1. El documento presenta información sobre química, incluyendo definiciones de conceptos como órbita de Böhr y orbital, teorías de ácidos y bases, cálculos de concentraciones como molaridad y molalidad, y reacciones químicas. 2. Se explican las teorías de Brönsted-Lowry sobre ácidos y bases, definidos como especies capaces de ceder o aceptar protones, respectivamente. 3. Se muestra el cálculo de la molaridad y molalidad de una disolución ac

1. P.A.U. 2011-2012
Septiembre
QUÍMICA
Opciión A
Opc ón A
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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.
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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:
H 2O H 2O  OH   H 3O 
ácido base ha cedido un protón ha aceptado un protón
 
NH 3  NH 3  NH 2  NH 4
ácido base ha cedido un protón ha aceptado un protón
Si las enfrentamos entre si el agua se comporta como ácido y el amoniaco como base:
H 2 O  NH 3  OH   
NH 4
ácido base ha cedido un protón ha aceptado un protón
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:
1,4 g disolución 63 g soluto 1mol soluto 1000mL
· · ·  14 mol/L
1mLdisolución 100 g disolución 63 g soluto 1L
Y para la molalidad:
63 g soluto 1mol soluto 100 g disolución 1000 g
· · · ·  27,03 mol/kg
100 g disolución 63 g soluto 37 g disolvente 1kg
b) Considerando la reacción de neutralización entre ácido nítrico e hidróxido sódico:
HNO3  NaOH  NaNO3  H 2 O
1,4 g disolHNO3 63 g HNO3 1mol HNO3 1mol NaOH 1000mLNaOH
10mLdisolHNO3 · · · · ·  280 mL
1mLdisolHNO3 100 g disolHNO3 63 g HNO3 1mol HNO3 1mol NaOH
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2. QUÍMICA
a) Teniendo presente el equilibrio de disolución del bromuro cálcico y que la solubilidad (s) es la
concentración de sal disuelta:
CaBr2 ( s )  Ca 2 (aq )  2 Br  (aq )
C eq.  s 2s
La constante del producto de solubilidad será:
K ps  [Ca 2 ]·[ Br  ] 2  s·2 s   4 s 3  4·(2·10 4 ) 3  3,2·10-11
2
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.
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c) Considerando la reacción de combustión de un hidrocarburo genérico:
C x H y  O2  CO2  H 2 O
, 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:
12 g C
0,66 g CO2 ·  0,18 g C 0,210 g hidroc.  0,180 g C  0,03 g H
44 g CO2
1molC 1mol H
0,18 g C ·  0,015molC 0,03 g H ·  0,03mol H
12 g C 1g H
Qué convertimos en una relación de números enteros dividiendo por el valor más pequeño (0,015) con
lo que resulta una fórmula empírica CH2.
d) De acuerdo con la ley de los gases ideales:
p  presión (atm) R  constante de los gases ideales
p·V  nRT V  volumen (L) T  temperatura (K)
n  cantidad de sustancia (mol)
masa( g )
Que podemos reescribir en función de la masa molar ( Mm  ) y de la densidad
n(mol )
masa ( g )
(d  ) como:
volumen( L)
p·Mm  dRT , extraemos un valor de la masa molar, en condiciones normales (p=1 atm; T=273 K)
1,876·0,082·273
Mm   41,99 g·mol 1 =
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La formula molecular es un múltiplo entero de la empírica, siendo el factor multiplicador:
masa molar 41,99
k  3
masa formula empírica 12  2·1
De donde surge una fórmula molecular CH 2 ·3 =C3H6 que se corresponde con la estructura de
propeno CH2=CH-CH3.
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3. P.A.U. 2011-2012
Septiembre
QUÍMICA
Opciión B
Opc ón B
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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 A( g )  1e  A ( g ) . 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)
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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:
An Bm ( s )  nA m  (aq )  mB n  (aq )
C eq.  ns ms
La expresión del producto de solubilidad:
  B 
K ps  A m 
n n m
 ns  ·ms   n n ·m m ·s 
n m nm
Y despejando la solubilidad resulta:
K ps
s  n m
m m ·n n
3 Una reacción química es espontánea si la función de Gibbs ( G ) es negativa. Teniendo en cuenta
que G  H  T ·S , podemos estimar la entalpía del proceso por aplicación de la Ley de Hess a
partir de los datos conocidos:
 1 
 1· C ( graf .)  O2 ( g )  CO ( g )  H 0  110,5kJ / mol
 2 
 1 
 1· C ( graf .)  2 H 2 ( g )  O2 ( g )  CH 3 OH (l )  H 0  239,0kJ / mol
 2 
 CO ( g )  2 H 2 ( g )  CH 3OH (l ) H 0  110,5  239,0  349,5kJ / mol
La entropía del proceso puede calcularse teniendo en cuenta el carácter de función de estado, y así:
0 0
 0 0

S 0   n p S p   n r S r0  S CH 3OH  S CO  2·S H 2  127,0  197,5  2·130,5  331,5 J ·mol 1 K 1
Y así en condiciones estándar (T=25+273=298 K) resulta:
G 0  349,0  298·(0,3315)  448,287kJ / mol
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4. QUÍMICA
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).
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a) El ácido acético es un ácido débil y necesitaríamos recurrir a cálculos de equilibrio, así, siendo el
grado de disociación (   0,015 ) el cociente entre la cantidad que reacciona y la inicial
resultaría:
CH 3 COOH  CH 3 COO   H
C inic. 0,08 0 0
C eq 0,08·(1   ) 0,08 0,08
La expresión de su constante de acidez sería:
[CH 3COO  ]·[ H  ] (0,08 )·(0,08 ) 0,08 2
Ka     1,83·10-5
[CH 3 COOH ] 0,08·(1   ) 1
b) Y así pH   log[ H ]   log(0,08 )   log(0,08·0,015)  2,92

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a) Esta reacción redox es una comproporción (desde dos estados de oxidación se alcanza uno
intermedio). Aplicando el método del ión electrón:
2 6 2 1 7 2 1 2 4 2 1 6 2 1 6 2
Mn S O 4  K Mn O 4  H 2 O  Mn O2  K 2 S O 4  H 2 S O 4
S. Oxidación 
Mn 2  2 H 2 O  MnO2  4 H   2e  ·3 
S. Reducción 
MnO4  4 H   3e   MnO2  2 H 2 O ·2


R. Iónica Global 3Mn 2  2MnO4  2 H 2 O  5MnO2  4 H 

Añadiendo los contraiones necesarios surge:
3MnSO4  2 KMnO4  2 H 2 O  5MnO2  K 2 SO4  2 H 2 SO4
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
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