (VI) de potasio
 H2SO4: ácido sulfúrico / ácido tetraoxosulfúrico (VI) / tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno

CCCooonnnssseeejjjooosss fffiiinnnaaallleeesss
Para terminar esta guía te ofrecemos una serie de consejos no menos importantes para enfrentarte al
examen con las máximas garantías:
 Antes de nada, cuando recibas el examen dedica unos minutos a leer detenidamente los dos
repertorios para elegir aquel en el que más posibilidades tengas, dado que cambiar de opción
significa comenzar con un cuaderno de respuestas nuevo y habrías perdido un tiempo muy valioso.
 Resuelve el examen asegurando puntos, por si se te agota el tiempo. Dado que tienes la opción de
responder las preguntas en cualquier orden, contesta primero aquellas que mejor sepas y reserva el
tiempo final para responder el resto, con ello evitas el riesgo de dejar en blanco las que sabías y
perder una puntuación muy valiosa.
 Utiliza lápiz y goma para realizar tus pruebas y/o cálculos auxiliares en los márgenes del enunciado
del examen, dado que no dispones de más papel y probablemente necesites reutilizarlo.
 Cuida la presentación, ten en cuenta que el corrector es humano y debes hacer que la tarea le sea
agradable, lo cual probablemente, redunde en tu beneficio. De esta forma, no creas que un examen
lleno de líquido corrector queda mejor que uno con tachones, así que piensa antes de escribir,
corrige los menos posible, (si has de tachar hazlo como en este ejemplo) y sobre todo guarda el
orden, teniendo en cuenta que la lectura se realizará de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo,
por lo que evita utilizar resultados posteriores para cálculos que se encuentren precediéndolos y
evita también el uso de flechas u otro tipo de llamadas que ensombrecen la más excelente de las
caligrafías.
¡¡Así que mucha suerte, mucho ánimo y deja los nervios en casa!!

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