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Pruebas de Acceso a las Universidades

de Castilla y León

QUÍMICA

Texto para los Alumnos

3 páginas

Química. Propuesta 3/ 2011. Página 1 de 3

CRITERIOS GENERALES DE EVALUACIÓN El alumno deberá contestar a uno de los dos bloques A o B con sus problemas y cuestiones. Cada bloque consta de cinco preguntas. Cada una de las preguntas puntuará como máximo dos puntos. La calificación máxima (entre paréntesis al final de cada pregunta) la alcanzarán aquellos ejercicios que, además de bien resueltos, estén bien explicados y argumentados, cuidando la sintaxis y la ortografía y utilizando correctamente el lenguaje científico, las relaciones entre las cantidades físicas, símbolos, unidades, etc. DATOS GENERALES Los valores de las constantes de equilibrio que aparecen en los problemas deben entenderse que hacen referencia a presiones expresadas en atmósferas y concentraciones expresadas en mol·L-1. El alumno deberá utilizar los valores de los números atómicos, masas atómicas y constantes universales que se le suministran con el examen. BLOQUE A 1. Haga un esquema del ciclo de Born-Haber para el CaCl2 y calcule ΔHfº por mol del CaCl2(s)

utilizando los valores de las energías de los procesos: Hasta 2,0 puntos sublimación del calcio: + 178,2 kJ/mol disociación de la molécula de cloro: + 243,2 kJ/mol primera energía de ionización del calcio: + 590 kJ/mol segunda energía de ionización del calcio: + 1145 kJ/mol afinidad electrónica del cloro: - 348,0 kJ/mol energía de red del CaCl2: - 2223 kJ/mol

2. Tomando como ejemplo los elementos del 2º período analice razonadamente, en función del aumento del número atómico: a. La variación del radio atómico. Hasta 1,0 puntos b. La variación de la primera energía de ionización. Hasta 1,0 puntos

3. En relación con los gases ideales:

a. Calcule el volumen que ocupará 1 L de gas cuando la presión se reduce a la mitad y la temperatura es constante. Hasta 0,7 puntos

b. Calcule los volúmenes de 1 L de gas cuando se calienta desde 0 ºC hasta 100 ºC y cuando se enfría desde 0 ºC a -100 ºC si se mantiene constante la presión. Hasta 0,7 puntos

c. Calcule el volumen molar en condiciones normales. Hasta 0,6 puntos

4. Calcule: a. El pH de 50 mL de una disolución de CH3COOH del 30 % en masa y densidad 1,04 g/mL.

Hasta 0,8 puntos b. El pH de 1 L de una disolución de NaOH de concentración 0,3 M. Hasta 0,6 puntos c. El pH de la disolución resultante al añadir al litro de la disolución de NaOH anterior, 500 mL de

una disolución 0,4 M de HCl. Considerar los volúmenes aditivos. Hasta 0,6 puntos Datos: Ka (ácido acético) = 1,8 · 10-5.

5. Se quieren obtener 50 gramos de oro y 50 gramos de cobre por electrolisis de disoluciones acuosas de

tricloruro de oro y de sulfato de cobre (II) respectivamente. Si en ambos casos se utiliza la misma intensidad de corriente, ¿qué proceso necesitará menos tiempo? Hasta 2,0 puntos


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BLOQUE B 1. En relación con las especies BF3 y BF4

- a. Represente una estructura de Lewis para cada una de ellas. Hasta 0,8 puntos b. Determine el número de oxidación del B en ambos compuestos. Hasta 0,4 puntos c. Utilice la teoría de RPECV para predecir sus formas geométricas. Hasta 0,8 puntos

2. Prediga, justificando las respuestas, si el cambio de entropía del sistema es positivo o negativo para

las siguientes reacciones: a. 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) Hasta 1,0 puntos b. NH4Cl(s) → NH3(g) + HCl(g) Hasta 1,0 puntos

3. El agua oxigenada, en medio ácido, cuando actúa como oxidante se reduce a agua y cuando actúa

como reductor se oxida a dioxígeno. a. Escribir ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción, la reacción iónica global y la

reacción molecular cuando, en medio ácido sulfúrico, oxida al sulfuro de plomo(II) a sulfato de plomo(II). Hasta 1,0 puntos

b. Escribir ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción, la reacción iónica global y la reacción molecular cuando, en medio ácido sulfúrico, reduce al permanganato potásico a manganeso(II) Hasta 1,0 puntos

4. La constante del producto de solubilidad del hidróxido de cobre (II) a 25 ºC es 2,1 ·10-20. Determine

la solubilidad del compuesto en agua y exprese el resultado en g/L. Hasta 2,0 puntos

5. Se desea preparar dos litros de disolución 0,5 M de cada uno de los siguientes compuestos:

a. HNO3 a partir de ácido nítrico concentrado de concentración 61 % en masa y densidad 1,38 g/mL. Comente el procedimiento que seguiría y el material de laboratorio utilizado.

Hasta 1,0 puntos b. NaCl a partir de cloruro sódico sólido puro. Comente el procedimiento que seguiría y el material

de laboratorio utilizado. Hasta 1,0 puntos


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1. Tabla periódica de los elementos Grupos 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1 1 H

1,01

2 He 4,00

2 3

Li 6,94

4 Be 9,01

Z X A

Número atómico Símbolo

Masa atómica

5 B

10,81

6 C

12,01

7 N

14,01

8 O

16,00

9 F

19,00

10 Ne

20,18

3 11 Na

22,99

12 Mg 24,31

13 Al

26,98

14 Si

28,09

15 P

30,97

16 S

32,01

17 Cl

35,45

18 Ar

39,95 4

19 K

39,10

20 Ca

40,08

21 Sc

44,96

22 Ti

47,87

23 V

50,94

24 Cr

51,00

25 Mn 54,94

26 Fe

55,85

27 Co

58,93

28 Ni

58,69

29 Cu

63,55

30 Zn

65,41

31 Ga

69,72

32 Ge

72,64

33 As

74,92

34 Se

78,96

35 Br

79,90

36 Kr

83,80

5 37 Rb

85,47

38 Sr

87,62

39 Y

88,91

40 Zr

91,22

41 Nb

92,91

42 Mo 95,94

43 Tc [98]

44 Ru

101,07

45 Rh

102,91

46 Pd

106,42

47 Ag

107,87

48 Cd

112,41

49 In

114,82

50 Sn

118,71

51 Sb

121,76

52 Te

127,60

53 I

126,90

554 Xe

131,29

6 55 Cs

132,91

56 Ba

137,33

57 La

138,91

72 Hf

178,49

73 Ta

180,95

74 W

183,84

75 Re

186,21

76 Os

190,23

77 Ir

192,22

78 Pt

195,08

79 Au

196,97

80 Hg

200,59

81 Tl

204,38

82 Pb

207,2

83 Bi

208,98

84 Po

[209]

85 At

[210]

86 Rn

[222]

7 87 Fr

[223]

88 Ra

[226]

89 Ac

[227]

104 Rf

[261]

105 Db

[262]

106 Sg

[266]

107 Bh

[264]

108 Hs

[277]

109 Mt

[268]

110 Ds

[271]

111 Rg

[272]

57

La 138,91

58 Ce

140,12

59 Pr

140,91

60 Nd

144,24

61 Pm [145]

62 Sm

150,36

63 Eu

151,96

64 Gd

157,25

65 Tb

158,93

66 Dy

162,50

67 Ho

164,93

68 Er

167,26

69 Tm

168,93

70 Yb

173,04

71 Lu

174,97

89 Ac

[227]

90 Th

232,04

91 Pa

231,04

92 U

238,03

93 Np

[237]

94 Pu

[244]

95 Am [243]

96 Cm [247]

97 Bk

[247]

98 Cf

[251]

99 Es

[252]

100 Fm [257]

101 Md [258]

102 No

[259]

103 Lr

[262]

2. Constantes físico-químicas Carga elemental (e) : 1,602 · 10-19 C Constante de Avogadro (NA) : 6,022 · 10 23 mol-1 Unidad de masa atómica (u) : 1,661 · 10-27 kg Constante de Faraday (F) : 96490 C mol-1

Constante molar de los gases (R) : 8,314 J mol-1 K-1 = 0,082 atm dm3 mol -1 K-1

3. Algunas equivalencias 1 atm = 760 mmHg = 1,013 · 105 Pa 1 cal = 4,184 J 1 eV = 1,602 · 10-19 J

Períodos


1. Haga un esquema del ciclo de Born-Haber para el CaCl2 y calcule ΔHfº por mol del CaCl2(s) utilizando los valores de las energías de los procesos: Hasta 2,0 puntos

sublimación del calcio: + 178,2 kJ/mol disociación de la molécula de cloro: + 243,2 kJ/mol primera energía de ionización del calcio: + 590 kJ/mol segunda energía de ionización del calcio: + 1145 kJ/mol afinidad electrónica del cloro: - 348,0 kJ/mol energía de red del CaCl2: - 2223 kJ/mol

Solución: 7 ∆H7 formación

a) Ca (s) + Cl2 (g) CaF2 (s) 1 2 ∆H1 sublimación ∆H2 disociación Ca (g) + 2 Cl (g) 5 3 ∆H3 1ª ionización 2 · ∆H5 afinidad electrónica Ca+ (g) + 2 Cl − (g) 4 ∆H4 2ª ionización 6 Energía reticular (U) Ca2+ (g) + 2 Cl− (g)

La entalpía de formación se obtiene de la expresión: ∆H7f = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + 2 · ∆H5 + U = 178,2 + 243,2 + 590 + 1.145 + 2 · (− 348) − 2.223 = − 762,6 kJ · mol−1. Resultado: −−−− 762,6 kJ · mol−−−−1.


2. Tomando como ejemplo los elementos del 2º período analice razonadamente, en función del aumento

del número atómico: a. La variación del radio atómico. Hasta 1,0 puntos b. La variación de la primera energía de ionización. Hasta 1,0 puntos

Solución:

a) En general, y en particular para el 2º período, el radio atómico es una propiedad periódica que disminuye al avanzar en un período de izquierda a derecha, pues en este sentido aumenta la carga nuclear efectiva y, al ir situándose el electrón diferenciador en el mismo nivel energético, la fuerza atractiva núcleo-electrón diferenciador va creciendo y, por ello, se va produciendo una contracción del volumen atómico, o lo que es lo igual, una disminución del radio atómico. b) La energía de ionización es también una propiedad periódica que aumenta al avanzar en un período de izquierda a derecha, por la misma razón expuesta en el apartado anterior, pues al encontrarse el electrón diferenciador más fuertemente atraído por el núcleo, es necesario ir aplicando más cantidad de energía para arrancarlo.

3 ed 1 anigáP .1102 /3 atseuporP .acimíuQ

3. En relación con los gases ideales: a. Calcule el volumen que ocupará 1 L de gas cuando la presión se reduce a la mitad y la

temperatura es constante. Hasta 0,7 puntosb. Calcule los volúmenes de 1 L de gas cuando se calienta desde 0 ºC hasta 100 ºC y cuando se

enfría desde 0 ºC a -100 ºC si se mantiene constante la presión. Hasta 0,7 puntosc. Calcule el volumen molar en condiciones normales. Hasta 0,6 puntos

Las leyes de Boyle y Mariotte (proceso a T=cte) y de Charles y Gay-Lussac (procesos a P=cte o procesosV=cte) se condensan en la ecuación de estado de los gases ideales: pV=nRT

a) Proceso a T=cte

LVLVcomo

VVpVpppcomoVpVpVpVp

dividiendoVpVp

21

·2

·2

;··1··

·n · R · T·

21

221

1 11

2221 122

1 1

22

1 1

==

= 2 V====

=

=

b) * Proceso a p=cte (0ºC a 100ºC)

LV

VVT

TVV

1, 73273373

3732731

2

222

1

2

1

=

===

* Proceso a p=cte (0ºC a -100ºC)

LV

VVT

TVV

0, 36

273173

1732731

2

222

1

2

1

=

===

c) Se denominan condiciones normales a la presión de 1 atm y a la temperatura de 0 ºC. p · V = n · R · T; 1 atm · V = 1 mol · 0,082 atm · L/(mol · K) · 273 K

Vmolar = 22,4 L

n · R · T

1

dividiendoVpVp·

n · R · T· 1 1

=

=

n · R · T2 2

dividiendoVpVp·

n · R · T· 1 1

=

=

n · R · T2 2


4. Calcule: a. El pH de 50 mL de una disolución de CH3COOH del 30 % en masa y densidad 1,04 g/mL.

Hasta 0,8 puntos b. El pH de 1 L de una disolución de NaOH de concentración 0,3 M. Hasta 0,6 puntos c. El pH de la disolución resultante al añadir al litro de la disolución de NaOH anterior, 500 mL de

una disolución 0,4 M de HCl. Considerar los volúmenes aditivos. Hasta 0,6 puntos Datos: Ka (ácido acético) = 1,8 · 10-5.

a) 1 L de disolución de ácido acético tiene una concentración molar:

=⋅⋅⋅COOHCHg

COOHCHmol

disolucióng

COOHCHg

disoluciónL

disoluciónmL

disoluciónmL

disolucióng

3

33

64

1

100

30100004,1 4,875 M

Como cualquier volumen de una disolución de concentración conocida, ácida o básica, presenta la misma concentración, llamando x a la concentración de iones oxonios que se disocian, la concentración de las distintas especies al inicio y en el equilibrio son:

CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇆ CH3COO− (aq) + H3O+ (aq)

Moles al inicio: 4,875 0 0 Moles en equilibrio: 4,875 − x x x que sustituidas en la constante ácida del acético, despreciando x en el denominador y operando, resulta:

[ ] [ ]

[ ] =⋅⋅=⇒−

=⋅⇒⋅

= −−+−

875,4108,1875,4

108,1 52

5

3

33 xx

x

COOHCH

OHCOOCHK a 9,37 · 10–4 M.

Luego, el pH es: pH = − log [H3O+] = − log 9,37 10−3= 3 − log 9,37 = 3 − 0,97 = 2,03.

–1

CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇆ CH3COO− (aq) + H3O+ (aq)

Moles al inicio: 0,244 0 0 Moles en equilibrio: 0,244 − x x x

cuyas concentraciones son: [CH3COOH] = ;05,0

244,0M

x− [CH3COOH] = [H3O

+] = .05,0

Mx

Sustituyéndolas en la Ka del acético, despreciando x en el denominador y operando, resulta:

[ ] [ ]

[ ] =⋅⋅⋅=⇒−

=⋅⇒⋅

= −−+−

244,005,0108,1

05,0

244,005,0

108,1 52

2

5

3

33 xx

x

COOHCH

OHCOOCHK a 4,68·10–4 moles,

siendo la concentración de los iones oxonios: [H3O+] = =

⋅ −

L

moles

05,0

1068,4 4

9,36 · 10–3 M.

Luego, el pH es: pH = − log [H3O+] = − log 9,37 10−3= 3 − log 9,37 = 3 − 0,97 = 2,03.

Solución:

También puede resolverse el apar tado, determinando los moles de ácido contenidos en los 50 mL de disolución, como se expone a continuación.

L lamando x a los moles de ácido que se disocian, los moles de las distintas especies al inicio y en el equilibr io son:

Los moles de ácido en los 50 mL son: n = M · V = 4,875 moles · L · 0,05 L = 0,244.

b) Por ser la base NaOH muy fuerte, en disolución se encuentra totalmente ionizada, por lo que la concentración de iones hidróxidos, OH–, es la misma que la de la disolución, [OH–] = 0,3 M. Determinando el pOH se calcula el pH despejándolo de la expresión pH + pOH = 14, o también puede determinarse la concentración de los iones oxonios, H3O

+, despejándolos de la expresión: [H3O

+] · [OH–] 10–14 y calculando el menos logaritmo. pOH = – log [OH–] = – log 0,3 = 0,52, siendo el pH: pH = 14 – pOH = 14 – 0,52 = 13,48.

3+

[ ] =−

−

−

3,0

1010 1414

OH

–14 M, correspondiéndole el pH:

pH = – log [H3O+] = – log 3,33 · 10–14 = 14 – log 3,33 = 14 – 0,52 = 13,48.

c) Se produce la reacción de neutralización: NaOH (ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H2O (l). Por ser la estequiometría de la reacción 1 a 1, es decir, al reaccionar un mol de NaOH con 1 mol de HCl, hay que conocer los moles de NaOH y HCl en sus respectivas disoluciones, para saber cuál de ellas se encuentra en exceso y poder calcular el pH de la disolución resultante. Moles de NaOH: n = M · V = 0,3 moles · L–1 · 1 L = 0,3 moles. Moles de HCl: n´ = M´ · V´ = 0,4 moles · L–1 · 0,5 L = 0,2 moles. Luego, si reaccionan los 0,2 moles de HCl con 0,2 moles de NaOH, quedan sin reaccionar 0,1 moles de NaOH, que al encontrarse disueltos en un volumen total de 1,5 L, proporciona a la disolución la

concentración molar: M = ==L

NaOHmoles

V

moles

5,1

1,00,067 M, que es la concentración de los iones OH–

por encontrarse la base totalmente ionizada, por lo que, al igual que en el apartado anterior, b), el pH se puede obtener de dos formas, aunque aquí se utilizará la primera, es decir: pOH = – log [OH–] = – log 0,067 = 1,17, siendo el pH: pH = 14 – pOH = 14 – 1,17 = 12,83. Resultado: a) pH = 2,03; b) pH = 13,48; c) pH = 12,83.

La otra forma es: [H O ] = = 3,33 · 10


5. Se quieren obtener 50 gramos de oro y 50 gramos de cobre por electrolisis de disoluciones acuosas de tricloruro de oro y de sulfato de cobre (II) respectivamente. Si en ambos casos se utiliza la misma intensidad de corriente, ¿qué proceso necesitará menos tiempo? Hasta 2,0 puntos

50 g AuCl3 Au3+ + 3e- -> 9Au 50 g CuSO4 Cu2+ + 2- 9Cu

Aplicando las leyes de Faraday:

tIM

tIM

mm

tIMm

FztI

Mm

n

3·FtI

MmFz

tIMm

n

CuCuCu

AuAuAu

Cu

Au

CuCuCuCu

Cu

CuCu

Cu

CuCu

AuAuAuAu

Au

AuAu

Au

AuAu

2

3

==->==

=->==

+

+

Como las masas a depositar son iguales y la intensidad de la corriente eléctrica también se tiene:

Cu

Au

tmol36 ,5g /tmolg /197

·321 = 2, 70

36 ,5197·

32

tt

Au

Cu ==

tCu = 2,07·tAu

Se deposita antes el oro que el cobre

Las Leyes de Faraday para el depósito de metales por electrolisis se resumen en: 1 mol se deposita con z·F culombios n mol se depositan con Q (I· t) culombios Siendo z la carga del ion metálico.

Fzt In

tIF z

n ··

··1

==

->

2·F

3·F

2·F


1. En relación con las especies BF3 y BF4-

a. Represente una estructura de Lewis para cada una de ellas. Hasta 0,8 puntos b. Determine el número de oxidación del B en ambos compuestos. Hasta 0,4 puntos c. Utilice la teoría de RPECV para predecir sus formas geométricas. Hasta 0,8 puntos

Las distribuciones electrónicas de los dos átomos son: 5B: 1s2 || 2s2 2p1 ………………..con 3 e- en la última capa

9F: 1s2 || 2s2 2p5 ………………..con 5 e- en la última capa

b) El número de oxidación del flúor es - 1 en ambos compuestos y el del boro es + 3 en los dos compuestos.

c) BF3El B se enlaza con tres átomos de F. Como el B tiene 3 electrones en la última capa, adopta hibridación sp2, quedando y orbital p vacío sin hibridar. De acuerdo con la TRPECV (teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia) los átomos que rodean al átomo central se disponen con mínima energía y máxima separación. 5B: 1s2 || 2s2 2p1

BF4-

En el BF3 quedaba u orbital p vacío que puede aceptar un par de electrones. El BF4- se forma mediante un

enlace dativo (un F dona los dos electrones del enlace). Pero según la teoría de RPECV, los átomos alrededor del átomo central tienden a la máxima separación (mínima repulsión). Para lograr la máxima separación ahora el B adopta hibridación sp3, formando 4 híbridos sp3, uno de ellos vacío.

La máxima separación de los cuatro átomos de F en torno al átomo central de B se logra en disposición tetraédrica de los híbridos sp3.

El boro necesita 4 orbitales híbridos sp3 y los 2 e- los pone el Flúor.

Los híbridos no se distinguen y forman ángulos de 109º.


2. Prediga, justificando las respuestas, si el cambio de entropía del sistema es positivo o negativo para las siguientes reacciones: a. 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) Hasta 1,0 puntos b. NH4Cl(s) → NH3(g) + HCl(g) Hasta 1,0 puntos

a) En esta reacción se produce el paso de tres moles de moléculas gaseosas a 2 moles de moléculas líquidas, por lo que, el sistema ha sufrido un reordenamiento molecular, y al medir la entropía de un sistema su grado de desorden molecular, la reacción propuesta presenta una disminución de su entropía, es decir, ∆So < 0. b) Esta reacción, por el contrario, muestra como un mol de moléculas de sólido se transforma en dos moles de moléculas gaseosas, lo que evidencia que ha habido un aumento del desorden molecular del sistema, es decir, se ha producido un incremento de entropía en el sistema, ∆So > 0.

Solución:


3. El agua oxigenada, en medio ácido, cuando actúa como oxidante se reduce a agua y cuando actúa como reductor se oxida a dioxígeno. a. Escribir ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción, la reacción iónica global y la

reacción molecular cuando, en medio ácido sulfúrico, oxida al sulfuro de plomo(II) a sulfato de plomo(II). Hasta 1,0 puntos

b. Escribir ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción, la reacción iónica global y la reacción molecular cuando, en medio ácido sulfúrico, reduce al permanganato potásico a manganeso(II) Hasta 1,0 puntos

Solución:

a) La reacción molecular es: H2O2 + PbS (medio H+) → H2O + PbSO4, Semirreacción de oxidación: S2– + 4 H2O → SO4

2– + 8 H+ + 8 e–. Semirreacción de reducción: H2O2 + 2H+ + 2 e– → 2 H2O Multiplicando por 4 la semirreacción de reducción para igualar los electrones intercambiados y sumándolas para eliminarlos, se obtiene la ecuación iónica ajustada: S2– + 4 H2O → SO4

2– + 8 H+ + 8 e–. 4 H2O2 + 8 H+ + 8 e– → 8 H2O 4 H2O2 + S2– → 4 H2O + SO4

2–, y llevando estos coeficientes a la ecuación molecular, queda ésta ajustada: 4 H2O2 + PbS (medio H+) → 4 H2O + PbSO4. b) La ecuación molecular de la reacción es:

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O. Las semirreacciones de oxido−reducción, ajustadas atómica y electrónicamente son: Semirreacción de oxidación: H2O2 − 2 e− → O2 + 2 H+ Semirreacción de reducción: MnO4

− + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O

Sumando ambas semirreacciones, después de multiplicar la primera por 5 y la segunda por 2, para eliminar los electrones intercambiados por el permanganato y el agua oxigenada, queda la ecuación iónica ajustada: 5 H2O2 − 10 e− → 5 O2 + 10 H+ 2 MnO4

− + 16 H+ + 10 e− → 2 Mn2+ + 8 H2O 2 MnO4

− + 5 H2O2 + 6 H+ → 2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O, y llevando estos coeficientes a la ecuación molecular, también queda esta ajustada:

2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 → 2 MnSO4 + K2SO4 + 5 O2 + 8 H2O.


4. La constante del producto de solubilidad del hidróxido de cobre (II) a 25 ºC es 2,1 ·10-20. Determine la solubilidad del compuesto en agua y exprese el resultado en g/L. Hasta 2,0 puntos

Solución:

El equilibrio de ionización del hidróxido es: Cu (OH)2 ⇆ Cu2+ + 2 OH−. De la estequiometría del equilibrio de solubilidad se deduce que, si la solubilidad de la sal en disolución es S, en moles · L−1, como por cada mol de sal que se disocia produce 1 mol de iones Cu2+ y 2 moles de iones OH−, la solubilidad de los iones Cu2+ es S, y la de los iones OH− es 2 · S.

Del producto de solubilidad: Kps = [Cu2+] · [OH−]2 = S · (2 · S)2 = 4 · S3, sustituyendo las variables conocidas por sus valores, despejando S y operando:

2,1 · 10−20 = 4 · S3 ⇒ S = =⋅=⋅ −−

3 21320

1025,54

101,21,74 · 10−7 moles · L−1.

Multiplicando la solubilidad por el factor de conversión gramos-mol de Cu (OH)2, se obtiene la

solubilidad en g · L–1: 1,74 · 10–7 =⋅mol

g

L

moles

1

5,971,7 · 10–5 g · L–1.

Resultado: S = 1,7 · 10–5 g · L–1.


5. Se desea preparar dos litros de disolución 0,5 M de cada uno de los siguientes compuestos: a. HNO3 a partir de ácido nítrico concentrado de concentración 61 % en masa y densidad 1,38 g/mL.

Comente el procedimiento que seguiría y el material de laboratorio utilizado. Hasta 1,0 puntos b. NaCl a partir de cloruro sódico sólido puro. Comente el procedimiento que seguiría y el material

de laboratorio utilizado. Hasta 1,0 puntos

a) Se calcula la concentración molar de la disolución de ácido nítrico concentrado. Para lo cual tomamos la masa de 1L de disolución y calculamos los mol de ácido nítrico puro que contiene (esto será la molaridad): Como la densidad es 1,38 g/mL, la masa de 1L será 1.380 g

LmolHNOg

HNOmol

disolucióng

HNOg

disoluciónL

disolucióngHNOMolaridad /31 , 63

36331

100361

1

1380

3==

Aplicando la ley de la conservación de la masa: los moles de ácido nítrico son iguales en la disolución concentrada que en la diluida que se debe preparar.Vconcentrada · Mconcentrada = Vdiluida · Mdiluida;

Sustituyendo: Vconcentrada · 13,36 mol/L = 2 L · 0,5 mol/L Vconcentrada = 0,0748 L

Vconcentrada = 74,8 mL

Se vierte un poco de ácido comercial en un vaso de precipitados. Con una probeta se miden 74,8 mL que se vierten en un matraz aforado de 2 litros y se rellena hasta los dos litros de agua.

b) Si la sal es pura, la cantidad que se necesita es:

gmol

gNaClmolNaCldemolnL

L

molnVMn

V

nNaClM 85 ,5

85 ,5·1125,0·· =====

Se pesan 58,5 g de sal, se vierten en un vaso de precipitados y se añade un poco de agua hasta disolución. Se trasvasa a un matraz aforado y se rellena con agua hasta los dos litros.

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