Soluciones a los ejercicios de Enlace Químico Selectividad 2012 y 2013

1.- 2013. JUNIO. EJERCICIO 2. OPCIÓN B

Dadas las siguientes sustancias: Cu, CaO y I₂ , indique razonadamente:

a) Cuál conduce la electricidad en estado líquido pero es aislante en estado sólido.

b) Cuál es un sólido que sublima fácilmente.

c) Cuál es un sólido que no es frágil y se puede estirar en hilos o láminas.

a) El CaO, ya que es un compuesto iónico que no conduce la electricidad en estado sólido, pero sí cuando está disuelto.

 b) El I₂ que es una sustancia covalente cuyas moléculas están unidas por fuerzas de Van der Waals que son débiles y, por lo tanto, sublima con facilidad.

 c) El Cu ya que es una sustancia metálica y, por lo tanto, no es frágil y si dúctil y maleable.

2.- 2013. RESERVA 1. EJERCICIO 2. OPCIÓN A

Para las moléculas BCl₃ y NH₃:

a) Justifique el número de pares de electrones sin compartir de cada átomo central.

b) Justifique la geometría de cada molécula según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.

c) Indique la hibridación del átomo central.

a) El BCl₃ tiene 3 pares de electrones compartidos y el NH₃ tiene 3 pares de electrones compartidos y 1 par de electrones sin compartir.

b) El BCl₃ Es una molécula del tipo AB₃ , (tres pares de electrones enlazantes), tendrá forma de triángulo equilátero. El NH₃ es una molécula del tipo AB₃E , (tres pares de electrones enlazantes y uno no enlazante), tendrá forma de pirámide triangular.

c) En el BCl₃ la hibridación del boro es sp² . En el NH₃ la hibridación del nitrógeno es sp³.

3.- 2013. RESERVA 1. EJERCICIO 6. OPCIÓN B

a) Establezca el ciclo termoquímico de Born-Haber para la formación de CaCl₂(s).

b) Calcule la afinidad electrónica del cloro.

Datos:

Entalpía de formación del CaCl₂(s)=-748 kJ / mol 2

Energía de sublimación del calcio =178,2 kJ/mol

Primer potencial de ionización del calcio = 590 kJ/mol

Segundo potencial de ionización del calcio = 1145 kJ/mol

Energía de disociación del enlace Cl-Cl= 243 kJ / mol

Energía reticular del CaCl₂ (s)= -2258 kJ / mol

a)  Ciclo de Born-Haber        

b) Calculamos la afinidad electrónica del cloro

    ΔH_f = S + 2(D/2) + 1ºP.I. + 2º P.I. +2(A.E.) + U =

    ΔH_f = -748 + 178'2 + 590 + 1145 +243 + 2(AE) - 2258

    AE = - 323'1 kJ / mol

4.- 2013. RESERVA 2. EJERCICIO 3. OPCIÓN B

En los siguientes compuestos: SiF₄ y BeCl₂.

a) Justifique la geometría de estas moléculas mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.

b) ¿Qué orbitales híbridos presenta el átomo central de cada uno de los compuestos?

c) Razone si son moléculas polares.

a) Las estructuras de Lewis son:

La molécula de tetrafluoruro de silicio es una molécula del tipo AB₄, (cuatro pares de electrones compartidos y 0 pares de electrones sin compartir), tendrá forma tetraédrica.

La molécula de cloruro de berilio es una molécula del tipo AB₂, (dos pares de electrones compartidos y 0 pares de electrones sin compartir), tendrá forma lineal.

 b) En la molécula de tetrafluoruro de silicio, el silicio presenta una hibridación sp³ . En la molécula de cloruro de berilio, el berilio presenta una hibridación sp. 

 c) Las dos molécula son apolares debido a su geometría.

5.- 2013. RESERVA 4. EJERCICIO 3. OPCIÓN B

Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) ¿En la molécula de N₂ hay algún enlace múltiple?

b) ¿Puede una molécula triatómica (AB₂ ) ser lineal?

c) ¿Por qué el punto de fusión del BaO es mayor que el del BaCl₂ ?

a) Si. En la molécula de nitrógeno hay un triple enlace entre los dos átomos. En cada átomo hay tres orbitales p que tiene cada uno un electrón desapareado. Al aproximarse los dos núcleos de nitrógeno los orbitales p_x se unen formando un enlace σ, mientras que los orbitales p_y y p_z se unen formando enlaces π.

 b) Si, por ejemplo, en el BeCl₂

 c) Los dos son compuestos iónicos y el punto de fusión aumenta al aumentar la energía reticular, y ésta aumenta cuando aumenta la carga de los iones y disminuye la distancia interiónica. Por lo tanto, el BaO tiene mayor punto de fusión que el BaCl₂

6.- 2013. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 2. OPCIÓN A

Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) ¿Por qué el momento dipolar del hidruro de berilio es nulo y el del sulfuro de hidrógeno no lo es?

b) ¿Es lo mismo “enlace covalente polar” que “enlace covalente dativo o coordinado”?

c) ¿Por qué es más soluble en agua el etanol que el etano?

a) La molécula de hidruro de berilio es lineal H-Be-H, y como el momento dipolar de los enlaces Be-H es del mismo valor y de sentido opuesto, su resultante es cero. Luego la molécula es apolar.

La molécula de sulfuro de hidrógeno es angular, con lo cual el momento dipolar de los enlaces S-H no se anulan. Luego, la molécula es polar.

b) No. En el enlace covalente polar, el par de electrones compartido por los átomos que lo forman, es atraído con más fuerza por uno de los átomos debido a su mayor electronegatividad, con lo cual sobre el átomo más electronegativo aparece una carga parcial negativa y sobre el menos electronegativo una carga parcial positiva.

El enlace covalente dativo o coordinado es el que se forma aportando uno de los átomos el par de electrones que es compartido por los dos átomos.

 c) El etanol posee en su molécula el grupo −OH, que forma con las moléculas de agua un enlace de hidrógeno. Con lo cual es soluble en agua.

La molécula de etano es apolar y, por lo tanto, no es soluble en agua.

1.- 2012. JUNIO. EJERCICIO 2. OPCIÓN A

Dados los siguientes compuestos NaF ,CH₄ y CH₃OH:

a) Indique el tipo de enlace.

b) Ordene de mayor a menor según su punto de ebullición. Razone la respuesta.

c) Justifique la solubilidad o no en agua.

a) En el NaF el enlace es iónico ya que el F el Na tienen electronegatividades muy distintas. En el CH₄ el enlace es covalente puro, ya que la diferencia de electronegatividad entre C y H es, prácticamente, nula. En el CH₃OH el enlace es covalente polar, ya que los átomos tienen diferente electronegatividad.

 b) Como el NaF es un compuesto iónico, presenta elevados puntos de fusión y de ebullición. A temperatura ambiente es un sólido. El CH₃OH es un compuesto polar de bajo peso molecular, por lo que a temperatura ambiente es un líquido volátil. El CH₄ es un compuesto apolar y a temperatura ambiente es un gas. Luego, el orden de mayor a menor punto de ebullición es: NaF>CH₃OH>CH₄.

 c) Como el NaF es un compuesto iónico, es muy soluble en agua. El CH₃OH es un compuesto polar que puede formar puentes de hidrógeno con el hidrógeno del agua, por lo que es soluble. El CH₄ es un compuesto apolar y, por lo tanto, no es soluble en agua.

2.- 2012. RESERVA 1. EJERCICIO 2. OPCIÓN A

Para las moléculas de tricloruro de boro, dihidruro de berilio y amoníaco, indique:

a) El número de pares de electrones sin compartir en cada átomo.

b) La geometría de cada molécula utilizando la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia.

c) La hibridación del átomo central.

a) El BCl₃ tiene 3 pares de electrones compartidos y ninguno sin compartir. En la molécula de hidruro de berilio, el berilio no tiene par de electrones sin compartir. El NH₃ tiene 3 pares de electrones compartidos y 1 par de electrones sin compartir.  

b) El BCl₃ es una molécula del tipo AB₃ , (tres pares de electrones 3 enlazantes), tendrá forma de triángulo equilátero. La molécula de cloruro de berilio es una molécula del tipo AB₂ , (dos pares de electrones compartidos y 0 pares de electrones sin compartir), tendrá forma lineal. El NH₃ es una molécula del tipo AB₃E , (tres pares de electrones enlazantes y uno no enlazante), tendrá forma de pirámide triangular.

 c) En el BCl₃ la hibridación del boro es sp² . En el BeH₂, el berilio presenta una hibridación sp.En el NH₃ la hibridación del nitrógeno es sp³.

3.- 2012. RESERVA 3. EJERCICIO 3. OPCIÓN B

Para las moléculas: H₂O, CHCl₃ y NH₃. Indique, justificando la respuesta:

a) El número de pares de electrones sin compartir del átomo central.

b) La geometría de cada molécula según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia.

c) La polaridad de cada molécula.

a) El H₂O tiene 2 pares de electrones sin compartir. El CHCl₃ no tiene par de electrones sin compartir. El NH₃ tiene 3 pares de electrones compartidos y 1 par de electrones sin compartir.  

b) En el agua el oxígeno ha de rodearse de cuatro nubes electrónicas para alojar dos pares enlazantes y dos solitarios (tipo AB₂E₂), su geometría siendo de origen tetraédrico de ángulo 109’5º, es angular con un ángulo menor al teórico debido a la repulsión de lo pares de electrones solitarios. La molécula de CHCl₃ es del tipo AB₄ y es tetraédrica. El NH₃ es una molécula del tipo AB₃E, (tres pares de electrones enlazantes y uno no enlazante), tendrá forma de pirámide triangular.

 c) La molécula de H₂O es polar. La molécula de CHCl₃ es polar. La molécula de NH₄ es polar.

4.- 2012. RESERVA 4. EJERCICIO 3. OPCIÓN B

En las siguientes moléculas, H2S, N2 y CH3OH:

a) Represéntelas mediante un diagrama de Lewis.

b) Justifique razonadamente la polaridad de las moléculas.

c) Identifique las fuerzas intermoleculares que actuarán cuando se encuentran en estado líquido.

a)

b) Son polares el H₂S y el CH₃OH. La molécula de N₂ es apolar.

c) En el CH₃OH las fuerzas intermoleculares son los puentes de hidrógeno. En el H₂S y N₂ fuerzas de Van der Waals.

5.- 2012. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 2. OPCIÓN B

Dadas las siguientes moléculas F_2, CS_2, C₂H_4, C₂H_2, N_2, NH₃, justifique mediante la estructura de Lewis en qué moléculas:

a) Todos los enlaces son simples.

b) Existe algún enlace doble.

c) Existe algún enlace triple.

a) En las moléculas de F₂ y NH₃ , todos los enlaces son simples, σ, pues los átomos se unen compartiendo un par de electrones.

b) En la molécula de CS₂ existen enlaces dobles, ya que además de una compartición de un par de electrones, enlace σ, entre el átomo de carbono y los átomos de azufre se solapan los orbitales 2p y 3p para formar un enlace π. En la molécula de C₂H₄, además de los enlaces σ, C-H y C-C, hay también un enlace π entre los átomos de carbono por solapamiento de los orbitales 2p.

 c) En la molécula de C₂H₂ aparece un triple enlace, un enlace σ y dos enlaces π. También en el nitrógeno.

EJERCICIOS DE SELECTIVIDAD: PILAS 

Responder a las siguientes preguntas: 

a) ¿Tiene el Zn2+ capacidad para oxidar el Br − a Br2 en condiciones estándar? Razone la respuesta. Datos: E0 (Zn2+ / Zn) = -0'76 V, E0 (Br2 / Br- ) =1'06 V

b) Escriba, según el convenio establecido, la notación simbólica de la pila que se puede formar con los siguientes electrodos: Zn2+ / Zn (E= -0'76 V) ; Cu2+ / Cu (E = 0'34 ).

Solución

En las pilas se cumple:

electrodo negativo = ánodo = reacción de oxidación = se liberan electrones

electrodo positivo = cátodo = reacción de reducción = se captan electrones

a) Se que estos conceptos son muy fáciles de confundir, sigamos el siguiente razonamiento :

El enunciado nos dice si tiene el Zn capacidad para oxidar al Br, es decir, si el Zn puede actuar como oxidante, es decir, si puede captar electrones, es decir, actuar como cátodo, y por tanto el Br como ánodo.

Como sabemos Epila = Ecátodo - Eánodo y si fem>0 la reacción es espontánea, en caso contrario, no se produce. 

Vamos a realizar la operación: Epila = -0'76V - (+1'06V) = -1'82V que es menor que cero

Por lo tanto, el Zn no podría oxidar al Br, ya que no se produce la reacción.

b) Para la notación de la pila se empieza siempre por la izquierda el proceso de oxidación (ánodo) y a continuación el de reducción (cátodo). La doble barra indica la existencia de un puente salino.

     Zn (s) | Zn ²⁺(ac) || Cu²⁺(ac) | Cu (s)

     Zn (s) -----------> Zn ²⁺ + 2e-  0'76V
     Cu²⁺+2e-  ------> Cu                0'34V
-------------------------------------------
  Zn + Cu^{2+ --------------->} Zn ²⁺ + Cu    fem= 0'76 + 0'34 = 1'10 V 

Ejercicios de selectividad: Pilas 

Una corriente de 5 A circula durante 30 min por una disolución de una sal de cinc, depositando 3,048 g de cinc en el cátodo. Calcular:

a) La masa atómica del cinc.

b) Los gramos de cinc que se depositarán al pasar una corriente de 10 A durante 1 hora.

Dato: F 96500 C

Solución:

a) Para resolver este ejercicio, hemos de utilizar la fórmula de la 2ª ley de Faraday, y sustituir los datos que nos dan. (Mucho cuidado con las unidades)

    
           I . t . M  
 m = ----------
             n . F  
        
Q = I . t


m = Masa de sustancia depositada o liberada (g)
M = Masa atómica
Q = Carga que circula por la cuba (C)
n = Número de electrones intercambiados
F = 96500  Constante de Faraday, carga transportada por un mol de electrones (F) C/mol

m=3'048 gr
I=5A
t=30min = 1800 sg
n=2
M=?                m . n . F             3'048 x 2 x 96500
               M = ------------- = ------------------------- = 65'36 P. at
                           I . t                    5 x 1800


b) y para resolver este apartado volvemos a utilizar la misma fórmula, donde conocemos la intensidad, el tiempo, la masa atómica y el numero de e- que se intercambian.

           I . t . M              10 x 3600 x 65'36
 m = ------------- = ---------------------------- = 12'19 gr.
             n . F                        2 x 96500

Ejercicios de selectividad :Pilas

Dados los potenciales normales de reducción:

E(Na /Na) = - 2'71V, E(Cl2 /Cl- )= 1'36V, E(K+/K)=-2'92V, E(Cu2+ /Cu)=0'34V

a) Justifique cuál será la especie más oxidante y la más reductora.

b) Elija dos pares para construir la pila de mayor voltaje.

c) Para esa pila escriba las reacciones que tienen lugar en el cátodo y en el ánodo.

Solución:

a) Para solucionar este ejercicio, lo primero que hemos de hacer es ordenar de mayor a menor los pares, de manera que el que tiene mayor potencial (mas positivo) es la especie mas oxidante, y el que lo tiene menor es el mas reductor.

En nuestro ejercicio, el par con mayor potencial es el Cl con 1'36V, por lo que será el más oxidante y el más reductor es el K con -2'92V.

b) Para construir la pila de mayor voltaje elegimos aquellos que me producen mayor diferencia de potencial, es decir, el más oxidante y el más reductor Cl - K

c)  Las semirreacciones serán las siguientes:

                        Cl2 + 2e- --> 2 Cl-

                              2( K  --> K+ + 1 e-) 

                      ----------------------------------- 

                       Cl2+K --> 2Cl + K  fem = 1'36 + 2'92 = 4'28 V

Ejercicios de selectividad: Pilas

Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar: E0(Cu2+ /Cu) = 0'34 V; 
E0(Fe2+/Fe)=−0'44V y E0(Cd2+/Cd)=−0'40V, justifique cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma espontánea:

a) Fe2++ Cu→Fe + Cu2+
b) Cu2++Cd→Cu + Cd2+
c) Fe2++ Cd→Fe + Cd2+

Solución:

Para que una reacción sea espontánea, la fem ha de ser positiva, es decir fme>0. 
Para calcularla, hemos de escribir las semirreacciones, saber que especie actuará como ánodo y cual como cátodo, para después aplicar la fórmula Epila =  Ecátodo - Eánodo 

Trucos para recordar: 
electrodos: vocal - vocal (ánodo - oxidación); consonante - consonante (cátodo - reducción)
¿cuál es el ánodo? el ánodo se llama así porque es hacia donde van los aniones (iones negativos), se sitúa (por convenio) en el lado izquierdo de la pila y es por donde salen los e-.
¿quién es el oxidante y quien el reductor? en la reacción redox hay un elemento que cede e- y otro que los capta, pues bien, el que cede es el reductor y el que los capta el oxidante frase para recordar: "el oxidante es un mangante (los capta) y el reductor un benefactor (los cede)".
Una vez que sabemos quien es el oxidante y quien el reductor hemos de saber que: "el oxidante se reduce y el reductor se oxida."

En las reacciones del ejercicio podemos ver:
a) Fe2++ Cu→Fe + Cu2+
el Fe pasa de 2+ a 0, por lo tanto se reduce, gana dos e-, mientras que el Cu pasa de 0 a 2+, es decir, cede 2 e-. Por tanto, el Cu es el ánodo y el Fe el cátodo. Ahora ya sabemos como calcular fme.

Epila = Ecátodo - Eánodo 
Epila = (-0,44V) - (0,34V) = -0,78 al ser menor que 0 indica que NO se produce la reacción.

b) Cu2+ +Cd →Cu + Cd2+
el Cu pasa de 2+ a 0, por lo tanto se reduce, gana dos e-, mientras que el Cd pasa de 0 a 2+, es decir, cede 2 e-. Por tanto, el Cd es el ánodo y el Cu el cátodo. Ahora ya sabemos como calcular fme.

Epila = Ecátodo - Eánodo 
Epila = (0,34V) - (-0,40V) = 0,74 al ser mayor que 0 indica que SI se produce la reacción.

c) Fe2++ Cd→Fe + Cd2+
el Fe pasa de 2+ a 0, por lo tanto se reduce, gana dos e-, mientras que el Cd pasa de 0 a 2+, es decir, cede 2 e-. Por tanto, el Cd es el ánodo y el Fe el cátodo. Ahora ya sabemos como calcular fme.

Epila = Ecátodo - Eánodo 
Epila = (-0,44V) - (-0,40V) = -0,04 al ser menor que 0 indica que NO se produce la reacción.