Resolución detallada al examen de selectividad de Química UnEx convocatoria de Septiembre 2012-2013

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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-
]=1s2
2s2
2p6
[Mg2+
]=1s2
2s2
2p6
[Fe]=1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d6
[Si]= 1s2
2s2
2p6
3s2
3p2
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:

2. QUÍMICA
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Hg
gHO
Hg
gHO
Cg
gCO
Cg
gCO
de0222,0
18
de2
2001,0
de2667,0
44
de12
9776,0
2
2
2
2


La cantidad de oxígeno surge de la diferencia de masas:
Og de7111,00222,02667,01 
La fórmula empírica resulta de la mínima relación molar entre los elementos que conseguimos
dividiendo todas las cantidades entre la menor:


















Omol
Hmol
Cmol
Og
gO
Omol
gO
Hmol
gH
Hmol
gH
Cmol
gCO
Cmol
gC
de2
de1
de1
de0444,0
16
de1
7111,0
de0222,0
1
de1
0222,0
de0222,0
12
de1
2667,0
0222,0:
2
Luego ésta es CHO2,
La formula molecular es un múltiplo entero de la empírica, siendo el factor multiplicador:
2
2·161·11·12
90
empíricaformulamasa
molarmasa


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:
 
  
 
 
 
 
50
1
2
1
2
1
·
1
2
· 2
2
2
2
2
22
22
2













x
x
V
x
V
x
V
x
V
x
V
x
HI
HI
K p ; 50
1
2

 x
x
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)

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Aplicando la ley de los gases ideales, podemos calcular la presión parcial de cada componente
V
TRn
p i
i
··
 , así:
  


20
723·082,0·1
22
x
PP HI 0,654 atm

20
723·082,0·2x
PHI 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
2
2
4
2
2
2
4
2
8251625GlobalIónicaR.
2·458ReducciónS.
5·2OxidaciónS.






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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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:
entropíadevariaciónentalpíadevariación
absolutaratemperatuGibbsdelibreenergía
·



SH
TG
STHG
Resulta que las reacciones endotérmicas ( 0H ) 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
22
2 de60·
de1
de60
de1
de1
·de1 NHCOg
NHCOmoL
NHCOg
COmoL
NHCOmoL
COmoL 
Así el rendimiento puede calcularse según:

5. P.A.U. 2012-13
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 100·
60
48
100·%
teórica
real
m
m
R 80% (1 pto)
d) El porcentaje de nitrógeno en la urea se determina como la contribución a la masa molar, así:
 100·
60
14·2
100·
·2
%
urea
N
M
M
N 46,7% (1 pto)
4
a) Por sencillos cálculos (utilizando la masa molar del ácido cloroacético,
molgMMMMM HClOCClCOOHCH /5,94·3·2·22
 ):
·
de1
de5,94
·
disol.1
de001,0
·disol.2
2
2
2
2
2
ClCOOHCHmol
ClCOOHCHg
ClCOOHCHL
ClCOOHCHmol
ClCOOHCHL 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:
3
2
2
2
10·3,1
001,0][
]]·[[ 




x
x
ClCOOHCH
HClCOOCH
Ka
De la resolución de la ecuación de segundo grado correspondiente x=6,62·10-4
, y así
  4
10·62,6log]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
 ):
 
  2de39,18
96500·2
50000·71
/·
)(·/
)( Clg
molCFn
CQmolgM
gm 
Qué convertimos en moles con la relación dada por la masa molar:

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2
2
2
2 259,0
71
1
·39,18 Clmol
Clg
Clmol
Clg 
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)