Configuración electrónica y propiedades periódicas

Teoría

2026 · Ordinaria · Titular

1A

Considere los elementos cuyos números atómicos son 11 y 16. Conteste a las siguientes cuestiones:

a) Escriba sus configuraciones electrónicas.b) Basándose en la configuración electrónica, explique el grupo y periodo donde se encuentra cada elemento.c) Justifique qué elemento tiene mayor radio atómico.d) Razone cuál es el ion más estable que forma cada elemento.

Configuración electrónicaPropiedades periódicas

a) Las configuraciones electrónicas son:

Elemento con $Z = 11$ (Sodio, $\ce{Na}$ ):

\ce{Na}: 1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^1

Elemento con $Z = 16$ (Azufre, $\ce{S}$ ):

\ce{S}: 1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^4

b) El grupo viene determinado por el número de electrones en la capa de valencia, y el periodo por el número cuántico principal más alto ocupado.

El $\ce{Na}$ tiene su electrón diferenciador en el orbital $3s^1$ : el nivel más alto es $n = 3$ , por lo que pertenece al periodo 3. Tiene 1 electrón de valencia, lo que lo sitúa en el Grupo IA (grupo 1).El $\ce{S}$ tiene su electrón diferenciador en el orbital $3p^4$ : el nivel más alto es también $n = 3$ , por lo que pertenece al periodo 3. Tiene 6 electrones de valencia ( $3s^2\,3p^4$ ), lo que lo sitúa en el Grupo VIA (grupo 16).

c) Para comparar los radios atómicos hay que tener en cuenta la carga nuclear efectiva (

Z_{ef}

) que actúa sobre los electrones de la capa de valencia.

Ambos elementos pertenecen al periodo 3, por lo que sus electrones de valencia están en el mismo nivel energético principal ( $n = 3$ ). Al aumentar el número atómico a lo largo del mismo periodo, el apantallamiento ( $S$ ) crece de forma más lenta que la carga nuclear real ( $Z$ ), por lo que la carga nuclear efectiva $Z_{ef} = Z - S$ aumenta de izquierda a derecha. El $\ce{Na}$ tiene $Z = 11$ y el $\ce{S}$ tiene $Z = 16$ ; aunque el apantallamiento también aumenta, la $Z_{ef}$ sobre los electrones de valencia es mayor en $\ce{S}$ que en $\ce{Na}$ . Una mayor $Z_{ef}$ atrae con más fuerza los electrones hacia el núcleo, contrayendo la nube electrónica. Por tanto, el extbf{ $\ce{Na}$ } tiene mayor radio atómico que el $\ce{S}$ .

d) El ion más estable que forma cada elemento es aquel que le permite alcanzar la configuración electrónica del gas noble más próximo (configuración de octeto).

El $\ce{Na}$ tiene 1 electrón de valencia ( $3s^1$ ). Al perder ese electrón alcanza la configuración del $\ce{Ne}$ ( $1s^2\,2s^2\,2p^6$ ), muy estable. El ion más estable es $\ce{Na^+}$ .El $\ce{S}$ tiene 6 electrones de valencia ( $3s^2\,3p^4$ ). Al ganar 2 electrones completa el subnivel $3p$ y alcanza la configuración del $\ce{Ar}$ ( $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6$ ), muy estable. El ion más estable es $\ce{S^{2-}}$ .

T2: Enlace químico

Tipos de enlace, polaridad, hibridación

Teoría

2026 · Ordinaria · Titular

1B

Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) El

\ce{CH4}

tiene un punto de fusión menor que el

\ce{CCl4}

b) El

\ce{CCl4}

no es soluble en agua.c) El átomo central del

\ce{BF3}

presenta una hibridación

\ce{sp^3}

d) El

\ce{BF3}

es un buen conductor de la electricidad.

Enlace covalentePolaridad de moléculasHibridación

a) VERDADERO. Tanto

\ce{CH4}

como

\ce{CCl4}

son moléculas apolares, por lo que las únicas fuerzas intermoleculares que presentan son las fuerzas de London (dispersión). Estas fuerzas aumentan con la masa molecular y la polarizabilidad de la molécula. La masa molecular del

\ce{CH4}

(

M \approx 16

g/mol) es mucho menor que la del

\ce{CCl4}

(

M \approx 154

g/mol), lo que implica que las fuerzas de dispersión en el

\ce{CCl4}

son significativamente mayores. Por tanto, se necesita más energía para fundir el

\ce{CCl4}

, y el

\ce{CH4}

presenta un punto de fusión menor (

-182\,^\circ\text{C}

frente a

-23\,^\circ\text{C}

).b) VERDADERO. El

\ce{CCl4}

es una molécula apolar: aunque los enlaces

\ce{C-Cl}

son polares individualmente, la geometría tetraédrica regular (

AB_4

) hace que los momentos dipolares se anulen vectorialmente, resultando en un momento dipolar neto nulo. El agua, en cambio, es polar. Según el principio "lo semejante disuelve a lo semejante", una sustancia apolar no es soluble en un disolvente polar como el agua, ya que las interacciones ion-dipolo o dipolo-dipolo del agua no pueden sustituir eficazmente a los enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua. Por tanto, el

\ce{CCl4}

no es soluble en agua.c) FALSO. El boro en

\ce{BF3}

forma 3 enlaces con los tres átomos de flúor y no tiene ningún par de electrones no enlazante en el átomo central. Aplicando la RPECV, la molécula es de tipo

AB_3E_0

, lo que corresponde a una geometría trigonal plana con ángulos de

120^\circ

. Para explicar esta geometría se requiere una hibridación

sp^2

(mezcla de un orbital

s

y dos orbitales

p

), que genera tres orbitales híbridos equivalentes en el mismo plano. Una hibridación

sp^3

daría lugar a cuatro orbitales híbridos y una geometría tetraédrica, lo cual no se corresponde con la estructura real del

\ce{BF3}

.d) FALSO. El

\ce{BF3}

es un compuesto molecular covalente. En estado puro (sólido, líquido o gas) no dispone de iones ni de electrones libres que puedan moverse bajo la influencia de un campo eléctrico. La conducción eléctrica requiere portadores de carga móviles, que solo existen en metales, sales fundidas o disoluciones de electrolitos. Al carecer de estas especies, el

\ce{BF3}

es mal conductor de la electricidad.

T3: Termoquímica

Espontaneidad de reacciones

Teoría

2026 · Ordinaria · Titular

2A

Justifique la espontaneidad de cada uno de los siguientes procesos en función de la temperatura:

a)

\ce{CaCO3(s) -> CaO(s) + CO2(g)}

\Delta H> 0

b)

\ce{2 NO2(g) -> 2 NO(g) + O2(g)}

\Delta H< 0

c)

\ce{Fe(s) + 2 HCl(aq) -> FeCl2(aq) + H2(g)}

\Delta H< 0

d)

\ce{H2(g) + CO(g) -> HCHO(g)}

\Delta H> 0

Energía libre de GibbsEntropíaEntalpía

La espontaneidad de un proceso se determina mediante la Energía Libre de Gibbs: $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ . Un proceso es espontáneo cuando $\Delta G < 0$ . Para analizar cada caso, es necesario determinar el signo de $\Delta S$ a partir de los cambios en el estado de agregación y el número de moles de gas, y luego estudiar la prevalencia del factor entálpico y el factor entrópico según la temperatura.

a)

\ce{CaCO3(s) -> CaO(s) + CO2(g)}

,

\Delta H > 0

En esta reacción se produce un mol de gas a partir de un sólido, lo que supone un aumento del desorden del sistema: $\Delta S > 0$ . Con $\Delta H > 0$ y $\Delta S > 0$ , la expresión de Gibbs queda $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ . A temperaturas bajas, el factor entálpico ( $\Delta H > 0$ ) domina sobre el factor entrópico ( $T\Delta S$ ), resultando $\Delta G > 0$ y el proceso no es espontáneo. A temperaturas altas, el factor entrópico ( $T\Delta S > 0$ ) llega a superar al factor entálpico, haciendo $\Delta G < 0$ , por lo que el proceso es espontáneo solo a temperaturas altas.

b)

\ce{2 NO2(g) -> 2 NO(g) + O2(g)}

,

\Delta H < 0

Se pasa de 2 moles de gas a 3 moles de gas, aumentando el desorden: $\Delta S > 0$ . Con $\Delta H < 0$ y $\Delta S > 0$ , se tiene $\Delta G = \Delta H - T\Delta S < 0$ a cualquier temperatura, ya que ambos términos contribuyen negativamente a $\Delta G$ . El factor entálpico favorece la espontaneidad y el factor entrópico también la favorece. El proceso es espontáneo a cualquier temperatura.

c)

\ce{Fe(s) + 2 HCl(aq) -> FeCl2(aq) + H2(g)}

,

\Delta H < 0

Se genera un mol de gas ( $\ce{H2}$ ) a partir de reactivos sólidos y en disolución, por lo que el desorden aumenta: $\Delta S > 0$ . Con $\Delta H < 0$ y $\Delta S > 0$ , la expresión $\Delta G = \Delta H - T\Delta S < 0$ se cumple a cualquier temperatura, puesto que el factor entálpico y el factor entrópico favorecen simultáneamente la espontaneidad. El proceso es espontáneo a cualquier temperatura.

d)

\ce{H2(g) + CO(g) -> HCHO(g)}

,

\Delta H > 0

Se pasa de 2 moles de gas a 1 mol de gas, disminuyendo el desorden del sistema: $\Delta S < 0$ . Con $\Delta H > 0$ y $\Delta S < 0$ , la expresión $\Delta G = \Delta H - T\Delta S > 0$ a cualquier temperatura, ya que el factor entálpico desfavorece la espontaneidad y el factor entrópico también la desfavorece (al restar $T\Delta S$ con $\Delta S < 0$ , se suma un término positivo). El proceso no es espontáneo a ninguna temperatura.

T4: Cinética química

Velocidad de reacción y factores que la afectan

Teoría

2026 · Ordinaria · Titular

2B

Dada la ecuación elemental $\ce{CO + Cl2 -> COCl2}$ , justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Su ecuación de velocidad es

v= k\ce{[CO][Cl2][COCl2]}

b) La velocidad de reacción varía durante el transcurso de la reacción.c) La constante

k

es independiente de la temperatura.d) Si duplicamos la concentración de

\ce{Cl2}

la velocidad se duplica.

Ley de velocidadOrden de reacciónConstante de velocidad

Al tratarse de una reacción elemental, el orden de reacción coincide con la estequiometría de la ecuación, por lo que la ley de velocidad se deduce directamente de los coeficientes estequiométricos de los reactivos.

a) FALSO. Al ser una reacción elemental, la ecuación de velocidad solo incluye los reactivos, con exponentes iguales a sus coeficientes estequiométricos. En la reacción

\ce{CO + Cl2 -> COCl2}

, ambos reactivos tienen coeficiente 1, por lo que la ley de velocidad correcta es:

v = k\,\ce{[CO][Cl_2]}

El producto $\ce{COCl2}$ no aparece en la ecuación de velocidad, ya que los productos no influyen en la velocidad de una reacción elemental. La afirmación es, por tanto, falsa.

b) VERDADERO. A medida que avanza la reacción, las concentraciones de los reactivos

\ce{CO}

y

\ce{Cl2}

disminuyen. Dado que

v = k\,\ce{[CO][Cl_2]}

, al reducirse las concentraciones, la velocidad de reacción también disminuye a lo largo del tiempo. Por tanto, la velocidad no es constante durante el transcurso de la reacción.c) FALSO. La constante de velocidad

k

depende de la temperatura según la ecuación de Arrhenius:

k = A \cdot e^{-E_a / RT}

donde $E_a$ es la energía de activación, $R$ la constante de los gases y $T$ la temperatura absoluta. Al aumentar la temperatura, $k$ aumenta exponencialmente. Por tanto, $k$ no es independiente de la temperatura.

d) VERDADERO. Según la ley de velocidad

v = k\,\ce{[CO][Cl_2]}

, la reacción es de primer orden respecto a

\ce{Cl2}

. Si se duplica su concentración, la velocidad también se duplica:

v' = k\,\ce{[CO]} \cdot 2\,\ce{[Cl_2]} = 2\,k\,\ce{[CO][Cl_2]} = 2v

La afirmación es, por tanto, verdadera.

T5: Equilibrio químico

Constantes de equilibrio y presiones parciales

Problema

2026 · Ordinaria · Titular

3A

En un recipiente de 2 L, en el que inicialmente se ha hecho el vacío, se introducen 2 g de $\ce{C}$ y 4,4 g de $\ce{CO2}$ y se calienta a 1000 K, estableciéndose el siguiente equilibrio:

\ce{C(s) + CO2(g)} <=> \ce{2 CO(g)}

a) Determine la presión parcial del

\ce{CO}

en el equilibrio, sabiendo que

K_C = 0,164

.b) Calcule

K_P

y la masa de carbono que queda sin reaccionar en el recipiente.

Datos: Masas atómicas relativas: $\ce{C}= 12$ ; $\ce{O}= 16$

Equilibrio heterogéneoConstante KcConstante Kp+1

Calculamos los moles iniciales de cada reactivo:Moles de $\ce{C}$ : $n = \dfrac{2}{12} = 0{,}167$ mol Moles de $\ce{CO2}$ : $n = \dfrac{4{,}4}{44} = 0{,}1$ mol Como $\ce{C}$ es sólido, no aparece en la expresión de $K_C$ . La expresión del equilibrio es:

K_C = \frac{[\ce{CO}]^2}{[\ce{CO2}]}

Tabla ICE (en mol/L, volumen = 2 L):

\begin{array}{|c|c|c|}\hline & \ce{CO2} & \ce{CO} \\ \hline \text{Inicio} & 0{,}1/2 = 0{,}05 & 0 \\ \text{Cambio} & -x & +2x \\ \text{Equilibrio} & 0{,}05 - x & 2x \\ \hline \end{array}

Sustituimos en la expresión de $K_C$ :

0{,}164 = \frac{(2x)^2}{0{,}05 - x} = \frac{4x^2}{0{,}05 - x}

Despejamos la ecuación de segundo grado:

4x^2 = 0{,}164(0{,}05 - x) = 0{,}0082 - 0{,}164x

4x^2 + 0{,}164x - 0{,}0082 = 0

Aplicando la fórmula cuadrática:

x = \frac{-0{,}164 \pm \sqrt{(0{,}164)^2 + 4 \cdot 4 \cdot 0{,}0082}}{2 \cdot 4} = \frac{-0{,}164 \pm \sqrt{0{,}026896 + 0{,}1312}}{8} = \frac{-0{,}164 \pm \sqrt{0{,}158096}}{8}

x = \frac{-0{,}164 \pm 0{,}3976}{8}

Tomamos la solución positiva:

x = \frac{-0{,}164 + 0{,}3976}{8} = \frac{0{,}2336}{8} = 0{,}0292 \text{ mol/L}

a) La concentración de

\ce{CO}

en el equilibrio es

[\ce{CO}] = 2x = 2 \times 0{,}0292 = 0{,}0584

mol/L. La presión parcial del

\ce{CO}

se calcula con la ley del gas ideal:

P_{\ce{CO}} = [\ce{CO}] \cdot R \cdot T = 0{,}0584 \times 0{,}082 \times 1000 = 4{,}79 \text{ atm}

b) Para calcular

K_P

, usamos la relación

K_P = K_C \cdot (RT)^{\Delta n_g}

, donde

\Delta n_g

es la variación de moles gaseosos. En esta reacción,

\Delta n_g = 2 - 1 = 1

:

K_P = K_C \cdot (RT)^{\Delta n_g} = 0{,}164 \times (0{,}082 \times 1000)^1 = 0{,}164 \times 82 = 13{,}45 \text{ atm}

Para la masa de carbono sin reaccionar, los moles de $\ce{C}$ que han reaccionado son iguales a $x$ en moles (no en mol/L), es decir, $x \cdot V = 0{,}0292 \times 2 = 0{,}0584$ mol de $\ce{C}$ consumidos.

n_{\ce{C}, \text{restante}} = 0{,}167 - 0{,}0584 = 0{,}1086 \text{ mol}

m_{\ce{C}} = 0{,}1086 \times 12 = 1{,}30 \text{ g}

Como queda carbono sólido sin reaccionar (1,30 g > 0), la suposición de que $\ce{C}$ no se agota es correcta y el equilibrio es válido.

T6: Equilibrios acido-base

pH, neutralización y estequiometría

Problema

2026 · Ordinaria · Titular

3B

Una disolución acuosa de hidróxido de potasio ( $\ce{KOH}$ ) para uso industrial tiene una riqueza en masa del 40% y densidad 1,515 $\text{g} \cdot \text{mL}^{-1}$

a) Calcule el volumen necesario de esta disolución para preparar 5 L de disolución acuosa de

\text{pH}= 13

.b) A 50 mL de la disolución de uso industrial se le adiciona agua hasta un volumen de 250 mL. Basándose en la reacción correspondiente, calcule el volumen de una disolución acuosa de ácido perclórico (

\ce{HClO4}

) 2 M necesario para neutralizarla.

Datos: Masas atómicas relativas: $\ce{K}= 39$ ; $\ce{O}= 16$ ; $\ce{H}= 1$

DisolucionespHNeutralización+1

a) La disolución tiene pH = 13, por lo que:

\text{pOH} = 14 - 13 = 1 \Rightarrow [\ce{OH^-}] = 0{,}1 \text{ mol/L}

Como el $\ce{KOH}$ es una base fuerte que se disocia completamente, $[\ce{KOH}] = 0{,}1$ mol/L. Los moles de $\ce{KOH}$ necesarios para 5 L de disolución son:

n_{\ce{KOH}} = 0{,}1 \text{ mol/L} \times 5 \text{ L} = 0{,}5 \text{ mol}

La masa molar del $\ce{KOH}$ es $M = 39 + 16 + 1 = 56$ g/mol, por lo que la masa de $\ce{KOH}$ necesaria es:

m_{\ce{KOH}} = 0{,}5 \text{ mol} \times 56 \text{ g/mol} = 28 \text{ g}

Con la riqueza del 40%, la masa de disolución industrial necesaria es:

m_{\text{disol}} = \frac{28 \text{ g}}{0{,}40} = 70 \text{ g}

Usando la densidad para obtener el volumen:

V = \frac{m_{\text{disol}}}{\rho} = \frac{70 \text{ g}}{1{,}515 \text{ g/mL}} = 46{,}2 \text{ mL}

b) Primero se calcula la concentración de la disolución industrial. En 1 L de disolución hay:

m_{\text{disol}} = 1000 \text{ mL} \times 1{,}515 \text{ g/mL} = 1515 \text{ g}

m_{\ce{KOH}} = 1515 \text{ g} \times 0{,}40 = 606 \text{ g}

C_{\text{industrial}} = \frac{606 \text{ g}}{56 \text{ g/mol}} = 10{,}82 \text{ mol/L}

Los moles de $\ce{KOH}$ en 50 mL de la disolución industrial son:

n_{\ce{KOH}} = 10{,}82 \text{ mol/L} \times 0{,}050 \text{ L} = 0{,}541 \text{ mol}

Al añadir agua hasta 250 mL no cambia el número de moles de $\ce{KOH}$ . La reacción de neutralización con el $\ce{HClO4}$ es:

\ce{KOH + HClO4 -> KClO4 + H2O}

La estequiometría es 1:1, por lo que los moles de $\ce{HClO4}$ necesarios son 0,541 mol. El volumen de la disolución de $\ce{HClO4}$ 2 M es:

V_{\ce{HClO4}} = \frac{n}{C} = \frac{0{,}541 \text{ mol}}{2 \text{ mol/L}} = 0{,}2705 \text{ L} \approx 270{,}5 \text{ mL}

T8: Química orgánica

Formulación, reacciones, isomería y hibridación de compuestos orgánicos

Teoría

2026 · Ordinaria · Titular

4A

a) Nombre o formule los siguientes compuestos:

$\ce{CH3CH(NH2)COOH}$ $\ce{CH3CH2CH2CONH2}$ Propanona Etilbenceno

b) Complete la reacción e indique de qué tipo es:

\ce{CH3CH2CH=CH2 + HBr ->}

c) Justifique el tipo de isomería que presenta el compuesto

\ce{CH3CH=CHCH3}

d) Indique la hibridación que presenta cada uno de los carbonos del compuesto

\ce{CH3C#CH}

.

Formulación orgánicaNomenclatura orgánicaReacciones de adición+1

a) Nombre o formula los siguientes compuestos:\

\ce{CH3CH(NH2)COOH}

: ácido 2-aminopropanoico (alanina)\

\ce{CH3CH2CH2CONH2}

: butanamida\ Propanona:

\ce{CH3COCH3}

\ Etilbenceno:

\ce{C6H5CH2CH3}

b) La reacción es una adición electrófila de

\ce{HBr}

al doble enlace. Según la regla de Markovnikov, el hidrógeno se une al carbono con más hidrógenos (carbono menos sustituido), y el bromo al carbono más sustituido:

\ce{CH3CH2CH=CH2 + HBr -> CH3CH2CHBrCH3}

El producto principal es el 2-bromobutano. Se trata de una reacción de adición electrófila.

c) El compuesto

\ce{CH3CH=CHCH3}

(but-2-eno) presenta isomería geométrica (cis-trans), un tipo de estereoisomería. Para que exista, cada carbono del doble enlace debe tener dos sustituyentes distintos. En este caso, el C2 tiene

\ce{CH3}

y

\ce{H}

, y el C3 también tiene

\ce{CH3}

y

\ce{H}

, por lo que se cumple la condición. El doble enlace

\text{C=C}

impide la libre rotación, lo que hace que los grupos puedan disponerse en el mismo lado (cis o Z) o en lados opuestos (trans o E) del plano del doble enlace, dando lugar a dos estereoisómeros distintos que no son superponibles.d) El compuesto

\ce{CH3-C#CH}

es el propino. Analizamos cada carbono:

C1 ( $\ce{CH3}$ -): es el carbono del grupo metilo, unido a tres hidrógenos y a un carbono, con cuatro enlaces simples. Presenta hibridación $sp^3$ .C2 (- $\ce{C}$ #-): es uno de los carbonos del triple enlace. Forma un enlace simple con el C1 y un triple enlace con el C3. Solo tiene dos zonas de densidad electrónica (dos ligandos), por lo que presenta hibridación $sp$ .C3 (# $\ce{CH}$ ): es el otro carbono del triple enlace, unido al C2 mediante triple enlace y a un hidrógeno. También tiene dos zonas de densidad electrónica, por lo que presenta hibridación $sp$ .

T8: Química orgánica

Formulación, grupos funcionales, reacciones y isomería de compuestos orgánicos

Teoría

2026 · Ordinaria · Titular

4B

a) Nombre o formule los siguientes compuestos:

$\ce{CH2=C(CH3)CH=CH2}$ $\ce{CH3C#CCH2CH3}$ Metilpropan-2-ol Fenilamina

b) Nombre el grupo funcional de

\ce{CH3CH2CHO}

.c) Escriba el producto obtenido cuando 1 mol de

\ce{CH3C#CCH2CH3}

reacciona con 2 moles de

\ce{H2}

d) Escriba un isómero de función del compuesto

\ce{CH3CH=CHCH3}

Formulación orgánicaGrupos funcionalesReacciones de hidrogenación+1

a) Nombres y fórmulas:

\ce{CH2=C(CH3)CH=CH2}

: 2-metilbuta-1,3-dieno (isopreno)

\ce{CH3C#CCH2CH3}

: pent-2-inoMetilpropan-2-ol:

\ce{(CH3)3COH}

Fenilamina:

\ce{C6H5NH2}

b)

\ce{CH3CH2CHO}

contiene el grupo funcional aldehído (grupo carbonilo terminal,

-CHO

).c) La reacción de 1 mol de

\ce{CH3C#CCH2CH3}

con 2 moles de

\ce{H2}

es una hidrogenación completa del triple enlace, que produce el alcano correspondiente:

\ce{CH3C#CCH2CH3 + 2H2 -> CH3CH2CH2CH2CH3}

El producto obtenido es pentano, $\ce{CH3CH2CH2CH2CH3}$ .

d)

\ce{CH3CH=CHCH3}

es un alqueno (but-2-eno). Un isómero de función tiene la misma fórmula molecular (

\ce{C4H8}

) pero diferente grupo funcional. Por ejemplo, un cicloalcano: ciclobutano,

\ce{C4H8}

(ciclo de cuatro carbonos).

\ce{C4H8} ext{ (ciclobutano)}

Actividad competencial

Redox, estequiometría, equilibrio de solubilidad y formulación inorgánica

Competencial

2026 · Ordinaria · Titular

5

ARSÉNICO O EL LUJO DE BEBER UN VASO DE AGUA POTABLE

El arsénico se conoce desde tiempos remotos y ha tenido múltiples usos en diversas áreas, desde la medicina hasta la industria. Se trata de un elemento esencial para la vida y, sin embargo, se da la gran paradoja de que también es muy tóxico. Una exposición continuada a este elemento causa lesiones en la piel, neuropatías y aumenta significativamente el riesgo de padecer cáncer. A esto hay que añadir que es el contaminante natural más abundante de las aguas subterráneas, lo que constituye un motivo de gran preocupación a nivel mundial. Para proteger la salud humana, el nivel máximo permitido de arsénico en agua potable establecido por la Organización Mundial de la Salud (OMS) es de 0,01 $\text{mg} \cdot \text{L}^{-1}$ Hasta la fecha, se han desarrollado diversas técnicas para la eliminación de este contaminante del agua potable. Una de las más habituales conlleva la oxidación de $\ce{H3AsO3}$ (forma predominante en ambientes donde no hay oxígeno) a $\ce{H3AsO4}$ y posterior precipitación en forma de un compuesto altamente insoluble. Se sabe que con oxígeno la reacción de oxidación ocurre muy lentamente, alcanzando un rendimiento del 57% al cabo de 5 días, lo que obliga a usar otros agentes oxidantes mucho más rápidos, tales como $\ce{Cl2}$ , peróxido de hidrógeno, $\ce{HClO}$ o permanganato de potasio. Para eliminar el arsénico del agua y hacerla apta para el consumo humano, es habitual añadir $\ce{FeCl3}$ que genera hidróxido de hierro(III). Este reacciona con el ácido arsénico formando $\ce{FeAsO4}$ , compuesto muy poco soluble ( $K_S= 6,3\cdot 10^{-21}$ ).

a) Escriba y ajuste la reacción de oxidación del

\ce{H3AsO3}

a

\ce{H3AsO4}

con

\ce{O2}

en medio ácido empleando el método del ion-electrón.b) Sabiendo que el aire contiene un 21% en volumen de

\ce{O2}

, ¿qué volumen de aire, medido a 273 K y 1 atm, se debe burbujear por mol de

\ce{H3AsO3}

en un agua natural contaminada? ¿Qué volumen del oxígeno quedaría sin reaccionar al cabo de 5 días?c) Demuestre que, tras precipitar

\ce{FeAsO4}

, el agua tratada cumple las recomendaciones de la OMS.d) Nombre o formule según corresponda las sustancias que aparecen en negrita en el texto.

Masa atómica relativa: $\ce{As}= 75$

RedoxEstequiometría de gasesEquilibrio de solubilidad+1

a) Ajuste de la reacción de oxidación de

\ce{H3AsO3}

a

\ce{H3AsO4}

con

\ce{O2}

en medio ácido:

Semirreacción de oxidación (As pasa de +3 a +5):

\ce{H3AsO3 + H2O -> H3AsO4 + 2H+ + 2e-}

Semirreacción de reducción ( $\ce{O2}$ se reduce a $\ce{H2O}$ ):

\ce{O2 + 4H+ + 4e- -> 2H2O}

Se multiplica la semirreacción de oxidación por 2 para igualar los electrones:

\ce{2H3AsO3 + 2H2O -> 2H3AsO4 + 4H+ + 4e-}

Ecuación global ajustada:

\ce{2H3AsO3 + O2 -> 2H3AsO4}

b) Volumen de aire necesario y volumen de

\ce{O2}

sin reaccionar al cabo de 5 días:

Según la estequiometría de la reacción ajustada, 2 mol de $\ce{H3AsO3}$ reaccionan con 1 mol de $\ce{O2}$ , por lo que 1 mol de $\ce{H3AsO3}$ requiere 0,5 mol de $\ce{O2}$ .Volumen molar a 273 K y 1 atm (condiciones normales, CN):

V = nRT/P = 0{,}5 \times 0{,}082 \times 273 / 1 = 11{,}2 \text{ L de } \ce{O2}

El aire contiene un 21% en volumen de $\ce{O2}$ , por lo que el volumen de aire necesario es:

V_{\text{aire}} = \frac{11{,}2}{0{,}21} = 53{,}3 \text{ L de aire}

Al cabo de 5 días el rendimiento es del 57%, es decir, solo reacciona el 57% del $\ce{H3AsO3}$ . Por tanto, solo se consume el 57% del $\ce{O2}$ estequiométrico:

V_{\ce{O2}\text{ reaccionado}} = 11{,}2 \times 0{,}57 = 6{,}38 \text{ L}

V_{\ce{O2}\text{ sin reaccionar}} = 11{,}2 - 6{,}38 = 4{,}82 \text{ L}

c) Demostración de que el agua tratada cumple las recomendaciones de la OMS tras precipitar

\ce{FeAsO4}

:

La solubilidad de $\ce{FeAsO4}$ viene dada por el producto de solubilidad $K_S = [\ce{Fe^3+}][\ce{AsO4^3-}] = 6{,}3 \cdot 10^{-21}$ . En la disolución saturada, $[\ce{Fe^3+}] = [\ce{AsO4^3-}] = s$ , luego:

s^2 = 6{,}3 \cdot 10^{-21} \Rightarrow s = \sqrt{6{,}3 \cdot 10^{-21}} = 7{,}94 \cdot 10^{-11} \text{ mol/L}

Esta concentración corresponde a la concentración máxima de $\ce{AsO4^3-}$ en el agua, que equivale a la de As disuelto. Convirtiendo a $\text{mg} \cdot \text{L}^{-1}$ (masa atómica de As = 75 g/mol):

m_{\text{As}} = 7{,}94 \cdot 10^{-11} \text{ mol/L} \times 75 \text{ g/mol} = 5{,}95 \cdot 10^{-9} \text{ g/L} = 5{,}95 \cdot 10^{-6} \text{ mg/L}

Como $5{,}95 \cdot 10^{-6}\text{ mg/L} \ll 0{,}01\text{ mg/L}$ , el agua tratada cumple ampliamente las recomendaciones de la OMS.

d) Nombre o fórmula de las sustancias en negrita:Peróxido de hidrógeno:

\ce{H2O2}

Permanganato de potasio:

\ce{KMnO4}

Hidróxido de hierro(III):

\ce{Fe(OH)3}

T1: Estructura atómica

Configuración electrónica y propiedades periódicas

Teoría

2025 · Ordinaria · Reserva

1A

Los números atómicos de los elementos X e Y son 20 y 34, respectivamente.

a) Razone a qué grupo y periodo pertenece cada uno de ellos.b) Escriba las configuraciones electrónicas de los iones

\ce{X^{2+}}

e

\ce{Y^{2-}}

.c) Justifique cuál de los dos elementos será más electronegativo.d) Explique cuál de los dos elementos tendrá menor radio.

Configuración electrónicaPropiedades periódicas

Configuraciones electrónicas y propiedades periódicas de los elementos X e Y

a) Escriba la configuración electrónica de los elementos X (Z = 20) e Y (Z = 34).

Para el elemento $\ce{X}$ ( $Z=20$ ), siguiendo el principio de Aufbau (orden creciente de energía), el principio de exclusión de Pauli y la regla de máxima multiplicidad de Hund, los electrones se distribuyen de la siguiente forma:

1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2

Para el elemento $\ce{Y}$ ( $Z=34$ ), aplicando los mismos principios de configuración electrónica, se obtiene:

1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^{10} 4p^4

b) Determine la posición de cada elemento en la tabla periódica.

El elemento $\ce{X}$ tiene su electrón diferenciador en el orbital $4s$ , por lo que pertenece al periodo 4 y al grupo 2 (alcalinotérreos). El elemento $\ce{Y}$ tiene su configuración de valencia en $4s^2 4p^4$ , lo que lo sitúa en el periodo 4 y en el grupo 16 (anfígenos).

c) Justifique la variación del radio atómico entre ambos elementos.

Ambos elementos se encuentran en el mismo periodo ( $n=4$ ), por lo que sus electrones de valencia están en el mismo nivel de energía principal. Al pasar de $\ce{X}$ ( $Z=20$ ) a $\ce{Y}$ ( $Z=34$ ), el número de protones en el núcleo aumenta considerablemente. Aunque el número de electrones también aumenta, el apantallamiento ( $S$ ) de los electrones internos y del mismo nivel no compensa el incremento de la carga nuclear ( $Z$ ). Como consecuencia, la carga nuclear efectiva ( $Z_{ef} = Z - S$ ) que experimentan los electrones de valencia es mayor en $\ce{Y}$ que en $\ce{X}$ . Esta mayor $Z_{ef}$ provoca una atracción más fuerte del núcleo sobre la nube electrónica, resultando en un menor radio atómico para $\ce{Y}$ . Por lo tanto, el radio atómico de $\ce{X}$ es mayor que el de $\ce{Y}$ .

T2: Enlace químico

Tipos de enlace y propiedades de las sustancias

Teoría

2025 · Ordinaria · Reserva

1B

Identifique el tipo de enlace de las sustancias y explique las siguientes afirmaciones:

a) El cloruro de sodio (

\ce{NaCl}

) es soluble en agua.b) El hierro es conductor de la electricidad.c) El metano (

\ce{CH4}

) tiene bajo punto de fusión.d) El tetracloruro de carbono (

\ce{CCl4}

) es insoluble en agua.

Enlace iónicoEnlace metálicoEnlace covalente

a) El cloruro de sodio (

\ce{NaCl}

) presenta enlace iónico, formado por la atracción electrostática entre los iones

\ce{Na+}

y

\ce{Cl-}

. Es soluble en agua debido a que esta es un disolvente polar que establece interacciones ion-dipolo con los iones de la red cristalina. Cuando la energía de solvatación liberada por la interacción de los polos de las moléculas de agua con los iones compensa la energía reticular del cristal, se produce la disolución de la sal.b) El hierro posee enlace metálico. Según el modelo de la nube de electrones, los átomos de hierro pierden sus electrones de valencia para formar una red de cationes metálicos fijos, rodeados por un mar de electrones deslocalizados que tienen libertad de movimiento por todo el cristal. Bajo la influencia de una diferencia de potencial, estos electrones pueden desplazarse fácilmente, lo que justifica su elevada conductividad eléctrica.c) El metano (

\ce{CH4}

) es una sustancia con enlace covalente que forma moléculas discretas. Presenta una geometría tetraédrica (\text{tipo } AB_4) en la que el carbono central hibrida en

sp^3

. Debido a la simetría de la molécula, los momentos dipolares de los enlaces

\ce{C-H}

se anulan, resultando en una molécula apolar. Las fuerzas intermoleculares presentes son únicamente de dispersión de London, que son muy débiles y requieren muy poca energía térmica para ser vencidas, lo que explica su bajo punto de fusión.d) El tetracloruro de carbono (

\ce{CCl4}

) presenta enlaces covalentes. Al igual que el metano, su geometría es tetraédrica (\text{tipo } AB_4), lo que provoca que la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces

\ce{C-Cl}

sea nula, dando lugar a una molécula apolar. Dado que el agua es un disolvente muy polar y no se pueden establecer interacciones intermoleculares eficaces entre moléculas apolares y polares (siguiendo el principio de que lo semejante disuelve a lo semejante), el

\ce{CCl4}

es insoluble en agua.

T5: Equilibrio químico

Principio de Le Chatelier

Teoría

2025 · Ordinaria · Reserva

2A

Explique cómo afectan los siguientes cambios al equilibrio:

\ce{H2(g) + I2(g)} \rightleftharpoons \ce{2HI(g)} \quad \Delta H = 51{,}8\ \text{kJ}

a) Elevar la temperatura.b) Retirar

\ce{H2}

c) Introducir HI.d) Añadir un catalizador.

Le ChatelierEquilibrio de gases

Se analiza el comportamiento del siguiente equilibrio termoquímico frente a diversas perturbaciones externas:

\ce{H2(g) + I2(g)} <=> \ce{2HI(g)} \quad \Delta H = 51{,}8 \text{ kJ}

Para mostrar las cantidades de las especies presentes en el sistema, se establece la siguiente tabla ICE (Inicio, Cambio, Equilibrio):

\begin{array}{|l|c|c|c|} \hline & \ce{H2(g)} & \ce{I2(g)} & \ce{2HI(g)} \\ \hline n_{inicial} & n_0(\ce{H2}) & n_0(\ce{I2}) & n_0(\ce{HI}) \\ \hline \text{Cambio} & -x & -x & +2x \\ \hline n_{equilibrio} & n_0(\ce{H2}) - x & n_0(\ce{I2}) - x & n_0(\ce{HI}) + 2x \\ \hline \end{array}

De acuerdo con el Principio de Le Chatelier, cuando se introduce una modificación en un sistema en equilibrio, este se desplazará en el sentido que tienda a contrarrestar dicha modificación.

a) Efecto de la temperatura

Dado que $\Delta H = 51{,}8 \text{ kJ} > 0$ , la reacción es endotérmica en sentido directo. Según el Principio de Le Chatelier, un aumento de la temperatura favorecerá el sentido en el que se absorbe calor. Por tanto, el equilibrio se desplazará hacia la formación de productos (derecha), aumentando la concentración de $\ce{HI}$ . Una disminución de la temperatura desplazará el equilibrio en el sentido exotérmico (izquierda).

b) Efecto de la presión y el volumen

El efecto de la presión depende de la variación del número de moles de las especies gaseosas en la ecuación ajustada:

\Delta n_g = \sum n_{productos} - \sum n_{reactivos} = 2 - (1 + 1) = 0

Debido a que $\Delta n_g = 0$ , un aumento o disminución de la presión total (o del volumen del recipiente) no provoca ningún desplazamiento en el equilibrio, ya que no existe un sentido que suponga una reducción o aumento en el número de moléculas gaseosas.

c) Efecto de la concentración

Si se aumenta la concentración de los reactivos ( $\ce{H2}$ o $\ce{I2}$ ), el sistema tenderá a consumirlos desplazándose hacia la derecha. Del mismo modo, si se retira $\ce{HI}$ a medida que se forma, el sistema evolucionará hacia la derecha para intentar restablecer el valor de la constante de equilibrio.

T6: Equilibrios acido-base

Teoría de Brönsted-Lowry y pH

Teoría

2025 · Ordinaria · Reserva

2B

a) Razone, según la teoría de Brönsted-Lowry, si el ácido conjugado de una base fuerte es un ácido fuerte.b) Escriba la reacción del

\ce{CN-}

en agua, identificando los pares ácido-base conjugados.c) Explique si al disolver

\ce{NaNO3}

en agua el pH cambia.d) Justifique cuál o cuáles de las especies

\ce{HCO3-}

,

\ce{CO3^{2-}}

y

\ce{H2CO3}

son anfóteras.

Brönsted-LowryHidrólisisSustancias anfóteras

a) Falso.

Según la teoría de Brönsted-Lowry, una base fuerte es aquella que acepta protones de manera muy eficiente, disociándose completamente en disolución acuosa. Su ácido conjugado se forma al aceptar un protón.Si la base es fuerte, su tendencia a aceptar un protón es muy alta, lo que implica que la reacción inversa (el ácido conjugado cediendo un protón) es muy desfavorable. Por lo tanto, el ácido conjugado de una base fuerte será un ácido muy débil, con poca tendencia a ceder protones.

b) La reacción de

\ce{CN-}

en agua es la siguiente:

\ce{CN- (aq) + H2O (l) <=> HCN (aq) + OH- (aq)}

Los pares ácido-base conjugados son:Par 1: $\ce{H2O}$ (ácido) / $\ce{OH-}$ (base conjugada)Par 2: $\ce{HCN}$ (ácido conjugado) / $\ce{CN-}$ (base)

c) Al disolver

\ce{NaNO3}

en agua, el pH no cambia.

El $\ce{NaNO3}$ es una sal que se disocia completamente en agua para formar iones $\ce{Na+}$ y $\ce{NO3-}$ :

\ce{NaNO3 (s) -> Na+ (aq) + NO3- (aq)}

El ion $\ce{Na+}$ proviene de una base fuerte ( $\ce{NaOH}$ ), por lo que es un ácido conjugado muy débil que no reacciona significativamente con el agua. El ion $\ce{NO3-}$ proviene de un ácido fuerte ( $\ce{HNO3}$ ), por lo que es una base conjugada muy débil que tampoco reacciona significativamente con el agua.Dado que ni el catión ni el anión hidrolizan el agua (es decir, no producen $\ce{H3O+}$ ni $\ce{OH-}$ ), la concentración de estos iones no se altera por la sal. Por lo tanto, el $\ce{NaNO3}$ es una sal neutra y su disolución en agua no cambia el pH, que se mantiene en 7 (a 25 $^\circ\text{C}$ ).

d) Las especies anfóteras son aquellas que pueden actuar tanto como ácido como como base. Analizamos cada especie:

$\ce{H2CO3}$ (ácido carbónico): Como ácido (cede un protón):

\ce{H2CO3 (aq) + H2O (l) <=> HCO3- (aq) + H3O+ (aq)}

Como base (acepta un protón): El $\ce{H2CO3}$ tiene una capacidad muy limitada para aceptar un protón, ya que no tiene pares de electrones libres fácilmente accesibles o sitios básicos fuertes. Generalmente no se considera anfótero en este sentido. $\ce{HCO3-}$ (ion bicarbonato): Como ácido (cede un protón):

\ce{HCO3- (aq) + H2O (l) <=> CO3^{2-} (aq) + H3O+ (aq)}

Como base (acepta un protón):

\ce{HCO3- (aq) + H2O (l) <=> H2CO3 (aq) + OH- (aq)}

Dado que $\ce{HCO3-}$ puede ceder un protón para formar $\ce{CO3^{2-}}$ y también puede aceptar un protón para formar $\ce{H2CO3}$ , es una especie anfótera. $\ce{CO3^{2-}}$ (ion carbonato): Como ácido: El $\ce{CO3^{2-}}$ no tiene protones para ceder, por lo que no puede actuar como ácido de Brönsted-Lowry.Como base (acepta un protón):

\ce{CO3^{2-} (aq) + H2O (l) <=> HCO3- (aq) + OH- (aq)}

El $\ce{CO3^{2-}}$ actúa como base, pero no puede actuar como ácido. Por lo tanto, no es una especie anfótera.En resumen, de las especies dadas, solo el $\ce{HCO3-}$ es anfótero.

T3: Termoquímica

Entropía y espontaneidad

Problema

2025 · Ordinaria · Reserva

3A

a) Calcule la variación de entropía que tiene lugar en la combustión del etanol:

\ce{CH3CH2OH(l) + 3O2(g)} -> \ce{2CO2(g) + 3H2O(l)}

b) Calcule a partir de qué temperatura será espontánea la reacción anterior.

Datos:

Especie	$\ce{O2(g)}$	$\ce{CO2(g)}$	$\ce{H2O(l)}$	$\ce{CH3CH2OH(l)}$
$S^0 (\text{J} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1})$	$204,8$	$213,8$	$69,8$	$160,5$
$\Delta H_f^0 (\text{kJ} \cdot \text{mol}^{-1})$	$0$	$-393,5$	$-285,8$	$-277,3$

EntropíaEspontaneidadEnergía libre de Gibbs

a) La variación de entropía estándar de la reacción se calcula como:

\Delta S^0_{rxn} = \sum S^0_{\text{productos}} - \sum S^0_{\text{reactivos}}

\Delta S^0_{rxn} = [2 \cdot S^0(\ce{CO2(g)}) + 3 \cdot S^0(\ce{H2O(l)})] - [S^0(\ce{CH3CH2OH(l)}) + 3 \cdot S^0(\ce{O2(g)})]

\Delta S^0_{rxn} = [2 \cdot 213{,}8 + 3 \cdot 69{,}8] - [160{,}5 + 3 \cdot 204{,}8]

\Delta S^0_{rxn} = [427{,}6 + 209{,}4] - [160{,}5 + 614{,}4]

\Delta S^0_{rxn} = 637{,}0 - 774{,}9 = -137{,}9 \; \text{J} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}

La variación de entropía es negativa, lo que es coherente con la disminución del número de moles de gas en la reacción (pasan de 3 moles de gas a 2 moles de gas).

b) Para determinar la temperatura a partir de la cual la reacción es espontánea, primero calculamos

\Delta H^0_{rxn}

:

\Delta H^0_{rxn} = \sum \Delta H^0_{f,\text{productos}} - \sum \Delta H^0_{f,\text{reactivos}}

\Delta H^0_{rxn} = [2 \cdot (-393{,}5) + 3 \cdot (-285{,}8)] - [(-277{,}3) + 3 \cdot 0]

\Delta H^0_{rxn} = [-787{,}0 + (-857{,}4)] - [-277{,}3]

\Delta H^0_{rxn} = -1644{,}4 + 277{,}3 = -1367{,}1 \; \text{kJ} \cdot \text{mol}^{-1}

Para que la reacción sea espontánea se debe cumplir $\Delta G < 0$ . Aplicando la ecuación de Gibbs:

\Delta G = \Delta H - T \Delta S < 0

Dado que el factor entálpico ( $\Delta H^0 = -1367{,}1 \; \text{kJ} \cdot \text{mol}^{-1}$ ) es negativo y el factor entrópico ( $\Delta S^0 = -137{,}9 \; \text{J} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$ ) es también negativo, el término $-T\Delta S$ es positivo y crece con la temperatura, oponiéndose a la espontaneidad. La reacción será espontánea cuando el factor entálpico predomine sobre el factor entrópico, es decir, a temperaturas suficientemente bajas. La condición límite ( $\Delta G = 0$ ) permite calcular la temperatura máxima por encima de la cual la reacción deja de ser espontánea:

T = \frac{\Delta H}{\Delta S} = \frac{-1367{,}1 \times 10^3 \; \text{J} \cdot \text{mol}^{-1}}{-137{,}9 \; \text{J} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}} = 9914 \; \text{K}

La reacción es espontánea ( $\Delta G < 0$ ) para temperaturas inferiores a $9914 \; \text{K}$ , lo que en condiciones normales significa que la combustión del etanol es siempre espontánea.

T7: Equilibrios redox

Ajuste redox y estequiometría

Problema

2025 · Ordinaria · Reserva

3B

Una forma de obtener $\ce{Cl2}$ gaseoso en el laboratorio es adicionar ácido clorhídrico sobre dióxido de manganeso sólido, produciéndose la siguiente reacción:

\ce{HCl(ac) + MnO2(s)}

->

\ce{Cl2(g) + MnCl2(ac) + H2O(l)}

a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón.b) Si se han obtenido

10,3 \text{ L}

de

\ce{Cl2(g)}

a una temperatura de

22 \, ^\circ\text{C}

y una presión de

0,99 \text{ atm}

, ¿cuál ha sido el rendimiento de la reacción si se han empleado

47,5 \text{ g}

de

\ce{MnO2}

en exceso de

\ce{HCl}

?

Datos: $R = 0,082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$ ; Masas atómicas relativas: $\ce{O} = 16$ ; $\ce{Cl} = 35,5$ ; $\ce{Mn} = 55$

Ajuste ion-electrónEstequiometríaRendimiento de reacción

a) Ajuste de la reacción química mediante el método del ion-electrón en medio ácido.

\ce{2 Cl^-} -> \ce{Cl2 + 2 e^-}

\ce{MnO2 + 4 H^+ + 2 e^-} -> \ce{Mn^{2+} + 2 H2O}

\ce{MnO2 + 4 H^+ + 2 Cl^-} -> \ce{Mn^{2+} + Cl2 + 2 H2O}

\ce{MnO2 + 4 HCl} -> \ce{MnCl2 + Cl2 + 2 H2O}

b) Cálculo de las masas molares de las especies químicas a partir de las masas atómicas proporcionadas.

M(\ce{MnO2}) = 55 + (2 \cdot 16) = 87 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}

M(\ce{HCl}) = 1 + 35,5 = 36,5 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}

M(\ce{Cl2}) = 2 \cdot 35,5 = 71 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}

c) Determinación de la cantidad de sustancia y volumen gaseoso de

\ce{Cl2}

utilizando la constante de los gases ideales (

R

).

A partir de la estequiometría de la reacción, por cada mol de $\ce{MnO2}$ que reacciona se produce un mol de $\ce{Cl2}$ . El volumen de cloro gaseoso se puede calcular mediante la ecuación de los gases ideales:

V = \frac{n \cdot R \cdot T}{P}

Donde $n$ representa los moles de $\ce{Cl2}$ obtenidos, $R = 0,082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$ y $T$ es la temperatura absoluta en Kelvin.

T0: Formulación

Nomenclatura orgánica

Teoría

2025 · Ordinaria · Reserva

4A

Nombre o formule los siguientes compuestos:

a) CH2=CH-CH2OHb) CH3-C(CH3)2-C≡CHc) Propanamidad) Ácido benzoico

Formulación orgánicaAlcoholesAlquinos

a) Prop-2-en-1-olb) 3,3-dimetilbut-1-inoc)

\ce{CH3CH2CONH2}

d)

\ce{C6H5COOH}

T8: Química orgánica

Isomería y reactividad orgánica

Teoría

2025 · Ordinaria · Reserva

4B

a) Escriba una reacción que transforme el compuesto

\ce{CH3CH=CHCH2CH3}

en un alcohol.b) Dibuje un isómero de cadena del compuesto

\ce{CH3CH2CH2CH3}

c) Escriba la estructura de un alcohol secundario de tres átomos de carbono en el que haya hibridación

sp^2

.

Isomería de cadenaHibridaciónReacciones orgánicas

a) La transformación de un alqueno en un alcohol se lleva a cabo mediante una reacción de hidratación en medio ácido (adición electrófila). Al tratar el pent-2-eno con agua en presencia de un catalizador ácido, se obtienen el pentan-2-ol y el pentan-3-ol como productos de la adición al doble enlace:

\ce{CH3-CH=CH-CH2-CH3 + H2O ->[H+] CH3-CH(OH)-CH2-CH2-CH3 + CH3-CH2-CH(OH)-CH2-CH3}

b) El butano es un alcano de cadena lineal con cuatro átomos de carbono. Su isómero de cadena es el metilpropano (isobutano), que presenta una ramificación en el segundo carbono de la cadena principal:

\ce{CH3-CH(CH3)-CH3}

c) Un alcohol secundario de tres átomos de carbono con hibridación

sp^2

requiere la presencia de un doble enlace sobre el carbono que sustenta el grupo hidroxilo o en carbonos adyacentes. La estructura correspondiente es el prop-1-en-2-ol:

\ce{CH2=C(OH)-CH3}

T6: Equilibrios acido-base

Cálculo de pH y preparación de disoluciones

Competencial

2025 · Ordinaria · Reserva

5

LA QUÍMICA DEL ÁCIDO ACETILSALICÍLICO

El ácido acetilsalicílico (R-COOH), de masa molar $180 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}$ , es el principio activo de la aspirina, uno de los medicamentos más usados en el mundo por sus propiedades analgésicas, antiinflamatorias y antiplaquetarias. Su mecanismo de acción está relacionado con su carácter de ácido débil ( $K_a = 3,3 \cdot 10^{-4}$ ), lo que le permite interactuar en diversos procesos biológicos. Sin embargo, esta acidez puede causar irritación gástrica, lo que ha llevado al desarrollo de formulaciones que controlan su liberación en el organismo.Una tableta típica de aspirina contiene $500 \text{ mg}$ de R-COOH y excipientes que varían según el laboratorio. Algunos de los excipientes que suelen formar parte de su composición incluyen: $\ce{Ca3(PO4)2}$ , utilizado para dar volumen al comprimido; hidróxido de calcio que actúa como regulador del pH; $\ce{SiO2}$ como antiaglomerante; y en formulaciones efervescentes se utiliza el hidrogenocarbonato de sodio que reacciona para liberar dióxido de carbono, lo que causa la efervescencia y ayuda su rápida disolución. Estos excipientes no afectan directamente el equilibrio químico del ácido disuelto, pero aseguran la estabilidad de la tableta y su adecuada disolución en agua.

a) Se disuelven dos tabletas de aspirina en

250 \text{ mL}

de agua. Determine el pH de la disolución resultante sin tener en cuenta el efecto de los excipientes.b) ¿Qué cantidad de ácido acetilsalicílico debe pesarse de un bote de reactivo comercial con una riqueza del

98\%

para preparar

100 \text{ mL}

de una disolución

0,5 \text{ M}

? Indique qué materiales de laboratorio de la siguiente Tabla utilizaría para preparar esta disolución:

c) Formule o nombre los cuatro excipientes de la aspirina que aparecen en el texto.

Ácido débilpHMaterial de laboratorio+1

a) Cálculo de la concentración molar de la disolución preparada al disolver una tableta de

500 \text{ mg}

en un volumen de

250 \text{ mL}

(

0,250 \text{ L}

), basándose en el material de laboratorio mostrado.

Primero, se determina la cantidad de sustancia en moles de ácido acetilsalicílico ( $\ce{R-COOH}$ ) a partir de su masa molar ( $M = 180 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}$ ):

n = \frac{m}{M} = \frac{0,500 \text{ g}}{180 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}} = 2,78 \cdot 10^{-3} \text{ mol}

A continuación, se calcula la molaridad ( $C_0$ ) de la disolución:

C_0 = \frac{n}{V} = \frac{2,78 \cdot 10^{-3} \text{ mol}}{0,250 \text{ L}} = 0,0111 \text{ M}

b) Cálculo del pH de la disolución resultante.

El ácido acetilsalicílico es un ácido débil que se disocia parcialmente en agua según el siguiente equilibrio. Definimos $x$ como la concentración de ácido que se disocia:

\begin{array}{lccc} & \ce{R-COOH} & \ce{R-COO-} & \ce{H3O+} \\ \hline \text{Inicio (M)} & 0,0111 & 0 & 0 \\ \text{Cambio (M)} & -x & +x & +x \\ \text{Equilibrio (M)} & 0,0111 - x & x & x \end{array}

Utilizando la constante de acidez ( $K_a = 3,3 \cdot 10^{-4}$ ), planteamos la expresión de equilibrio:

K_a = \frac{[\ce{R-COO-}][\ce{H3O+}]}{[\ce{R-COOH}]} \Rightarrow 3,3 \cdot 10^{-4} = \frac{x^2}{0,0111 - x}

Reordenando los términos se obtiene la ecuación de segundo grado $x^2 + 3,3 \cdot 10^{-4}x - 3,663 \cdot 10^{-6} = 0$ . Resolviendo para el valor positivo de $x$ :

x = [\ce{H3O+}] = 1,76 \cdot 10^{-3} \text{ M}

Finalmente, calculamos el pH:

pH = -\log[\ce{H3O+}] = -\log(1,76 \cdot 10^{-3}) = 2,75

c) Identificación del material necesario para la preparación de la disolución.

Para preparar esta disolución a partir de la tableta sólida, se deben emplear los siguientes instrumentos de la imagen:1. Espátula: Para manipular y, si fuera necesario, triturar la tableta o transferir el sólido.2. Vaso de precipitado: Para disolver inicialmente la tableta en una cantidad controlada de agua destilada mediante agitación.3. Matraz aforado ( $250 \text{ mL}$ ): Para transferir la disolución anterior y enrasar con agua destilada hasta el volumen final exacto, garantizando la precisión de la concentración calculada.

T1: Estructura atómica

Números cuánticos y configuración electrónica

Teoría

2025 · Ordinaria · Suplente

1A

a) Razone cuál es el número máximo de electrones en un átomo que pueden tener los números cuánticos

n= 2

y

m_s= -1/2

.b) Escriba un conjunto de números cuánticos válido de un electrón alojado en un orbital

3p

.c) Justifique cuántos electrones tiene el átomo de fósforo en la capa de valencia.d) Explique cuántos electrones desapareados tiene el átomo de hierro en su estado fundamental.

Estructura atómicaNúmeros cuánticos

Los números cuánticos definen el estado energético y la región de probabilidad de encontrar un electrón en un átomo. El número cuántico principal ( $n$ ) indica el nivel de energía y toma valores enteros positivos ( $n = 1, 2, 3...$ ). El número cuántico secundario o azimutal ( $l$ ) determina la forma del orbital y toma valores desde $0$ hasta $n-1$ ; los valores $0, 1, 2, 3$ corresponden a los orbitales $s, p, d, f$ respectivamente. El número cuántico magnético ( $m_l$ ) indica la orientación espacial del orbital y toma valores desde $-l$ hasta $+l$ . El número cuántico de espín ( $m_s$ ) describe el giro del electrón y puede ser $+1/2$ o $-1/2$ .

a) Para el nivel de energía

n = 2

, los valores posibles del número cuántico secundario son

l = 0

(orbital

2s

) y

l = 1

(orbitales

2p

). El subnivel

l = 0

tiene un único orbital (

m_l = 0

), mientras que el subnivel

l = 1

tiene tres orbitales (

m_l = -1, 0, 1

). En total, el nivel

n = 2

dispone de cuatro orbitales. Según el Principio de Exclusión de Pauli, cada orbital puede albergar un máximo de dos electrones con espines opuestos. Por tanto, en cada orbital solo puede existir un electrón con

m_s = -1/2

. Al haber cuatro orbitales disponibles, el número máximo de electrones con esos números cuánticos es 4.b) Un electrón alojado en un orbital

3p

tiene como número cuántico principal

n = 3

y como número cuántico secundario

l = 1

. El número cuántico magnético

m_l

puede tomar cualquier valor entre

-1, 0, 1

, y el número de espín

m_s

puede ser

+1/2

o

-1/2

. Un conjunto válido de números cuánticos

(n, l, m_l, m_s)

es:

(3, 1, 0, +1/2)

c) El fósforo tiene un número atómico

Z = 15

. Siguiendo el Principio de Aufbau para el llenado de orbitales, su configuración electrónica en estado fundamental es:

\ce{1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^3}

La capa de valencia es el nivel de energía más externo ocupado por los electrones, que en este caso corresponde a $n = 3$ . Sumando los electrones presentes en los orbitales de este nivel ( $3s$ y $3p$ ), el átomo de fósforo tiene un total de 5 electrones en su capa de valencia.

d) El hierro tiene un número atómico

Z = 26

. Su configuración electrónica en estado fundamental es:

\ce{1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^6}

Para determinar los electrones desapareados se analiza el subnivel incompleto $3d$ . Según la Regla de Máxima Multiplicidad de Hund, los electrones deben ocupar el mayor número de orbitales posibles con espines paralelos antes de completarlos con un segundo electrón. En el subnivel $3d$ hay 5 orbitales; al distribuir 6 electrones, se coloca uno en cada orbital (5 electrones desapareados) y el sexto electrón se aparea en el primer orbital. Por tanto, el átomo de hierro tiene 4 electrones desapareados.

T2: Enlace químico

Fuerzas intermoleculares

Teoría

2025 · Ordinaria · Suplente

1B

Razone las siguientes afirmaciones:

a) A

25^\circ\text{C}

y

1\text{ atm}

, el agua es un líquido y el sulfuro de hidrógeno es un gas.b) El

\ce{NH3}

tiene un punto de ebullición más alto que el

\ce{CH4}

.c) A

25^\circ\text{C}

y

1\text{ atm}

, el diflúor y el dicloro son gases, el dibromo es líquido y el diyodo es sólido.d) El

\ce{KCl}

tiene un punto de fusión mayor que el

\ce{Cl2}

.

Enlace químicoFuerzas intermoleculares

a) Verdadero. A

25^\circ\text{C}

y

1\text{ atm}

, el

\ce{H2O}

es una molécula que presenta enlaces

\ce{O-H}

. Debido a que el oxígeno es un átomo muy electronegativo y de pequeño tamaño, se establecen enlaces de hidrógeno entre sus moléculas, lo que supone una fuerza intermolecular muy intensa.

Por el contrario, el $\ce{H2S}$ , aunque es una molécula polar, contiene un átomo de azufre que es menos electronegativo y posee un mayor radio atómico que el oxígeno. Esto impide la formación de enlaces de hidrógeno, por lo que las fuerzas intermoleculares predominantes son las de Van der Waals (dipolo-dipolo), considerablemente más débiles.Dado que se requiere mucha más energía para vencer los enlaces de hidrógeno en el $\ce{H2O}$ que las fuerzas dipolo-dipolo en el $\ce{H2S}$ , el agua tiene un punto de ebullición superior que le permite ser líquida a $25^\circ\text{C}$ , mientras que el $\ce{H2S}$ ya se encuentra en fase gaseosa.

b) Verdadero. La molécula de

\ce{NH3}

posee un átomo central con tres pares de electrones de enlace y un par solitario, respondiendo a una geometría

AB_3E

. La presencia del átomo de nitrógeno (muy electronegativo y pequeño) unido al hidrógeno permite la formación de enlaces de hidrógeno entre sus moléculas.

La molécula de $\ce{CH4}$ presenta una geometría tetraédrica de tipo $AB_4$ y es totalmente apolar. Por ello, sus moléculas se unen exclusivamente mediante fuerzas de dispersión de London, que son interacciones muy débiles debidas a dipolos instantáneos.Al ser los enlaces de hidrógeno en el $\ce{NH3}$ mucho más fuertes que las fuerzas de London en el $\ce{CH4}$ , se necesita más energía térmica para separar las moléculas de amoníaco, resultando en un punto de ebullición más alto.

c) Verdadero. Los halógenos forman moléculas diatómicas apolares (

\ce{F2}

,

\ce{Cl2}

,

\ce{Br2}

e

\ce{I2}

), por lo que las únicas fuerzas de atracción entre ellas son las fuerzas de dispersión de London.

La intensidad de estas fuerzas depende de la polarizabilidad de la nube electrónica, la cual aumenta con el número de electrones y el tamaño molecular (masa molar). En el grupo de los halógenos, el tamaño y la masa aumentan en el orden: $\ce{F2}$ < $\ce{Cl2}$ < $\ce{Br2}$ < $\ce{I2}$ .A $25^\circ\text{C}$ y $1\text{ atm}$ , las fuerzas de London en $\ce{F2}$ y $\ce{Cl2}$ son insuficientes para vencer la agitación térmica, siendo gases. En el $\ce{Br2}$ , la mayor polarizabilidad permite la existencia del estado líquido, mientras que en el $\ce{I2}$ las fuerzas son suficientemente intensas para que sea un sólido.

d) Verdadero. El

\ce{KCl}

es un compuesto iónico que forma una red cristalina tridimensional donde los iones

\ce{K+}

y

\ce{Cl-}

están unidos por fuerzas electrostáticas de gran magnitud (enlace iónico).

El $\ce{Cl2}$ es una sustancia molecular apolar cuyas moléculas están unidas entre sí únicamente por fuerzas de dispersión de London, que son interacciones intermoleculares muy débiles.La energía necesaria para romper la red cristalina del $\ce{KCl}$ es muchísimo mayor que la requerida para separar las moléculas de $\ce{Cl2}$ , por lo que el punto de fusión del compuesto iónico es significativamente superior al de la sustancia molecular.