Equilibrio químico, Termoquímica

Competencial

2025 · Ordinaria · Titular

1

El hidrógeno verde, obtenido a partir de fuentes de energía sostenibles, se está convirtiendo en la apuesta más avanzada de la industria energética como combustible del futuro. Una de las propuestas para facilitar su almacenamiento, transporte y posterior utilización es su transformación en amoníaco. El amoníaco se obtiene según el equilibrio:

\ce{N2(g) + 3 H2(g)} <=> \ce{2 NH3(g)}

a) En un reactor de 10 litros de volumen, se depositan inicialmente 0,25 moles de

\ce{N2}

y 0,75 moles de

\ce{H2}

. Al alcanzarse el equilibrio, a

450^\circ\text{C}

, el

21,1 \%

de los moles de

\ce{N2}

inicialmente presentes en el reactor se han transformado en

\ce{NH3}

. Calcule los valores de

K_p

y

K_c

a esta temperatura.b) Si el experimento se repite en las mismas condiciones del apartado a), pero a la temperatura de

550^\circ\text{C}

, el

17,5 \%

de los moles de

\ce{N2}

inicialmente presentes en el reactor se transforman en

\ce{NH3}

. Deduzca si la reacción es exotérmica o endotérmica.c) Calcule la cantidad de energía, en forma de calor, que se absorbe o se libera cuando se obtienen

20,0 \text{ g}

de

\ce{NH3}

.

Datos: variación de entalpía de formación estándar, $\Delta H^\circ_f \text{ (kJ} \cdot \text{mol}^{-1}\text{)}$ : $\ce{NH3(g)}$ : $-46,1$ .

Equilibrio químicoHaber-BoschTermoquímica

a) Calculamos los moles en el equilibrio usando la tabla ICE. El 21,1% del

\ce{N2}

inicial reacciona, por lo que los moles de

\ce{N2}

que reaccionan son

0,211 \times 0,25 = 0,05275

mol.

Tabla ICE (en moles):

\begin{array}{|c|c|c|c|} \hline & \ce{N2} & \ce{3H2} & \ce{2NH3} \\ \hline \text{Inicio} & 0,25 & 0,75 & 0 \\ \text{Cambio} & -0,05275 & -3(0,05275) & +2(0,05275) \\ \text{Equilibrio} & 0,19725 & 0,5918 & 0,1055 \\ \hline \end{array}

Moles totales en el equilibrio: $0,19725 + 0,5918 + 0,1055 = 0,8946$ mol. Las concentraciones molares (dividiendo entre $V = 10$ L) son:

[\ce{N2}] = \frac{0,19725}{10} = 0,019725 \ \text{M}, \quad [\ce{H2}] = \frac{0,5918}{10} = 0,05918 \ \text{M}, \quad [\ce{NH3}] = \frac{0,1055}{10} = 0,01055 \ \text{M}

Cálculo de $K_c$ :

K_c = \frac{[\ce{NH3}]^2}{[\ce{N2}][\ce{H2}]^3} = \frac{(0,01055)^2}{(0,019725)(0,05918)^3} = \frac{1,113 \times 10^{-4}}{(0,019725)(2,073 \times 10^{-4})} = \frac{1,113 \times 10^{-4}}{4,089 \times 10^{-6}} \approx 27,2 \ \text{L}^2\cdot\text{mol}^{-2}

Relación entre $K_p$ y $K_c$ . El cambio en moles de gas es $\Delta n = 2 - (1+3) = -2$ . La temperatura es $T = 450 + 273 = 723$ K:

K_p = K_c \cdot (RT)^{\Delta n} = 27,2 \times (0,082 \times 723)^{-2} = 27,2 \times (59,286)^{-2} = \frac{27,2}{3514,8} \approx 7,74 \times 10^{-3} \ \text{atm}^{-2}

b) A

550^\circ\text{C}

el porcentaje de

\ce{N2}

que reacciona es menor (17,5% < 21,1%), lo que significa que al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza hacia los reactivos (hacia la izquierda), es decir, se favorece la reacción inversa. Según el Principio de Le Chatelier, un aumento de temperatura desplaza el equilibrio en el sentido de la reacción endotérmica. Como el equilibrio se desplaza hacia los reactivos al aumentar la temperatura, la reacción directa (formación de

\ce{NH3}

) es exotérmica (

\Delta H < 0

).c) La reacción de formación del

\ce{NH3}

es:

\ce{N2(g) + 3H2(g) -> 2NH3(g)}

La entalpía estándar de reacción se calcula a partir de las entalpías de formación estándar. Como $\ce{N2}$ y $\ce{H2}$ son sustancias elementales en su estado estándar, sus $\Delta H^\circ_f = 0$ :

\Delta H^\circ_{\text{rxn}} = 2 \times \Delta H^\circ_f(\ce{NH3}) - [\Delta H^\circ_f(\ce{N2}) + 3\,\Delta H^\circ_f(\ce{H2})] = 2 \times (-46,1) - 0 = -92,2 \ \text{kJ por cada 2 mol de }\ce{NH3}

Es decir, se liberan 92,2 kJ por cada 2 moles de $\ce{NH3}$ producidos, lo que equivale a $46,1$ kJ/mol de $\ce{NH3}$ . Los moles de $\ce{NH3}$ en $20,0$ g son:

n(\ce{NH3}) = \frac{20,0 \ \text{g}}{17,03 \ \text{g/mol}} = 1,174 \ \text{mol}

Q = 1,174 \ \text{mol} \times 46,1 \ \text{kJ/mol} = 54,1 \ \text{kJ}

Se liberan $54,1$ kJ de energía en forma de calor cuando se obtienen $20,0$ g de $\ce{NH3}$ .

T7: Equilibrios redox

Ajuste de reacciones redox, Estequiometría

Problema

2025 · Ordinaria · Titular

2A

El ácido sulfúrico, $\ce{H2SO4}$ , diluido reacciona con el cobre, según la siguiente reacción química, no ajustada:

\ce{H2SO4(ac) + Cu(s)}

->

\ce{CuSO4(ac) + SO2(g) + H2O(l)}

a) Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción, así como la ecuación química global ajustada tanto en su forma iónica como molecular.b) Calcule el volumen de una disolución de ácido sulfúrico del

96 \%

de riqueza en masa y una densidad de

1,84 \text{ g} \cdot \text{mL}^{-1}

, necesario para que reaccione completamente con

5,0 \text{ g}

de cobre.c) Calcule el volumen de

\ce{SO2}

, medido a

20^\circ\text{C}

y

740 \text{ mmHg}

, que se obtendría en el apartado anterior.

RedoxEstequiometríaGases

a) Ajuste por el método ion-electrón:

Semirreacción de oxidación (el Cu pasa de estado 0 a +2):

\ce{Cu -> Cu^{2+} + 2e^{-}}

Semirreacción de reducción (el S pasa de +6 en $\ce{H2SO4}$ a +4 en $\ce{SO2}$ ):

\ce{SO4^{2-} + 4H^{+} + 2e^{-} -> SO2 + 2H2O}

Ambas semirreacciones intercambian 2 electrones, por lo que se suman directamente. Ecuación iónica ajustada:

\ce{Cu + SO4^{2-} + 4H^{+} -> Cu^{2+} + SO2 + 2H2O}

Ecuación molecular ajustada:

\ce{Cu(s) + 2H2SO4(ac) -> CuSO4(ac) + SO2(g) + 2H2O(l)}

b) Cálculo del volumen de disolución de ácido sulfúrico necesario:

Según la ecuación ajustada, 1 mol de Cu reacciona con 2 mol de $\ce{H2SO4}$ . Masas molares: $M(\ce{Cu}) = 63,5 \text{ g·mol}^{-1}$ , $M(\ce{H2SO4}) = 98 \text{ g·mol}^{-1}$ .Moles de Cu:

n(\ce{Cu}) = \frac{5{,}0 \text{ g}}{63{,}5 \text{ g·mol}^{-1}} = 0{,}07874 \text{ mol}

Moles de $\ce{H2SO4}$ necesarios:

n(\ce{H2SO4}) = 2 \times 0{,}07874 = 0{,}15748 \text{ mol}

Masa de $\ce{H2SO4}$ puro necesaria:

m(\ce{H2SO4}) = 0{,}15748 \text{ mol} \times 98 \text{ g·mol}^{-1} = 15{,}43 \text{ g}

Masa de disolución necesaria (riqueza del 96 % en masa):

m_{\text{disol}} = \frac{15{,}43 \text{ g}}{0{,}96} = 16{,}07 \text{ g}

Volumen de disolución, usando la densidad $d = 1{,}84 \text{ g·mL}^{-1}$ :

V = \frac{m}{d} = \frac{16{,}07 \text{ g}}{1{,}84 \text{ g·mL}^{-1}} = 8{,}73 \text{ mL}

c) Cálculo del volumen de

\ce{SO2}

a

20^\circ\text{C}

y

740 \text{ mmHg}

:

Según la ecuación, 1 mol de Cu produce 1 mol de $\ce{SO2}$ , por lo que:

n(\ce{SO2}) = n(\ce{Cu}) = 0{,}07874 \text{ mol}

Conversión de unidades: $T = 20 + 273 = 293 \text{ K}$ ; $P = 740 \text{ mmHg} \times \dfrac{1 \text{ atm}}{760 \text{ mmHg}} = 0{,}9737 \text{ atm}$ .Aplicando la ley del gas ideal $PV = nRT$ :

V = \frac{nRT}{P} = \frac{0{,}07874 \text{ mol} \times 0{,}082 \text{ atm·L·mol}^{-1}\text{·K}^{-1} \times 293 \text{ K}}{0{,}9737 \text{ atm}} = 1{,}95 \text{ L}

T6: Equilibrios acido-base

Disoluciones de bases débiles, pH

Problema

2025 · Ordinaria · Titular

2B

En la etiqueta de una botella de amoníaco que se usa para la limpieza doméstica se indica que tiene un $8 \%$ en masa de $\ce{NH3}$ y que su densidad es $0,97 \text{ kg} \cdot \text{L}^{-1}$ . Calcule:

a) La concentración, en

\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}

, de la disolución de

\ce{NH3}

de la botella.b) El pH de la disolución de

\ce{NH3}

de la botella.c) El grado de ionización del amoníaco.

Dato: $K_b(\ce{NH3}): 1,78 \cdot 10^{-5}$ .

pHBase débilConcentración

a) La concentración molar se obtiene a partir del porcentaje en masa y la densidad. En 1 L de disolución hay:

m_{\text{disol}} = 0{,}97 \text{ kg} \cdot \text{L}^{-1} \times 1 \text{ L} = 0{,}97 \text{ kg} = 970 \text{ g}

m_{\ce{NH3}} = 970 \text{ g} \times \frac{8}{100} = 77{,}6 \text{ g}

La masa molar del \ $\ce{NH3}$ es $M = 14 + 3 = 17 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}$ , por tanto:

C = \frac{77{,}6 \text{ g}}{17 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} \times 1 \text{ L}} = 4{,}56 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}

b) El \

\ce{NH3}

es una base débil que reacciona con el agua según:

\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}

Aplicamos la tabla ICE con concentración inicial $C_0 = 4{,}56 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}$ :

\begin{array}{|c|c|c|c|} \hline & \ce{NH3} & \ce{NH4+} & \ce{OH-} \\ \hline \text{Inicio} & 4{,}56 & 0 & 0 \\ \text{Cambio} & -x & +x & +x \\ \text{Equilibrio} & 4{,}56-x & x & x \\ \hline \end{array}

K_b = \frac{x^2}{4{,}56 - x} = 1{,}78 \cdot 10^{-5}

Dado que $K_b \ll C_0$ , se puede aplicar la aproximación $4{,}56 - x \approx 4{,}56$ :

x^2 = 1{,}78 \cdot 10^{-5} \times 4{,}56 = 8{,}117 \cdot 10^{-5}

x = [\ce{OH-}] = \sqrt{8{,}117 \cdot 10^{-5}} = 9{,}01 \cdot 10^{-3} \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}

Verificación: $\frac{9{,}01 \cdot 10^{-3}}{4{,}56} \times 100 = 0{,}20\%$ (la aproximación es válida). Se calcula el pOH y el pH:

\text{pOH} = -\log(9{,}01 \cdot 10^{-3}) = 2{,}045

\text{pH} = 14 - \text{pOH} = 14 - 2{,}05 = 11{,}95

c) El grado de ionización

\alpha

es la fracción de \

\ce{NH3}

que se ha ionizado:

\alpha = \frac{x}{C_0} = \frac{9{,}01 \cdot 10^{-3}}{4{,}56} = 1{,}98 \cdot 10^{-3}

Expresado en porcentaje: $\alpha = 0{,}198\% \approx 0{,}20\%$ . El bajo grado de ionización confirma que el \ $\ce{NH3}$ es una base débil a esta concentración.

T2: Enlace químico

Estructura atómica, Regla del octeto, Lewis y Geometría molecular

Problema

2025 · Ordinaria · Titular

3

El cloro se presenta en la naturaleza en forma de dos isótopos, $\ce{^{35}_{17}Cl}$ y $\ce{^{37}_{17}Cl}$ , con unas abundancias relativas del $75,8 \%$ y $24,2 \%$ , respectivamente.

a) Deduzca el número de protones, neutrones y electrones que contiene un átomo de cada isótopo.b) Calcule el número de átomos de cada isótopo presentes en una muestra de

10

litros de

\ce{Cl2(g)}

, a

25^\circ\text{C}

y

1 \text{ atm}

.c1) Aplicando la regla del octeto, deduzca la fórmula empírica del compuesto formado por los elementos

\ce{Cl}

y

\ce{O}

. Razone si se trata de una especie química soluble en agua.c2) Considere las moléculas

\ce{SiCl4}

y

\ce{SCl2}

. Escriba su estructura electrónica de Lewis, deduzca su geometría molecular y discuta su polaridad.

IsótoposLewisVSEPR

a) Los isótopos tienen el mismo número de protones (número atómico,

Z = 17

) pero distinto número de neutrones.

Para \ $\ce{^{35}_{17}Cl}$ :

Protones:

Z = 17

Neutrones:

A - Z = 35 - 17 = 18

Electrones:

17

(átomo neutro)

Para \ $\ce{^{37}_{17}Cl}$ :

Protones:

Z = 17

Neutrones:

A - Z = 37 - 17 = 20

Electrones:

17

(átomo neutro)b) Se aplica la ley del gas ideal

PV = nRT

para calcular los moles de

\ce{Cl2}

:

n = \frac{PV}{RT} = \frac{1 \times 10}{0{,}082 \times 298} = 0{,}4092 \text{ mol de } \ce{Cl2}

El número total de moléculas de $\ce{Cl2}$ es:

N_{\ce{Cl2}} = 0{,}4092 \times 6{,}022 \times 10^{23} = 2{,}465 \times 10^{23} \text{ moléculas}

Cada molécula de $\ce{Cl2}$ contiene 2 átomos, por lo que el número total de átomos de Cl es:

N_{\text{total}} = 2 \times 2{,}465 \times 10^{23} = 4{,}930 \times 10^{23} \text{ átomos}

Aplicando las abundancias relativas de cada isótopo:

N(\ce{^{35}Cl}) = 0{,}758 \times 4{,}930 \times 10^{23} = 3{,}737 \times 10^{23} \text{ átomos}

N(\ce{^{37}Cl}) = 0{,}242 \times 4{,}930 \times 10^{23} = 1{,}193 \times 10^{23} \text{ átomos}

c1) El cloro tiene 7 electrones de valencia y necesita 1 electrón para completar el octeto. El oxígeno tiene 6 electrones de valencia y necesita 2 electrones para completar el octeto. Para satisfacer la regla del octeto, cada átomo de O comparte 2 electrones (forma 2 enlaces), y cada átomo de Cl comparte 1 electrón (forma 1 enlace), por lo que la relación Cl:O es 2:1, dando la fórmula empírica

\ce{Cl2O}

.

Respecto a la solubilidad: $\ce{Cl2O}$ es el anhídrido del ácido hipocloroso. Al reaccionar con agua forma ácido hipocloroso, $\ce{HClO}$ , por lo que es soluble en agua:

\ce{Cl2O + H2O -> 2 HClO}

c2) Se escriben las estructuras de Lewis y se deduce la geometría de

\ce{SiCl4}

y

\ce{SCl2}

.

Geometría de $\ce{SiCl4}$ : El Si es el átomo central $A$ , con 4 pares de enlace $B$ y ningún par solitario $E$ . Tipo $AB_4$ . Los 4 pares de enlace se disponen lo más alejados posible, dando geometría tetraédrica con ángulos de enlace de $109{,}5^\circ$ .Polaridad de $\ce{SiCl4}$ : Aunque cada enlace Si–Cl es polar (el Cl es más electronegativo que el Si), la molécula es simétrica (tetraédrica regular), por lo que los momentos dipolares de enlace se cancelan. La molécula es apolar ( $\mu = 0$ ).Geometría de $\ce{SCl2}$ : El S es el átomo central $A$ , con 2 pares de enlace $B$ y 2 pares solitarios $E$ . Tipo $AB_2E_2$ . La geometría electrónica es tetraédrica, pero la geometría molecular es angular. Los pares solitarios comprimen el ángulo de enlace por debajo de $109{,}5^\circ$ (aproximadamente $103^\circ$ ).Polaridad de $\ce{SCl2}$ : La molécula es angular y asimétrica. Los momentos dipolares de los dos enlaces S–Cl no se cancelan y existe además la contribución de los pares solitarios del S. El momento dipolar resultante es distinto de cero, por lo que la molécula es polar ( $\mu \neq 0$ ).

T7: Equilibrios redox

Pilas galvánicas

Problema

2025 · Ordinaria · Titular

4

Una pila galvánica está formada por un electrodo de níquel sumergido en una disolución acuosa $1 \text{ M}$ de $\ce{NiSO4}$ , conectado con un electrodo de cinc sumergido en una disolución acuosa $1 \text{ M}$ de $\ce{ZnSO4}$ . Ambas disoluciones están, además, conectadas mediante un puente salino.

a) Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción, ajuste la ecuación química global y calcule la diferencia de potencial que se establece entre los electrodos al comienzo de la reacción.b1) Se ha observado que, a medida que avanza la reacción, uno de los electrodos se disuelve mientras que el otro aumenta su masa. Justifique esta observación, indicando cuál es el electrodo que aumenta su masa.b2) Justifique que la reacción global de la pila es, en condiciones estándar, un proceso químico espontáneo. Explique cuál es el papel del puente salino en el funcionamiento de la pila galvánica.

Datos: potencial estándar de reducción, $E^\circ(\text{V})$ : $(\ce{Ni^{2+}|Ni}): -0,25$ ; $(\ce{Zn^{2+}|Zn}): -0,76$ .

Pila galvánicaPotencial estándarCátodo y Ánodo

a) En una pila galvánica, el electrodo con menor potencial de reducción actúa como ánodo (oxidación) y el de mayor potencial actúa como cátodo (reducción). Como

E^\circ(\ce{Zn^{2+}|Zn}) = -0{,}76 \text{ V} < E^\circ(\ce{Ni^{2+}|Ni}) = -0{,}25 \text{ V}

, el zinc se oxida y el níquel se reduce.

Semirreacción de oxidación (ánodo, electrodo de Zn):

\ce{Zn -> Zn^{2+} + 2e^-} \quad E^\circ_{\text{ox}} = +0{,}76 \text{ V}

Semirreacción de reducción (cátodo, electrodo de Ni):

\ce{Ni^{2+} + 2e^- -> Ni} \quad E^\circ_{\text{red}} = -0{,}25 \text{ V}

Ecuación global ajustada (ambas semirreacciones intercambian 2 electrones, se suman directamente):

\ce{Zn + Ni^{2+} -> Zn^{2+} + Ni}

La diferencia de potencial estándar de la pila se calcula como:

E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = (-0{,}25) - (-0{,}76) = +0{,}51 \text{ V}

b1) A medida que avanza la reacción, el electrodo de zinc (ánodo) se oxida y sus átomos pasan a la disolución como iones

\ce{Zn^{2+}}

, por lo que el electrodo de zinc se disuelve y pierde masa. Simultáneamente, en el electrodo de níquel (cátodo) los iones

\ce{Ni^{2+}}

de la disolución se reducen y se depositan como metal sobre el electrodo, por lo que el electrodo de níquel aumenta su masa.b2) Un proceso es espontáneo en condiciones estándar cuando

\Delta G^\circ < 0

. La relación entre energía de Gibbs y potencial de celda es:

\Delta G^\circ = -n \cdot F \cdot E^\circ_{\text{pila}}

Como $E^\circ_{\text{pila}} = +0{,}51 \text{ V} > 0$ , se tiene que $\Delta G^\circ = -2 \cdot F \cdot 0{,}51 < 0$ , lo que confirma que la reacción global es espontánea en condiciones estándar.Respecto al puente salino: su función es mantener la electroneutralidad de ambas disoluciones durante el funcionamiento de la pila. A medida que avanza la reacción, en la semicelda del ánodo se acumulan cationes $\ce{Zn^{2+}}$ (exceso de carga positiva) y en la semicelda del cátodo se consumen cationes $\ce{Ni^{2+}}$ (exceso de carga negativa). El puente salino, que contiene una sal electrolítica inerte (por ejemplo, $\ce{KNO3}$ ), permite el flujo de iones entre ambas disoluciones: los aniones migran hacia la semicelda del ánodo y los cationes hacia la semicelda del cátodo, compensando las cargas y permitiendo que la corriente eléctrica continúe fluyendo. Sin el puente salino, la acumulación de cargas detendría rápidamente la reacción.

T8: Química orgánica

Reacciones orgánicas, Isomería, Cinética química

Problema

2025 · Ordinaria · Titular

5

a) Complete las siguientes reacciones químicas, nombre los compuestos orgánicos que hay involucrados e indique el tipo de reacción de que se trata en cada caso:

a.1) $\ce{CH3-CHBr-CH3 + OH- -> A + B}

a.2) $\ce{CH3-CH2-CH(OH)-CH2-CH3 ->[\text{KMnO}_4, \text{ calor}] C}

b1) Escriba la fórmula estructural de dos isómeros de la molécula

\ce{CH3-CH2-CH(OH)-CH2-CH3}

y nómbrelos.b2) La cinética de la reacción entre el

\ce{CH3-CHBr-CH3}

y el

\ce{OH-}

es de orden 1 respecto de cada uno de los dos reactivos.i) Escriba la ley de velocidad y deduzca en qué factor aumentará la velocidad de la reacción al triplicar las concentraciones de los dos reactivos.ii) Deduzca cuáles son las unidades de la constante de velocidad, si el tiempo se mide en minutos.

OrgánicaIsomeríaCinética

a.1)

\ce{CH3-CHBr-CH3 + OH- -> A + B}

El $\ce{OH-}$ puede actuar como nucleófilo (sustitución) o como base (eliminación). Se producen dos reacciones simultáneas:Sustitución nucleófila (SN): el $\ce{OH-}$ desplaza al $\ce{Br-}$ dando lugar al alcohol.

\ce{CH3-CHBr-CH3 + OH- -> CH3-CH(OH)-CH3 + Br-}

Compuesto A: $\ce{CH3-CH(OH)-CH3}$ → propan-2-ol. Compuesto B: $\ce{Br-}$ → ion bromuro. Tipo de reacción: sustitución nucleófila.Eliminación (E2): el $\ce{OH-}$ actúa como base, abstrayendo un protón del carbono adyacente y eliminando $\ce{HBr}$ , formando un alqueno.

\ce{CH3-CHBr-CH3 + OH- -> CH3-CH=CH2 + Br- + H2O}

Compuesto A: $\ce{CH3-CH=CH2}$ → propeno (propileno). Compuesto B: $\ce{Br-}$ (y $\ce{H2O}$ ). Tipo de reacción: eliminación.

a.2)

\ce{CH3-CH2-CH(OH)-CH2-CH3 ->[ KMnO4,\, calor ] C}

El reactivo es $\ce{CH3-CH2-CH(OH)-CH2-CH3}$ , pentan-3-ol, un alcohol secundario. La oxidación con $\ce{KMnO4}$ en caliente de un alcohol secundario da una cetona.

\ce{CH3-CH2-CH(OH)-CH2-CH3 ->[ KMnO4,\, \Delta ] CH3-CH2-CO-CH2-CH3}

Compuesto C: $\ce{CH3-CH2-CO-CH2-CH3}$ → pentan-3-ona. Tipo de reacción: oxidación.

b1) Dos isómeros de

\ce{CH3-CH2-CH(OH)-CH2-CH3}

(pentan-3-ol,

C_5H_{12}O

):

Isómero 1 (isómero de posición del grupo -OH): pentan-2-ol.

\ce{CH3-CH(OH)-CH2-CH2-CH3}

Isómero 2 (isómero de cadena): 2-metilbutan-1-ol.

\ce{CH3-CH(CH3)-CH2-CH2OH}

Nota: existen otros isómeros válidos con fórmula molecular $\ce{C5H12O}$ , como 1-pentanol, 2-metil-2-butanol, 3-metil-1-butanol, etc.

b2.i) Ley de velocidad y factor de aumento al triplicar las concentraciones.

Si la reacción es de orden 1 respecto a $\ce{CH3CHBrCH3}$ y de orden 1 respecto a $\ce{OH-}$ , el orden global es 2 y la ley de velocidad es:

v = k \cdot [\ce{CH3CHBrCH3}] \cdot [\ce{OH-}]

Si se triplican ambas concentraciones, la nueva velocidad $v'$ es:

v' = k \cdot (3[\ce{CH3CHBrCH3}]) \cdot (3[\ce{OH-}]) = 9 \cdot k \cdot [\ce{CH3CHBrCH3}] \cdot [\ce{OH-}] = 9v

La velocidad aumenta en un factor 9.

b2.ii) Unidades de la constante de velocidad

k

.

La ley de velocidad tiene unidades de concentración por unidad de tiempo: $\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\cdot\text{min}^{-1}$ . Para una reacción de orden 2:

[v] = [k] \cdot [c]^2 \implies \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\cdot\text{min}^{-1} = [k] \cdot (\text{mol}\cdot\text{L}^{-1})^2

[k] = \frac{\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\cdot\text{min}^{-1}}{(\text{mol}\cdot\text{L}^{-1})^2} = \text{L}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{min}^{-1}

Las unidades de la constante de velocidad son $\text{L}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{min}^{-1}$ .

Actividad competencial

Equilibrio químico en fase gaseosa

Competencial

2025 · Extraordinaria · Suplente

1

Para la fabricación de compuestos como el amoníaco, se necesita hidrógeno molecular como reactivo. Hay diferentes formas de obtener este hidrógeno. El proceso de reformado de hidrocarburos produce el denominado hidrógeno marrón, mientras que la electrólisis del agua produce el denominado hidrógeno verde. En una de las etapas del reformado de hidrocarburos, tiene lugar la siguiente reacción:

\ce{H2O(g) + CO(g) <=> H2(g) + CO2(g)} \quad K_c (1000 ^\circ\text{C}) = 0,667

En un recipiente de 20 litros, se introducen 10 moles de $\ce{H2O}$ y 10 moles de $\ce{CO}$ y se calienta a $1000 ^\circ\text{C}$ , estableciéndose el equilibrio correspondiente. Calcule:

a) La cantidad, en moles, de cada gas en el equilibrio.b) El valor de

K_p

y la presión parcial de cada gas en el equilibrio.

Equilibrio químicoProducción de hidrógenoPresión parcial

T6: Equilibrios acido-base

Equilibrio de una base débil

Problema

2025 · Extraordinaria · Suplente

2A

La efedrina, $\ce{C10H15ON}$ , se utiliza como descongestionante en algunos aerosoles nasales. Se trata de una base orgánica débil, con el siguiente equilibrio de basicidad:

\ce{C10H15ON(ac) + H2O(l)}

->

\ce{C10H15ONH+(ac) + OH-(ac)}

Una disolución de efedrina, de concentración inicial $0,035 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}$ , tiene un pH de 11,33 a $25 ^\circ\text{C}$ . Calcule:

a) Las concentraciones en el equilibrio de efedrina, de su ácido conjugado y de

\ce{OH-}

. b) El valor de la

K_b

de la efedrina.c) Calcule el volumen de una disolución de ácido nítrico,

\ce{HNO3}

, de concentración

0,2 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}

, necesario para reaccionar completamente con

20,0 \text{ mL}

de la disolución de efedrina.

pHConstante de basicidadNeutralización

Actividad competencial

Estequiometría y gases

Problema

2025 · Extraordinaria · Suplente

2B

El tricloruro de aluminio, $\ce{AlCl3}$ , es un compuesto químico utilizado en multitud de aplicaciones, desde el craqueo catalítico del petróleo a la conservación de la madera o la producción de desinfectantes. Industrialmente se obtiene haciendo reaccionar aluminio con dicloro, de acuerdo con la ecuación química siguiente, no ajustada:

\ce{Al(s) + Cl2(g)} -> \ce{AlCl3(s)}

En un reactor de $4,5 \text{ litros}$ de volumen, mantenido a $75 ^\circ\text{C}$ , se depositan $4,23 \text{ g}$ de chatarra de aluminio que contiene un $87,3 \%$ de este metal, y el resto son impurezas que no reaccionan con el cloro molecular. A continuación, se insufla una corriente de $\ce{Cl2}$ hasta que la presión en el interior del recipiente alcanza $1,82 \text{ atm}$ .

a) Ajuste la ecuación química y calcule la cantidad, en gramos, de

\ce{AlCl3}

obtenida.b) Calcule las cantidades, en gramos, de

\ce{Al}

y

\ce{Cl2}

que quedan sin reaccionar, una vez finalizada la reacción.

PurezaReactivo limitanteLeyes de los gases

T2: Enlace químico

Geometría molecular y polaridad

Teoría

2025 · Extraordinaria · Suplente

3

Considere las moléculas $\ce{NF3}$ y $\ce{F2CO}$ .

a) Dibuje su estructura electrónica de Lewis y deduzca la geometría de cada molécula.b) Discuta si estas moléculas son polares o no.c1) Aplicando la regla del octeto, deduïsca la fórmula empírica del compuesto formado por dos átomos cuyos números atómicos son 17 y 20, respectivamente. Discuta el tipo de enlace que mantiene unidos a los átomos y si el compuesto será soluble en agua.c2) Considere los elementos de números atómicos 13 y 35. Escriba su configuración electrónica en el estado fundamental, así como la configuración electrónica correspondiente al ion más estable que cada uno de ellos puede formar.

LewisVSEPRConfiguración electrónica

T7: Equilibrios redox

Potenciales de reducción y espontaneidad

Problema

2025 · Extraordinaria · Suplente

4

En disolución acuosa, el peróxido de hidrógeno, $\ce{H2O2}$ , reacciona con ácido clorhídrico, $\ce{HCl}$ , dando lugar a cloro molecular, $\ce{Cl2}$ , y agua, $\ce{H2O}$ .

a) Escriba la ecuación química ajustada.b) Justifique que la reacción química que tiene lugar es una reacción rédox e identifique la especie oxidant y la especie reductora.c1) Calcule la cantidad, en moles, de peróxido de hidrógeno que hay que añadir a 2 litros de una disolución de ácido clorhídrico que se encuentra a pH = 1,0 para que, tras completarse la reacción, alcance el valor de pH = 2,0. Considere que el volumen de la disolución no varía durante el proceso.c2) Justifique que la reacción química del apartado a) tiene lugar de modo espontáneo en condiciones estándar, y deduzca si una reacción análoga tiene lugar o no cuando se sustituye el ácido clorhídrico por ácido fluorhídrico,

\ce{HF(ac)}

.

Datos: potencial estándar de reducción, $E^\circ (\text{V})$ : $(\ce{Cl2(g)|Cl-(ac)}) = 1,36$ ; $(\ce{H2O2(ac)|H2O(l)}) = 1,76$ ; $(\ce{F2(g)|F-(ac)}) = 3,05$ .

Ecuación redoxEspontaneidadCálculo de pH

T8: Química orgánica

Isomería y reacciones orgánicas

Problema

2025 · Extraordinaria · Suplente

5

Un compuesto orgánico tiene la fórmula empírica $\ce{C3H6O}$ .

a) Escriba la fórmula estructural de 2 posibles isómeros, nómbrelos e indique el grupo funcional que posee cada compuesto.b1) Complete las siguientes ecuaciones químicas. Nombre o formule los compuestos orgánicos implicados y diga el tipo de reacción que se produce: i) Propan-2-ol

\xrightarrow{\ce{K2Cr2O7}, \text{medio ácido}} A

ii) Ácido butanoico + etanol

\xrightarrow{\text{medio ácido}} B + C

b2) Considere la reacción

\ce{2 A + B -> C}

, que es de orden 2 respecto de A y de orden 1 respecto de B. i) Si el tiempo se mide en minutos, deduzca las unidades de la constante de velocidad. ii) ¿Es cierto que el valor de la constante de velocidad se duplica si se duplica la concentración de A? Justifique la respuesta.

Cinética químicaEsterificaciónOxidación de alcoholes

Actividad competencial

Termoquímica, estequiometría

Competencial

2025 · Extraordinaria · Titular

1

El carburo de calcio, $\ce{CaC2}$ , se obtiene haciendo reaccionar el óxido de calcio, $\ce{CaO}$ , con carbono a alta temperatura, de acuerdo con la reacción, no ajustada:

\ce{CaO(s) + C(s)} -> \ce{CaC2(s) + CO(g)}

a) Calcule la energía implicada en la obtención de 1 kg de

\ce{CaC2}

, a partir de un exceso de

\ce{CaO}

y carbono.

El carburo de calcio se utiliza para, haciéndolo reaccionar con agua, obtener acetileno, $\ce{C2H2}$ , de acuerdo con la ecuación química:

\ce{CaC2(s) + 2 H2O(l)} -> \ce{C2H2(g) + Ca(OH)2(s)}

Por otra parte, la combustión del acetileno libera gran cantidad de energía en forma de calor:

\ce{2 C2H2(g) + 5 O2(l)} -> \ce{4 CO2(g) + 2 H2O(l)}

b) Calcule la cantidad de energía que se libera como consecuencia de la combustión del acetileno generado a partir de 1 kg de

\ce{CaC2}

.

Datos: variación de entalpía de formación estándar, $\Delta H^\circ_f$ ( $\text{kJ} \cdot \text{mol}^{-1}$ ): $\ce{CaO(s)}$ : $-635,1$ ; $\ce{CaC2(s)}$ : $-63,0$ ; $\ce{CO(g)}$ : $-110,5$ ; $\ce{C2H2(g)}$ : $+226,7$ ; $\ce{Ca(OH)2(s)}$ : $-986,1$ ; $\ce{CO2(g)}$ : $-393,5$ ; $\ce{H2O(l)}$ : $-285,8$ .

TermoquímicaEstequiometríaEntalpía de reacción

T7: Equilibrios redox

Ajuste redox y estequiometría

Problema

2025 · Extraordinaria · Titular

2A

El dicloro, $\ce{Cl2}$ , es ampliamente utilizado en el tratamiento de aguas dedicadas al consumo humano. Un contaminante habitual del agua es el sulfuro de hidrógeno, $\ce{H2S}$ , proveniente tanto de la descomposición de materia orgánica como de depósitos de minerales del subsuelo. La reacción entre $\ce{Cl2}$ y $\ce{H2S}$ da lugar a azufre elemental y $\ce{HCl}$ .En una planta potabilizadora se trataron $25 \text{ m}^3$ de agua ( $1 \text{ m}^3 = 1000 \text{ L}$ ), que contenían una cantidad desconocida de sulfuro de hidrógeno, con un exceso de $\ce{Cl2}$ .

a) Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción y ajuste la reacción molecular global.b) Al finalizar la reacción, el pH de la disolución resultó ser

3,83

. Calcule la cantidad de

\ce{H2S}

, en gramos, presente en el agua tratada (desprecie el efecto de la disociación ácida del

\ce{H2S}

en agua).

RedoxpH

T5: Equilibrio químico

Equilibrio de solubilidad

Problema

2025 · Extraordinaria · Titular

2B

El hidróxido de magnesio, $\ce{Mg(OH)2}$ , un compuesto que se utiliza para aliviar el ardor de estómago, es poco soluble en agua:

\ce{Mg(OH)2(s)}

<=>

\ce{Mg^2+(ac) + 2 OH^-(ac)}

\quad K_{ps} = 1,8 \cdot 10^{-11}

a) Se ha preparado una disolución saturada de

\ce{Mg(OH)2}

en una disolución acuosa que contenía

\ce{OH^-(ac)}

. Tras alcanzarse el equilibrio, el pH de la disolución resultó ser

9,0

. Calcule la concentración de

\ce{Mg^2+(ac)}

en dicha disolución.b) Discuta razonadamente si la solubilidad del

\ce{Mg(OH)2}

aumentará o disminuirá al bajar el pH de la disolución acuosa.

SolubilidadKps

T1: Estructura atómica

Configuración electrónica y enlace

Teoría

2025 · Extraordinaria · Titular

3

El fósforo y el azufre son elementos no metálicos que se encuentran presentes en moléculas con actividad biológica. No es este el caso del cloro, a pesar de ser un elemento muy abundante en la corteza terrestre.

a) Escriba la configuración electrónica de estado fundamental de los elementos fósforo, azufre y cloro.b) Deduzca los iones más probables que formarán el azufre y el cloro y escriba sus configuraciones electrónicas.c1) De acuerdo con la regla del octeto, deduzca la fórmula empírica del compuesto que puede formar el azufre con el cloro. Deduzca la geometría de la molécula y discuta su polaridad.c2) Deduzca la fórmula del compuesto que formará el azufre con un elemento del grupo 1 (alcalinos) de la tabla periódica. Razone qué tipo de enlace se forma entre ambos elementos.

Configuración electrónicaGeometría molecular

T6: Equilibrios acido-base

Ácidos débiles y dilución

Problema

2025 · Extraordinaria · Titular

4

Se dispone de una disolución de un ácido débil monoprótico, HA, de concentración $0,5 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}$ , cuyo grado de ionización es del $12 \%$ .

a) Calcule el pH de la disolución y el valor de la constante de acidez.b1) Calcule el pH de la disolución resultante al añadir

80 \text{ mL}

de agua a

20 \text{ mL}

de la disolución anterior. Considere que los volúmenes son aditivos.b2) Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: i) Si diluimos una disolución de un ácido fuerte, como el ácido clorhídrico, el grado de ionización se mantiene constante. ii) Si mezclamos

20 \text{ mL}

de una disolución del ácido HA, de concentración

0,5 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}

, con

20 \text{ mL}

de una disolución de

\ce{NaOH}

de concentración

0,5 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}

, la disolución resultante es ácida.

Ácido débilGrado de ionización

T4: Cinética química

Ecuación de velocidad y orgánica

Problema

2025 · Extraordinaria · Titular

5

Cierto fármaco, F, reacciona con iones hidroxilo, $\ce{OH^-}$ , dando lugar a la especia inactiva, I:

\ce{F(ac) + 2 OH^-(ac)}

->

\ce{I(ac)}

Se han determinado las velocidades iniciales de la reacción, obteniéndose los siguientes resultados:

a) Deduzca el orden de reacción respecto de cada reactivo y escriba la ley de velocidad de la reacción.b) Calcule la constante de velocidad de la reacción, con las unidades correspondientes.c1) Complete las siguientes reacciones químicas, nombre los compuestos orgánicos que hay involucrados e indique el tipo de reacción de que se trata en cada caso: i)

\ce{CH3-CH(OH)-CH3} \xrightarrow{\ce{H2SO4}, \text{ calor}} \text{A + B}

ii)

\ce{CH3-CH2-CH2-CH2OH} \xrightarrow{\ce{KMnO4}, \text{ calor}} \text{C}

c2) Proponga dos isómeros compatibles con la fórmula molecular

\ce{C4H10O}

y nómbrelos.

Cinética químicaQuímica orgánica

T1: Estructura atómica

Números cuánticos y configuración electrónica

Cuestión

2024 · Ordinaria · Titular

C1

Dados los elementos A y B con números atómicos 9 y 15, respectivamente: a) Escriba su configuración electrónica del estado fundamental e indique grupo y periodo al que pertenecen. b) Escriba todos los posibles valores de los números cuánticos para un electrón 2p y para un electrón 3s. c) Deduzca el ion más probable que formará cada uno de ellos y escriba su configuración electrónica del estado fundamental. d) Aplicando la regla del octete, deduza la fórmula empírica del compuesto formado por los dos elementos A y B, e indique, razonadamente el tipo de enlace.

T1: Estructura atómicaConfiguración electrónica

T2: Enlace químico

Geometría molecular y polaridad

Cuestión

2024 · Ordinaria · Titular

C2

Considere las siguientes moléculas: $\ce{BF3}, \ce{CF4}$ y $\ce{NF3}$ . Responda a las siguientes cuestiones: a) Dibuje la estructura electrónica de Lewis de cada una de las moléculas y deduza su geometría. b) Ordene, justificadamente las moléculas $\ce{BF3}, \ce{CF4}, \ce{NF3}$ por orden creciente de su ángulo de enlace. c) Discuta la polaridad de los enlaces de las tres moléculas, y deduzca si éstas tienen momento dipolar.Datos: números atómicos, Z: $\text{B} = 5; \text{C} = 6; \text{N} = 7; \text{F} = 9$ . Electronegatividades: $\text{B} = 1,9; \text{C} = 2,4; \text{N} = 3,0; \text{F} = 4,0$ .

T2: Enlace químicoVSEPR