JUNIO 2003

1. Configuraciones Electrónicas y Propiedades

Las configuraciones de los elementos propuestos son:

• A (Z = 17) = 1s²; 2s²p⁶; 3s²p⁵. Correspondiente al Cl
• B (Z = 19) = 1s²; 2s²p⁶; 3s²p⁶; 4s¹. Correspondiente al K
• C (Z = 35) = 1s²; 2s²p⁶; 3s²p⁶; 4s²; 3d¹⁰; 4p⁵. Correspondiente al Br
• D (Z = 11) = 1s²; 2s²p⁶; 3s¹. Correspondiente al Na

a) Los elementos situados en el mismo periodo tienen los electrones de valencia situados en el mismo nivel. El Cl y el Na pertenecen al periodo 3.

b) Los elementos situados en el mismo grupo tienen igual configuración de valencia. El Cl y el Br pertenecen al grupo de los halógenos cuya configuración electrónica característica es: ns²p⁵.

c) Electronegatividad: Tendencia del elemento a quedarse con el par de electrones compartidos en un enlace covalente. En un periodo aumenta con el número atómico y en un grupo aumenta al disminuir el número atómico. Para los elementos propuestos, el orden de electronegatividad en forma creciente es: K < Na < Br < Cl, por lo que B, C y D son menos electronegativos que A.

d) Energía de Ionización: Es la energía que se necesita para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental. En la tabla varía igual que la electronegatividad, es decir aumenta hacia la derecha y hacia arriba. En orden creciente: K < Na < Br < Cl, por lo que B, C y D tienen menor energía de ionización que A.

2. Constante de Equilibrio y Reacciones Exotérmicas

a) Falso. La constante de equilibrio es la relación entre el producto de las concentraciones de los productos y el producto de las concentraciones de los reactivos, elevada cada una a su coeficiente estequiométrico. Al ser las concentraciones números reales positivos, las constantes de equilibrio son positivas.

b) Falso. Una reacción exotérmica desprende calor, si se aumenta la temperatura, se introduce calor en el sistema y el sistema se desplaza hacia los reactivos para volver a recuperar el equilibrio. A ⇌ B + Q

c) Verdadero. Las variaciones de presión solo modifican el equilibrio en sistemas gaseosos en los que el número de moles gaseosos de reactivos es distinto al número de moles gaseosos de productos.

d) Falso. Las constantes de equilibrio solo son funciones de la temperatura y de la naturaleza de los reactivos, no siendo función de la concentración, volumen o presión.

3. Espontaneidad de Reacciones Redox

Para que una reacción sea espontánea ΔG < 0. En las reacciones redox, ΔG se relaciona con el potencial según la ecuación:

ΔG = -n·F·E

donde n (número de electrones que se transfieren) y F (constante de Faraday) son números positivos, mientras que E (potencial de la reacción) puede ser positivo o negativo.

• Si E > 0 → ΔG < 0 reacción espontánea
• Si E < 0 → ΔG > 0 reacción no espontánea. En este caso para que la reacción se lleve a cabo hay que aportar energía. Este aporte de energía se lleva a cabo mediante una corriente eléctrica, produciendo una electrólisis.

E (redox) = E (reducción) – E (oxidación)

a. Fe²⁺ + Zn → Fe + Zn²⁺

• Semirreacción de reducción: Fe²⁺ + 2e^– → Fe
• Semirreacción de oxidación: Zn → 2e^– + Zn²⁺
• Eº = Eº(Fe²⁺/Fe) – Eº(Zn²⁺/Zn) = -0.44 – (-0.77) = 0.33 V > 0. ESPONTÁNEA

b. 2H₂O → 2H₂(g) + O₂(g)

• Semirreacción de reducción: 2H⁺ + 2e^– → H₂
• Semirreacción de oxidación: 2H₂O → 4e^– + O₂ + 4 H⁺
• Eº = Eº(H⁺/H₂) – Eº(O₂/H₂O) = 0.00 – 1.23 = -1.23 V < 0. NO ESPONTÁNEA. Se produce mediante electrolisis.

c. I₂ + 2Fe²⁺ → 2I^– + 2Fe³⁺

• Semirreacción de reducción: I₂ + 2e^– → 2I^–
• Semirreacción de oxidación: Fe²⁺ → 1e^– + Fe³⁺
• Eº = Eº(I₂/I^–) – Eº(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0.53 – 0.77 = -0.24 V < 0. NO ESPONTÁNEA. Se produce mediante electrolisis.

d. Fe + 2Cr³⁺ → Fe²⁺ + 2Cr²⁺

• Semirreacción de reducción: Cr³⁺ + 1e^– → Cr²⁺
• Semirreacción de oxidación: Fe → 2e^– + Fe²⁺
• Eº = Eº(Cr³⁺/Cr²⁺) – Eº(Fe²⁺/Fe) = -0.42 – (-0.44) = 0.02 V > 0. ESPONTÁNEA.

4. Nomenclatura y Fórmulas Químicas

a. Ácido butanoico: CH₃-CH₂-CH₂-COOH. Sí corresponde a C₄H₈O₂

b. Butanodial: CHO-CH₂-CH₂-CHO. Corresponde a C₄H₆O₂

c. 1,4-butanodiol: CH₂OH-CH₂-CH₂-CH₂OH. Corresponde C₄H₁₀O₂

SEPTIEMBRE 2013

1. Configuraciones Electrónicas y Estados de Oxidación

a. A partir de la configuración electrónica de los elementos:

• Z = 25 (Mn): 1s²; 2s²p⁶; 3s²p⁶; 4s²; 3d⁵
• Z = 19 (Na): 1s²; 2s²p⁶; 3s²p⁶; 4s¹

Se observa que el elemento con Z = 25 tiene 7 electrones de valencia en los subniveles 4s y 3d (metal) que le permite tener valencias +2, +3, +4, +6 y +7. El elemento Z = 19 tiene un único electrón en el subnivel s (metal alcalino) por lo que solo le es posible el estado de oxidación +1.

b. Tomando como referencia su configuración electrónica:

• Z = 10 (Ne): 1s²; 2s²p⁶
• Z = 18 (Ar): 1s²; 2s²p⁶; 3s²p⁶
• Z = 36 (Kr): 1s²; 2s²p⁶; 3s²p⁶; 4s²; 3d¹⁰; 4p⁶

Se observa que tienen estructura de octete electrónico en su última capa, por lo que no tienen tendencia ni a ganar ni a perder electrones, ya que su configuración electrónica es la más estable.

c. A partir de su configuración electrónica:

• Z = 37 (Rb): 1s²; 2s²p⁶; 3s²p⁶; 4s²; 3d¹⁰; 4p⁶; 5s¹

Se observa que perdiendo un electrón, adquiere configuración de gas noble. Estable.

d. Tomando como referencia su configuración electrónica:

• Z = 11 (Na): 1s²; 2s²p⁶; 3s¹

Al perder un electrón, el sodio pasa a Na⁺, adquiriendo configuración de gas noble (Ne), estable. Para pasar a Na²⁺, debería perder la configuración de octete electrónico, que va en contra de los principios de estabilidad, y requiere mucha energía.

2. Combustión de Hidrocarburos y Contaminación

a. Los hidrocarburos son compuestos que, como su nombre indica, están formados por hidrógeno y carbono. Su combustión genera CO₂ y H₂O (vapor).

b. Excepto el H₂O (vapor), todos los productos de la combustión del petróleo o combustibles fósiles son perjudiciales para el medio ambiente de alguna manera. El CO₂ es uno de los responsables del efecto invernadero, impidiendo la salida de rayos del sol, reflejándose sobre la superficie terrestre y produciendo el calentamiento de la atmósfera. Los óxidos de azufre y nitrógeno son los responsables principales de la lluvia ácida, al introducirse en los procesos meteorológicos y en el ciclo del agua, acidificándola.

3. Geometría Molecular, Polaridad y Fuerzas Intermoleculares

a. La molécula de CCl₄ está formada por cuatro enlaces, del tipo covalente polar, Carbono-Cloro, de tal forma que los cinco átomos adquieren configuración de octete electrónico.

b. La geometría de la molécula es tetraédrica debido a la hibridación sp³ que sufre el átomo central (C). El carbono ocupa la posición central del tetraedro, situándose los átomos de cloro en los vértices del tetraedro, formando ángulos de 109.5º.

c. La polaridad de la molécula se mide por su momento dipolar, siendo este una magnitud vectorial. En la molécula de tetracloruro de carbono los momentos dipolares de los enlaces carbono-cloro se anulan por geometría dado su carácter vectorial.

d. Siendo las dos moléculas apolares, las únicas fuerzas de cohesión intermolecular serán del tipo de dispersión de London. Son las fuerzas intermoleculares más débiles. Aumentan con la masa de la molécula, siendo por tanto más importantes en el CI₄, debido a su mayor masa molecular, que en el CCl₄.