Xuño 1

PAU
XUÑO 2014
Código: 27
QUÍMICA
Cualificación: O alumno elixirá UNHA das dúas opcións. Cada pregunta cualificarase con 2 puntos.
OPCIÓN A
1.
1.1. Dados os seguintes elementos: B, O, C e F, ordéneos en orde crecente segundo o primeiro potencial de ionización. Razoe a resposta.
1.2. Agrupe as especies que son isoelectrónicas: O2-, C, F–, Na+, Ge2+, B–, Zn. Razoe a resposta.
2.
2.1. Formule: benceno, etanoato de metilo, 2-butanol e nomee: CH3-CH2-CH2-CHO e CH3-O-CH3.
2.2. Razoe o tipo de isomería que presenta o composto 2-hidroxipropanoico, de fórmula química: CH 3CH(OH)-COOH. Sinale e indique o nome dos grupos funcionais que presenta.
3.
3.1 Considere a seguinte reacción: Br2(g) ⇄ 2 Br(g). Cando 1,05 moles de Br2 colócanse nun matraz de
0,980 L a unha temperatura de 1873 K disóciase o 1,20 % de Br2. Calcule a constante de equilibrio Kc
da reacción.
3.2. Calcule a masa de cobre que se pode obter ao reaccionar 200 mL de disolución de sulfato de
cobre(ll) ao 20 % en peso e densidade 1,10 g·mL-1 co suficiente ferro, tendo en conta que na reacción
tamén se produce sulfato de ferro(lI).
4.
4.1. Sabendo que a 25 °C a Ks(BaSO4) é 1,1·10-10, determine a solubilidade do sal en g·L-1.
4.2. Se 250 mL de BaCl2 0,0040 M engádense a 500 mL de K2SO4 0,0080 M e supoñendo que os volumes son aditivos, indique se se formará precipitado ou non.
5.
A 25 °C e empregando un eléctrodo de prata e outro de cinc, disolucións de Zn 2+(1,0 M) e Ag+(1,0 M) e
unha disolución de KNO3 2,0 M como ponte salina, constrúese no laboratorio a seguinte pila:
Zn(s) | Zn2+(aq) ⁞ Ag+(aq) | Ag(s). Datos: E°(Zn2+/Zn) = -0,76 V; E°(Ag+/Ag) = +0,80 V.
5.1. Escribir as semirreaccións que ocorren en cada eléctrodo e a ecuación da reacción iónica global,
calculando tamén a forza electromotriz da pila.
5.2. Faga un debuxo-esquema detallado da pila, indique o ánodo e cátodo, e o sentido no que circulan
os electróns, así como os ións da ponte salina.
OPCIÓN B
1.
1.1. Considere o seguinte proceso en equilibrio: N2F4(g) ⇄ 2 NF2(g); ∆H° = 38,5 kJ. Razoe que lle ocorre
ao equilibrio si diminúese a presión da mestura de reacción a temperatura constante.
1.2. Especifique que orbitais híbridos utiliza o carbono no eteno (C 2H4), así como o tipo de enlaces que
se forman na molécula. Razoe a resposta.
2.
Xustifique si estas afirmacións son correctas:
2.1. O produto da constante de ionización dun ácido e a constante de ionización da súa base conxugada é igual á constante do produto iónico do auga.
2.2. A presenza dun ión común diminúe a solubilidade dun sal lixeiramente soluble.
3.
No laboratorio pódese preparar cloro gas facendo reaccionar permanganato do potasio sólido con ácido
clorhídrico concentrado.
3.1. No transcurso desta reacción redox fórmase cloro, cloruro de manganeso(ll), cloruro de potasio e
auga. Escriba e axuste a reacción molecular mediante o método do ión-electrón.
3.2. Calcule o volume de cloro gas, a 20 °C e 1 atm (101,3 kPa), que se obtén ao facer reaccionar
10 mL de ácido clorhídrico concentrado do 35,2 % en masa e densidade 1,175 g·mL -1 cun exceso de
permanganato de potasio. Datos: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1 = 8,31 J·K-1·mol-1.
4.
O naftaleno (C10H8) é un composto aromático sólido que se vende para combater a couza. A combustión completa deste composto para producir CO2(g) e H2O(l) a 25 °C e 1 atm (101,3 kPa) desprende
5154 kJ·mol-1.
4.1. Escriba as reaccións de formación do naftaleno e a reacción de combustión.
4.2. Calcule a entalpía estándar de formación do naftaleno e interprete o seu signo.
Datos: ∆Hf°(CO2(g)) = -393,5 kJ·mol-1; ∆Hf°(H2O(l)) = -285,8 kJ·mol-1
5.
5.1. Cantos mL dunha disolución de NaOH 0,610 M necesítanse para neutralizar 20,0 mL dunha disolución de H2SO4 0,245 M? Indique a reacción que ten lugar e xustifique o pH no punto de equivalencia.
5.2. Nomee o material necesario e describa o procedemento experimental para levar a cabo a valoración.
Solucións
OPCIÓN A
1.-
a) Dados os seguintes elementos: B, O, C e F, ordéneos en orde crecente segundo o primeiro
potencial de ionización. Razoe a resposta.
b) Agrupe as especies que son isoelectrónicas: O2-, C, F–, Na+, Ge2+, B–, Zn. Razoe a resposta.
Solución:
a) A enerxía de ionización é a enerxía necesaria para arrincar o electrón máis externo a cada átomo dun mol
de átomos dun elemento en fase gaseosa e en estado fundamental.
Corresponde á entalpía do proceso:
A(g) → A+ (g) + e– ΔH = I
É un propiedade periódica. Aumenta a medida que se avanza no período ata facerse máxima para os gases
nobres, debido ao aumento da carga nuclear efectiva e a diminución do radio atómico.
I(B) < I(C) < I(O) < I(F)
b) As especies isoelectrónicas son as que teñen o mesmo número de electróns. Para un átomo neutro, o
número de electróns é igual ao número de protóns que se indica no número atómico. Os ións positivos perderon tantos electróns como indica a súa carga e os negativos gañaron electróns.
Os números atómicos e número de electróns de cada especie móstrase na seguinte táboa:
Especie
O2C
F–
Na+
Ge2+
B–
Zn
Número atómico
8
6
9
11
Número de electróns
10
6
10
10
Xa que logo son isoelectrónicos:
Os ións óxido (O2-), fluoruro (F–) e sodio (Na+) con 10 electróns.
O carbono (C) e o ión boruro(1-) (B–), con 6 electróns.
O cinc (Zn) e o ión xermanio(II) (Ge 2+) con 30 electróns.
2.-
32
5
30
30
6
30
a) Formule: benceno, etanoato de metilo, 2-butanol e nome: CH 3-CH2-CH2-CHO e CH3-O-CH3.
b) Razoe o tipo de isomería que presenta o composto 2-hidroxipropanoico, de fórmula química:
CH3-CH(OH)-COOH. Sinale e indique o nome dos grupos funcionais que presenta.
Rta.:
a)
, CH3–COO–CH3, CH3–CH2–CHOH–CH3, butanal e dimetiléter (ou metoximetano)
b) isomería óptica (o carbono 2 é asimétrico). Grupo ácido –COOH e grupo alcohol –OH.
3.-
a) Considere a seguinte reacción: Br2(g) ⇄ 2 Br(g). Cando 1,05 moles de Br2 colócanse nun matraz de 0,980 dm3 a unha temperatura de 1873 K disóciase o 1,20 % de Br2. Calcule a constante
de equilibrio Kc da reacción.
b) Calcule a masa de cobre que se pode obter ao reaccionar 200 cm3 de disolución de sulfato de
cobre(ll) ao 20 % en peso e densidade 1,10 g/cm3 co suficiente ferro, tendo en conta que na reacción tamén se produce sulfato de ferro(lI).
Rta.: a) Kc = 6,25×10-4; b) m(Cu) = 17,5 g Cu
Datos
Gas:
Cifras significativas: 3
Volume
V = 0,980 dm3
Temperatura
T = 1873 K
Cantidade inicial de Br2
n0(Br2) = 1,05 mol Br2
Grado de disociación
α = 1,20 % = 0,0120
Incógnitas
Constante do equilibrio Kc
Kc
Outros símbolos
Cantidade de Br 2 que se ha disociado
nd(Br2)
Ecuacións
Concentración da sustancia X
[X] = n(X) / V
Grado de disociación
α = nd / n0
Constantedo equilibrio: a A + b B ⇄ c C + d D
Kc=
[C]ce [ D]ed
[ A]ea [B]be
Solución:
A ecuación de disociación química do bromo é:
Br2(g) ⇄ 2 Br(g)
Hanse disociado:
nd(Br2) = α · n0(Br2) = 0,0120 · 1,05 [mol Br2] = 0,0126 mol Br2 disociados
Pola estequiometría da reacción, as cantidades de bromo atómico formado e en equilibrio son:
Br2 ⇄
2 Br
n0
Cantidade inicial
1,05
0 mol
nr
Cantidade que reacciona ou se forma
ne
Cantidade no equilibrio
1,05 – 0,01 = 1,04
0,0252 mol
[ ]e Concentración no equilibrio
1,04 / 0,980 = 1,06
0,0257 mol/dm3
0,0126 → 0,0252 mol
A expresión da constante de equilibrio en función das concentracións é:
Kc=
[Br ]2e (0,0257)2
=
=6,25×10−4 (concentracións en mol/dm3)
[Br 2 ]e
1,06
Datos
Cifras significativas: 3
Disolución de sulfato de cobre(II) :
Masa molar:
Volume
V = 200 cm3
Riqueza
r = 20,0 % = 0,200
Densidade
ρ = 1,10 g/cm3
Sulfato de cobre(II)
M(CuSO4) = 159,6 g/mol
Cobre
M(Cu) = 63,5 g/mol
Incógnitas
Masa de cobre
m(Cu)
Ecuacións
Cantidade (número de moles)
n=m/M
Concentración dunha disolución
[soluto] = n(s) / VD
Solución:
a) A cantidade de sulfato de cobre(II) que hai en 200 cm 3 de disolución é:
3
n (CuSO 4 )=200 cm D
1,10 g D 20,0 g CuSO 4 1 mol CuSO 4
=0,276 mol CuSO4
3
100 g D
159,6 g CuSO 4
1 cm D
Da ecuación axustada:
CuSO4(aq)+ Fe(s) → Cu(s) + FeSO4(aq)
A cantidade do cobre que se obtén é a mesma:
n(Cu) = 0,276 mol Cu
que corresponde a unha masa de:
m (Cu)=0,276 mol Cu
4.-
63,5 g Cu
=17,5 g Cu
1 mol Cu
a) Sabendo que a 25 °C a Ks(BaSO4) é 1,1·10-10, determine a solubilidade do sal en g/dm3.
b) Se 250 cm3 dunha disolución de BaCl2 de concentración 0,0040 mol/dm3 engádense a 500 cm3 de
disolución de K2SO4 de concentración 0,0080 mol/dm3 e supoñendo que os volumes son aditivos,
indique se se formará precipitado ou non.
Rta.: a) s' = 2,4×10-3 g/dm3; b) Si. 1,3×10-3 · 5,3×10-3 > Ks
Datos
Cifras significativas: 2
Produto de solubilidade do BaSO4
Ks = 1,1×10-10
Volume disolución de BaCl2
V1 = 250 cm3 = 0,25 dm3
Volume disolución K2SO4
V2 = 500 cm3 = 0,50 dm3
Concentración da disolución do BaCl2
[BaCl2]0 = 0,0040 mol/dm3
Concentración do K2SO4
[K2SO4]0 = 0,0080 mol/dm3
Masa molar do sulfato de bario
M(BaSO4) = 233 g/mol
Incógnitas
Solubilidade do sulfato de bario en g/dm3
s'
Se se formará precipitado
Q
Outros símbolos
Solubilidade do sulfato de bario en mol/dm3
s
Ecuacións
Concentración molar (mol/dm3)
s = n / V = s' / M
Produto de solubilidade del equilibrio: BbAa(s) ⇄ b Bβ+(aq) + a Aα-(aq)
Ks = [Aα-]a [Bβ+]b
Solución:
a) O equilibrio de solubilidade é
BaSO4(s) ⇄ Ba2+(aq) + SO42-(aq)
BaSO4 ⇄ Ba2+ SO42[ ]e Concentración no equilibrio
s
A constante de equilibrio Ks é:
Ks = [Ba2+]e [SO42-]e = s · s = s2 = 1,1×10-10
A solubilidade do sulfato de bario é
s
mol/dm3
s=√ K s =√ 1,1×10
−10
−5
=1,0×10
3
mol BaSO4 /dm D
que se pode expresar en g/dm3:
s'=1,0×10−5 mol BaSO4 /dm 3 D
233 g BaSO
=2,4×10−3 g / dm3 D
1 mol BaSO
b) Os sales das disolucións están totalmente disociados.
BaCl2(s) → Ba2+(aq) + 2 Cl–(aq)
K2SO4(s) → SO42-(aq) + 2 K+(aq)
As concentracións iniciais dos ións son:
[Ba2+]0 = [BaCl2]0 = 0,0040 mol/dm3
[SO42-]0 = [BaSO4]0 = 0,0080 mol/dm3
Ao mesturar ámbalas disolucións, dilúense. Supoñendo volumes aditivos, as novas concentracións son:
[Ba 2+ ]=
n(Ba 2+ ) 0,25 dm 3 · 0,0040 mol Ba 2+ / dm3
=
=1,3×10−3 mol Ba 2+ / dm 3
VT
(0,25+0,50) dm 3
3
n(SO2−
0,50 dm3 ·0,0080 mol SO 2−
4 )
4 /dm
3
[SO ]=
=
=5,3×10−3 mol SO 2−
4 /dm
3
VT
(0,25+0,50) dm
2−
4
Formarase precipitado si Q = [Ba2+] [SO42-] > Ks
[Ba2+] [SO42-] = 1,3×10-3 · 5,3×10-3 = 7,1×10-6 > 1,1×10-10
e, xa que logo, fórmase precipitado.
5.-
A 25 °C e empregando un eléctrodo de prata e outro de cinc, disolucións de Zn 2+(de concentración 1,0 mol/dm3) e Ag+(de concentración 1,0 mol/dm3) e unha disolución de KNO3 de concentración 2,0 mol/dm3 como ponte salina, constrúese no laboratorio a seguinte pila:
Zn(s) | Zn2+(aq) ⁞ Ag+(aq) | Ag(s). Datos: E°(Zn2+/Zn) = -0,76 V; E°(Ag+/Ag) = +0,80 V.
a) Escribás semirreaccións que ocorren en cada eléctrodo e a ecuación da reacción iónica
global, calculando tamén a forza electromotriz da pila.
b) Faga un debuxo-esquema detallado da pila, indique o ánodo e cátodo, e o sentido no que
circulan os electróns, así como os ións da ponte salina.
Solución:
Material: Vasos de precipitados de 100 cm (2), tubo en U, cables con
pinzas, voltímetro.
Reactivos: láminas de prata e cinc puídas, disolucións de sulfato de cinc
de concentración 1 mol/dm3 e nitrato de prata 1 mol/dm3. Disolución de
cloruro de potasio para a ponte salina.
3
Redución:
2 Ag+ + 2 e– → 2 Ag
Eº = 0,80 V
Oxidación:
Zn
→ Zn2+ + 2 e– Eº = 0,76 V
Reacción global: Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2 Ag Eº = 1,56 V
(Cátodo +)
(Ánodo –)
e–
+
–
Zn
Ag
NO3–
K+
Zn2+
Ag+
Os electróns circulan do polo negativo (ánodo Zn) ao polo positivo (cátodo Ag).
Na ponte salina, os catións K + circulan cara á disolución que contén ións prata (para compensar a perda de
catións prata que se teñen depositado) e os an ións NO 3– diríxense cara á disolución que contén ións cinc
(que están en exceso).
OPCIÓN B
1.-
a) Considere o seguinte proceso en equilibrio: N2F4(g) ⇄ 2 NF2(g); ∆H° = 38,5 kJ. Razoe que lle
ocorre ao equilibrio si diminúese a presión da mestura de reacción a temperatura constante.
b) Especifique que orbitais híbridos utiliza o carbono no eteno (C2H4), así como o tipo de enlaces
que se forman na molécula. Razoe a resposta.
Solución:
A constante de equilibrio en función das presións pode escribirse así:
pe2 (NF 2 ) ( xe ( NF2 )· p T )2 x2e ( NF2 )
K p=
=
=
p
p e (N 2 F 4 ) xe (N 2 F 4 )· p T x2e (N 2 F 4 ) T
onde x(gas) é a fracción molar de cada gas e pT é a presión total no interior do recipiente.
A constante de equilibrio só depende da temperatura. Non varía aínda que cambien as cantidades de reactivos ou produtos, o volume ou a presión.
Se se diminúe a presión total, para que Kp permaneza constante, ou ben deberá aumentar a fracción molar do
NF2 que aparece no numerador, ou ben diminuír a fracción molar de N 2F4 no denominador. O equilibrio desprazarase (cara á dereita) ata alcanzar unha novo estado de equilibrio no que haberá máis NF 2 e menos N2F4.
Solución:
b) A configuración fundamental do carbono Z = 6 é (1s)2 (2s)2 (2px)1 (2py)1
Pero, debido a que a formación de dúas enlaces máis compensa a enerxía de excitación, antes de formar enlaces pasa
á configuración excitada, [He] (2s) 1 (2px)1 (2py)1 (2pz)1, con
catro electróns desapareados que poden formar catro enlaces covalentes.
Prodúcese unha hibridación sp2: aparecen tres híbridos sp2
formados por combinación dun orbital s e dous orbitais p,
1s
sp2
(px e py) e queda sen hibridar o orbital pz.
Haberá un electrón desapareado en cada híbrido e tamén no orbital pz.
Estes híbridos están dirixidos cara aos vértices dun triángulo equilátero. H
Nos enlaces C – H, se superpoñen un orbital híbrido sp2 do carbono co
orbital 1s do hidróxeno dando lugar a un enlace σ. No enlace C – C se
H
superpoñen dous orbitais híbridos, un de cada átomo de carbono, para
dar lugar a outro enlace σ. Pero tamén se superpoñen os dous orbitais pz
dos dous carbonos, dando lugar a un enlace π fose da liña que une os
dous átomos de carbono.
2.-
pz
H
C
C
H
enlace 
Xustifica si estas afirmacións son correctas:
a) O produto da constante de ionización dun ácido e a constante de ionización da súa base
conxugada é igual á constante do produto iónico do auga.
b) A presenza dun ión común diminúe a solubilidade dun sal lixeiramente soluble.
Solución:
a) Verdadeira. Cando un ácido HA débil disólvese en auga, ionízase parcialmente en ións A – e H+. O ión hidróxeno únese a unha molécula de auga para formar o ion oxonio H3O+.
HA(aq) + H2O(l) ⇄ A–(aq) + H3O+(aq)
A constante de acidez do ácido AH débil, en función das concentracións, é:
[ A - ]e [H + ]e
Ka=
[ HA]e
A base conxugada, segundo a teoría de Brönsted e Lowry, é o ion A–. En disolucións dos sales do ácido HA, o
ion A– atópase en equilibrio que se pode expresar por
A –(aq) + H2O(l) ⇄ HA(aq) + OH–(aq)
A constante de basicidade desta base é
K b=
[HA ]e [OH− ]e
[A − ]e
Se multiplicamos ambas constantes, obtemos
K a · K b=
[ A −]e [ H + ]e [HA ]e [OH− ]e
·
=[ H+ ]e ·[ OH− ]e =K w
[HA ]e
[ A− ]e
a constante de ionización da auga que vale Kw = 1×10-14
Solución:
b) Verdadeira. A solubilidade diminúe en presenza dun ión común.
Para un sal pouco soluble, por exemplo o cloruro de prata, o sólido atópase en equilibrio cos ións disolvidos.
AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl–(aq)
A solubilidade s (concentración da disolución saturada), pódese calcular da expresión da constante de equilibrio:
AgCl ⇄ Cl– A g
+
[ ]e Concentración no equilibrio
s
s
mol/dm3
Ks = [Cl–] [Ag+] = s · s = s2
O cloruro de sodio é un electrolito forte que, en disolucións diluídas, está totalmente disociado.
NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl–(aq)
Ao engadir a unha disolución de cloruro de prata en equilibrio unha cantidade de cloruro de sodio, que se disolve totalmente, o equilibrio desprázase, seguindo a lei de Le Chatelier, no sentido de consumir o ión cloruro extra e de formar maior cantidade de precipitado de cloruro de prata, deixando menos ións prata na disolución.
3.-
No laboratorio pódese preparar cloro gas facendo reaccionar permanganato do potasio sólido
con ácido clorhídrico concentrado.
a) No transcurso desta reacción redox fórmase cloro, cloruro de manganeso(ll), cloruro de
potasio e auga. Escriba e axuste a reacción molecular mediante o método do ión-electrón.
b) Calcule o volume de cloro gas, a 20 °C e 1 atm (101,3 kPa), que se obtén ao facer reaccionar
10 cm3 de ácido clorhídrico concentrado do 35,2 % en masa e densidade 1,175 g/cm3 cun
exceso de permanganato de potasio.
Datos: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1 = 8,31 J·K-1·mol-1
Rta.: a) 2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 2 KCl + 5 Cl2 + 8 H2O; b) V = 0,853 dm3 Cl2
Datos
Disolución de ácido clorhídrico:
Cifras significativas: 3
Volume
VD(HCl) = 10,0 cm3
Riqueza
r = 35,2 %
Densidade
ρ = 1,175 g/cm3
Datos
Cifras significativas: 3
Gas cloro:
Temperatura
T = 20 ºC = 293 K
Presión
p = 101,3 kPa = 1,013×105 Pa
Constante dos gases ideais
R = 8,31 J·mol-1·K-1
Masa molar do ácido clorhídrico
M(HCl) = 36,5 g/mol
Incógnitas
Volume de cloro a 20 ºC e 1 atm
V(Cl2)
Ecuacións
De estado dos gases ideais
p·V=n·R·T
Solución:
a) As semirreaccións iónicas son:
Oxidación:
2 Cl–
→ Cl2 + 2 e–
Redución:
MnO4– + 8 H+ + 5 e–
→ Mn2+ + 4 H2O
Multiplicando a primeira por 5 e a segunda por 2 e sumando, obtemos a reacción iónica global.
10 Cl– + 2 MnO4– + 16 H+ → 5 Cl2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
Sumándolle a ámbolos membros:
2 K+ + 6 Cl– → 2 K+ + 6 Cl–
queda
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 2 KCl + 5 Cl2 + 8 H2O
2 KMnO4(aq) + 16 HCl(aq) → 2 MnCl2(aq) + 2 KCl(aq) + 5 Cl2(g) + 8 H2O(l)
b) A cantidade de ácido clorhídrico que hai en 10 cm3 de disolución é:
3
n (HCl)=10 ,0 cm D HCl
1,175 g D HCl 35,2 g HCl 1 mol HCl
=0,113 mol HCl
3
1,00 cm D HCl 100 g D HCl 36,5 g HCl
A cantidade de gas cloro que se obtén na reacción é
n (Cl 2 )=0,113 mol HCl
5 mol Cl 2
=0,0354 mol Cl 2
16 mol HCl
Supoñendo comportamento ideal, ocuparán un volume de:
V=
4.-
−1
−1
n · R·T 0,0354 mol Cl 2 ·8,31 J·mol · K · 293 K
=
=8,53×10−4 m 3=0,853dm 3 Cl 2
p
1,013×105 Pa
O naftaleno (C10H8) é un composto aromático sólido que se vende para combater a couza. A
combustión completa deste composto para producir CO2(g) e H2O(l) a 25 °C e 1 atm (101,3 kPa)
desprende 5154 kJ·mol-1.
a) Escribe as reaccións de formación do naftaleno e a reacción de combustión.
b) Calcula a entalpía estándar de formación do naftaleno e interprete o seu signo.
Datos: ∆Hf°(CO2(g)) = -393,5 kJ·mol-1; ∆Hf°(H2O(l)) = -285,8 kJ·mol-1
Rta.: b) ∆Hfº(C10H8) = 75,8 kJ/mol C10H8
Datos
Cifras significativas: 4
C10H8(s) + 12 O2(g) → 10 CO2(g) + 4 H2O(l)
∆Hcº(C10H8) = -5154 kJ/mol
Datos
Cifras significativas: 4
C(s) + O2(g) → CO2(g)
∆Hfº(CO2) = -393,5 kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
∆Hfº(H2O) = -285,8 kJ/mol
Incógnitas
Entalpía de formación do naftaleno
∆Hfº(C10H8)
Ecuacións
Lei de Hess
∆Hº = ∆HºPRODUC – ∆HºREACTIV
Solución:
a) Ecuación de combustión do naftaleno:
C10H8(s) + 12 O2(g) → 10 CO2(g) + 4 H2O(l) ∆Hcº = -5154 kJ/mol
A ecuación de combustión do carbono sólido (grafito) coincide coa ecuación de formación do CO2(g).
Ecuacións de formación:
10 C(s) + 4 H2(g) → C10H8(s)
∆Hfº(C10H8)
C(s) + O2(g) → CO2(g)
∆Hfº(CO2) = -393,5 kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
∆Hfº(H2O) = -285,5 kJ/mol
b) Pola lei de Hess,
∆Hcº(C10H8) = 10 ∆Hfº(CO2) + 4 ∆Hfº(H2O) – (∆Hfº(C10H8) + 12 ∆Hfº(O2) )
-5154 [kJ] = (10 [mol CO2] (–393,5 [kJ/mol CO2] + 4 [mol H2O] (-285,8 [kJ/mol H2O])) – (∆Hfº(C10H8))
∆Hfº(C10H8) = 75,8 kJ/mol C10H8
O signo positivo indica que a reacción de formación é endotérmica.
5.-
a) Cantos cm3 dunha disolución de NaOH de concentración 0,610 mol/dm3 necesítanse para neutralizar 20,0 cm3 dunha disolución de H2SO4 de concentración 0,245 mol/dm3? Indique a reacción
que ten lugar e xustifique o pH no punto de equivalencia.
b) Nome o material necesario e describa o procedemento experimental para levase cabo a valoración.
Rta.: a) V = 16,1 cm3 D
Solución:
a) A reacción axustada é
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l)
Cálculos: Para neutralizar 20,0 cm3 de H2SO4 de concentración 0,245 mol/dm3 necesitaranse:
V =20,0 cm 3 D H2 SO4
0,245 mol H2 SO 4
1000 cm 3 D H 2 SO4
2 mol NaOH 1000 cm 3 D NaOH
=16,1 cm3 D NaOH
1 mol H 2 SO4 0,610 mol NaOH
O pH no punto de equivalencia será 7, xa que teoricamente* todo o ácido foi neutralizado e só haberá sulfato
de sodio disolvido e auga. O produto iónico do auga é:
H2O(l) ⇄ H+(aq) + OH–(aq)
Kw = [H+]·[OH–] = 1,00×10-14
Cando non hai exceso de ácido nin de base, as concentracións dos ións hidróxeno e hidróxido son iguais
[H+] = [OH–]
e a concentración de ións hidróxeno é:
[H ]=√ K w = √1,00×10
+
−14
−7
=1,00×10
mol/ dm
3
polo que o pH = -log[H`+] = 7,0
(* Na práctica o indicador ácido-base vira ao redor do punto de equivalencia cunha marxe de 1 unidade de
pH, polo que si usamos o indicador adecuado, azul de bromotimol, só podemos dicir que o pH estará comprendido entre 6 e 8)
Procedemento de valoración: Cunha pipeta mídense 20,0 cm3 de disolución de H2SO4 e vértense nun matraz
erlenmeyer de 100 cm3. Engádense dúas pingas de azul de bromotimol e a disolución volverase de cor amarela.
Énchese unha bureta de 25 cm3 con disolución de NaOH de concentración 0,610 mol/dm3 por encima do cero.
Ábrese a chave ata que o pico da bureta estea cheo e o nivel en cero. Déixanse caer 15 cm3 sobre el erlenmeyer
e axítase. Ábrese a chave da bureta para deixar caer a disolución de NaOH en pequenos chorros mentres se imprime un movemento circular ao erlenmeyer ata que a cor do contido do erlenmeyer pase a azul. Anótase o volume de NaOH gastado (p. ex. 16,9 cm3) e tírase o contido do erlenmeyer e lávase o matraz. Vólvese a encher a
bureta con NaOH ata o cero. Mídense outros 20,0 cm3 de H2SO4 coa pipeta, vértense no erlenmeyer (lavado
pero non necesariamente seco) e engádense dúas pingas de azul de bromotimol. Colócase o erlenmeyer baixo a
bureta e ábrese a chave ata deixar caer case todo o volume medido antes (p. ex. 16,5 cm3). Agora déixase caer
o NaOH pinga a pinga mentres se imprime ao erlenmeyer un movemento de rotación, ata que o indicador vire
de cor. Anótase este valor. Repítese outras dúas veces e tómase como volume correcto o valor medio das medidas que máis se aproximan.
Material: Bureta (1) de 25 cm3 (graduada en 0,1 cm3), pipeta (1) de 2 0 cm3 con aspirador, matraz erlenmeyer
(1) de 100 cm3, disolución de azul de bromotimol.
A bureta é un tubo estreito graduado cunha boca superior algo máis ancha para enchelo e unha chave de paso
na parte inferior para poder baleirala.
A pipeta é tamén un tubo estreito que pode ser graduado ou ter unha marca de capacidade. Énchese ao aspirar
cunha especie de xiringa cando a boca inferior máis estreita está mergullada na disolución.
O matraz erlenmeyer é un recipiente con forma de tronco de cono, coa boca máis estreita que o fondo, para
non salpicar ao removelo cun movemento circular.
Cuestións e problemas das Probas de Acceso á Universidade (P.A.U.) en Galicia.
Respostas e composición de Alfonso J. Barbadillo Marán.
Algúns cálculos fixéronse cunha folla de cálculo OpenOffice (ou LibreOffice) do mesmo autor.
Algunhas ecuacións e as fórmulas orgánicas construíronse coa extensión CLC09 de Charles Lalanne-Cassou.
A tradución ao/desde o galego realizouse coa axuda de traducindote, de Óscar Hermida López.
Procurouse seguir as recomendacións do Centro Español de Metrología (CEM)