EVALUACIÓN DE BACHILLERATO PARA EL ACCESO A LA UNIVERSIDAD

CONVOCATORIA EXTRAORDINARIA DE 2023

EJERCICIO DE: QUÍMICA
TIEMPO DISPONIBLE: 1 hora 30 minutos

PUNTUACIÓN QUE SE OTORGARÁ A ESTE EJERCICIO: (véanse las distintas partes del examen)

Responda a 5 preguntas cualesquiera de entre las 10 propuestas. La calificación máxima de cada

pregunta es de 2 puntos.

1. (2 puntos) Cuando se hace reaccionar ácido nítrico con dicloro se obtiene ácido clórico, dióxido de
nitrógeno y agua.
a) Escriba y ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón y escriba la ecuación molecular
completa. (1 punto)
b) Si al abrir la botella de ácido nítrico para hacer la reacción en el laboratorio, se nos cayera un
anillo de oro dentro de la botella ¿se salvaría el anillo?, ¿y si el anillo fuera de plata? Razone las
respuestas. (1 punto)
Datos: o(Au3+/Au) = +1,50 V; o(Ag+/Ag) = +0,80 V; o(NO3–/NO) = +0,96 V

2. (2 puntos)
a) Justifique si en las siguientes reacciones la especie de cobre usada como reactivo se comporta
como agente oxidante o como agente reductor, indicando su semirreacción:
i) Zn + 2 CuSO4 → ZnSO4 + Cu2SO4 (0,5 puntos)
ii) Cu + 1/2 Cl2 → CuCl (0,5 puntos)
iii) 2 Cu2O + O2 → 4 CuO (0,5 puntos)
b) Ordene las siguientes especies de menor a mayor número de oxidación del nitrógeno. Justifique la
respuesta. (0,5 puntos)
i) NaNO2 ii) N2O iii) Na3N iv) NO v) N2

3. (2 puntos) Se ha determinado que para la reacción A (g) + 2 B (g) + C (g) → 2 D (g) + E (g) la
ecuación de velocidad es v = k [A]2 [B]. Responda a las siguientes cuestiones razonando las
respuestas:
a) Indique el orden parcial de los reactivos y el orden global de la reacción. (0,5 puntos)
b) ¿Cómo variará la velocidad de reacción si se duplica la concentración de A manteniendo constante
la concentración de B? (0,5 puntos)
c) El reactivo C no aparece en la ecuación de velocidad, ¿se puede afirmar que no se consume
durante la reacción? (0,5 puntos)
d) ¿Cómo afectará a la velocidad de reacción un aumento de volumen a temperatura constante?
(0,5 puntos)

4. (2 puntos) Considere las siguientes moléculas: SCl2 y BeCl2.

a) Represente y justifique sus estructuras de Lewis, indicando, en su caso, los pares de electrones no
compartidos. (0,5 puntos)
b) Prediga sus geometrías moleculares según la teoría de repulsión de pares de electrones de la
capa de valencia (TRPECV). Razone si sus geometrías electrónicas coinciden con las
moleculares. (1 punto)
c) Deduzca la hibridación del átomo central de la molécula de BeCl2. Razone la respuesta. (0,5 puntos)

5. (2 puntos)
a) Escriba la configuración electrónica de los siguientes iones: H–, Ca2+, Mg2+, F–, Li+, S2–, y agrupe
aquellos que sean isoelectrónicos. (1 punto)
b) Explique por qué los puntos de ebullición del HF (293 K) y del HCl (188 K) son tan diferentes.
(0,5 puntos)
c) Considere los elementos químicos C y Si e indique razonadamente cuál de ellos tendrá un mayor
radio atómico y cuál tendrá una mayor energía de ionización. (0,5 puntos)

CONTINÚA AL DORSO
6. (2 puntos) La concentración de HCl en el estómago (jugo gástrico) es, aproximadamente, 0,08 M, y
cuando existe la sensación de “acidez estomacal” el contenido de HCl en el estómago llega a valores
del 0,1 M.
a) ¿Cuál es el pH del jugo gástrico en ambas situaciones? (0,3 puntos)
b) Si tenemos sensación de “acidez estomacal” y disponemos de un antiácido que tiene una fórmula
abreviada como M(OH)4, ¿Cuántos gramos del antiácido necesitaríamos ingerir para rebajar la
concentración de HCl en el estómago hasta el valor adecuado de 0,08 M? Considere un volumen
del estómago de 800 mL. (0,8 puntos)
Dato: Masa molar (M(OH)4) = 144 g/mol
c) Si en lugar de tener HCl en el jugo gástrico tuviéramos ácido acético en una concentración 0,08 M
(CH3COOH, Ka = 1,8·10–5), ¿cuál sería el pH en nuestro estómago? (0,9 puntos)

7. (2 puntos) Responda a las siguientes cuestiones de forma razonada:

a) Se dispone de dos disoluciones acuosas de la misma concentración de KOH y NH3, ¿cuál de ellas
tendrá el pOH más bajo? (Kb (NH3) = 1,8·10–5) (0,5 puntos)
–
b) Escriba la expresión de Kb para la especie HS indicando el equilibrio químico al que se refiere.
(0,5 puntos)
c) A 60 ºC el valor del producto iónico del agua (Kw) es 10–13. Calcule el valor del pH del agua a esa
temperatura. (0,5 puntos)
d) Si a 10 mL de una disolución acuosa de un ácido débil HA se le añaden 10 mL de una disolución
de NaOH de la misma concentración, justifique el carácter ácido, básico o neutro de la disolución
resultante. (0,5 puntos)

8. (2 puntos) El clorato de potasio sólido descompone para dar cloruro de potasio sólido y oxígeno gas.
La entalpía del proceso es de – 22,2 kJ por mol de clorato descompuesto.
a) Escriba y ajuste la ecuación de descomposición del clorato de potasio y calcule la entalpía molar
de formación de este reactivo. (0,8 puntos)
b) Calcule el calor que se desprenderá al obtener 13,5 L de oxígeno, medidos a 25 ºC y 1,5
atmósferas, y los gramos que serán necesarios de clorato de potasio. (0,8 puntos)
c) ¿Se puede afirmar que esta reacción será espontánea a cualquier temperatura? Justifique la
respuesta. (0,4 puntos)
Datos: Masas atómicas: K = 39; Cl = 35,5; O = 16. R = 0,082 atm L mol–1 K–1
Hfo (kJ·mol–1): Cloruro de potasio (s) = – 436,7.

9. (2 puntos) El fosgeno (COCl2) es un intermedio importante en algunos procesos de la industria

química de los plásticos y los pesticidas entre otros, aunque también es un gas venenoso. El fosgeno
descompone según el siguiente equilibrio:
COCl2 (g) ⇄ CO (g) + Cl2 (g) H > 0
Si en un recipiente de 50 L se introducen 150 g de fosgeno a 1000K, y en el equilibrio se detecta que
se han formado 100 g de Cl2, determine:
a) Los gramos de fosgeno que quedarán sin descomponer y las presiones parciales de CO y Cl2 una
vez establecido el equilibrio. (1 punto)
b) Si queremos reducir la descomposición del fosgeno, ¿qué deberíamos hacer con la temperatura y
la presión de trabajo? (1 punto)
Masas atómicas: C = 12; Cl = 35,5; O = 16.

10. (2 puntos) Indique, justificando la respuesta, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) Como los productos de solubilidad a 18 ºC del Fe(OH)2 (Kps = 1,64·10–14) y del PbCrO4 (Kps =
1,7·10–14) son casi iguales, sus solubilidades molares en agua también lo serán. (1 punto)
b) La solubilidad en agua del MgF2 (Kps = 6,4·10–9) aumenta al añadir a la disolución la sal soluble
NaF. (0,5 puntos)
c) Si se preparan 150 mL de una disolución saturada de CuBr (Kps = 4,15·10–8), y después se
evaporan 50 mL de agua manteniendo constante la temperatura, la concentración de los iones en
la disolución no variará. (0,5 puntos)
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CONVOCATORIA EXTRAORDINARIA DE 2023

CRITERIOS ESPECÍFICOS DE CORRECCIÓN

EJERCICIO DE: QUÍMICA

CRITERIOS ESPECÍFICOS DE CORRECCIÓN

• Las puntuaciones máximas figuran en los apartados de cada pregunta y sólo se podrán alcanzar
cuando la solución sea correcta y el resultado esté convenientemente razonado.
• En los problemas donde haya que resolver varios apartados en los que la solución numérica
obtenida en uno de ellos sea imprescindible para resolver el siguiente, se puntuará éste
independientemente del resultado anterior, salvo que el resultado sea incoherente.
• En caso de error algebraico sólo se penalizará gravemente una solución incorrecta cuando sea
incoherente; si la solución es coherente, el error se penalizará con 0,25 puntos como máximo.
• Se exigirá que los resultados de los distintos ejercicios sean obtenidos paso a paso y que estén
debidamente razonados.
• Los errores de formulación se podrán penalizar con hasta 0,25 puntos por fórmula, pero en ningún
caso se podrá obtener una puntuación negativa.

1. (2 puntos) Cuando se hace reaccionar ácido nítrico con dicloro se obtiene ácido clórico, dióxido de
nitrógeno y agua.
a) Escriba y ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón y escriba la ecuación
molecular completa. (1 punto)
b) Si al abrir la botella de ácido nítrico para hacer la reacción en el laboratorio, se nos cayera un
anillo de oro dentro de la botella ¿se salvaría el anillo?, ¿y si el anillo fuera de plata? Razone
las respuestas. (1 punto)
Datos: o(Au3+/Au) = +1,50 V; o(Ag+/Ag) = +0,80 V; o(NO3–/NO) = +0,96 V

RESPUESTA

a) HNO3 + Cl2 → HClO3 + NO2 + H2O (0,2 puntos)

(NO3– + 2 H+ + 1 e– → NO2 + H2O) x 10 (0,2 puntos)

Cl2 + 6 H2O → 2 ClO3 + 12 H + 10 e
– + –
(0,2 puntos)
10 NO3– + Cl2 + 20 H+ + 6 H2O → 10 NO2 + 2 ClO3– + 12 H+ + 10 H2O
10 NO3– + Cl2 + 8 H+ → 10 NO2 + 2 ClO3– + 4 H2O Ec. Iónica (0,2 puntos)
10 HNO3 + Cl2 → 2 HClO3 + 10 NO2 + 4 H2O Ec. Molecular (0,2 puntos)

Nota: La ecuación iónica la podrían dejar así también puesto que necesitan protones en ambos
lados: 10 NO3– + Cl2 + 10 H+ → 10 NO2 + 2 ClO3– + 2H+ + 4 H2O

b) ¿HNO3 + Au → NO + Au3+?
Para que las reacciones sean espontáneas se tiene que cumplir que Go sea menor que 0, y
como Go = –nF,  > 0, es decir, o(reducción) – o(oxidación) > 0.
En el caso del anillo de oro:
 = o(reducción) – o(oxidación) = o(NO3–/NO) – o(Au/Au3+) = +0,96 – (+1,50) = –0,54 V
(0,25 puntos)
Como  < 0, no se producirá una reacción espontánea, por lo que el anillo de oro se salvará.
(0,25 puntos)

¿HNO3 + Ag → NO + Ag+?
En el caso del anillo de plata:
 = o(reducción) – o(oxidación) = o(NO3–/NO) – o(Ag/Ag+) = +0,96 – (+0,80) = +0,16 V
(0,25 puntos)
Como  > 0, sí que se producirá una reacción espontánea y el anillo de plata se destruirá.
(0,25 puntos)
2. (2 puntos)
a) Justifique si en las siguientes reacciones la especie de cobre usada como reactivo se comporta
como agente oxidante o como agente reductor, indicando su semirreacción:
i) Zn + 2 CuSO4 → ZnSO4 + Cu2SO4 (0,5 puntos)
ii) Cu + 1/2 Cl2 → CuCl (0,5 puntos)
iii) 2 Cu2O + O2 → 4 CuO (0,5 puntos)
b) Ordene las siguientes especies de menor a mayor número de oxidación del nitrógeno. Justifique
la respuesta. (0,5 puntos)
i) NaNO2 ii) N2O iii) Na3N iv) NO v) N2

RESPUESTA

a) i) Zn + 2 CuSO4 → ZnSO4 + Cu2SO4

La semirreacción de la especie de cobre es:
Cu2+ + 1 e– → Cu+ (0,25 puntos)
El cobre pasa de Cu(II) a Cu(I), el cobre disminuye su número de oxidación, gana un electrón,
por lo tanto, se reduce. El Cu2+ se comporta como el agente oxidante. (0,25 puntos)

ii) Cu + 1/2 Cl2 → CuCl

La semirreacción de la especie de cobre es:
Cu → Cu+ + 1 e– (0,25 puntos)
El cobre pasa de Cu(0) a Cu(I), el cobre aumenta su número de oxidación, pierde un electrón,
por lo tanto, se oxida. El Cu se comporta como el agente reductor. (0,25 puntos)

iii) 2 Cu2O + O2 → 4 CuO

La semirreacción de la especie de cobre es:
Cu+ → Cu2+ + 1 e– (0,25 puntos)
El cobre pasa de Cu(I) a Cu(II), el cobre aumenta su número de oxidación, pierde un electrón,
por lo tanto, se oxida. El Cu+ se comporta como el agente reductor. (0,25 puntos)

b) En estas especies el número de oxidación del oxígeno es –2, el del hidrógeno +1 y el del sodio
+1, por lo tanto, el número de oxidación del nitrógeno es:
i) NaNO2  N(III) (0,1 puntos)
ii) N2O  N(I) (0,1 puntos)
iii) Na3N  N(–III) (0,1 puntos)
iv) NO  N(II) (0,1 puntos)
v) N2  N(0) (0,1 puntos)
Así, en orden creciente de número de oxidación del nitrógeno:
Na3N < N2 < N2O < NO < NaNO2
Nota: Si la notación se hace en números arábigos en lugar de romanos se considerará correcto.

3. (2 puntos) Se ha determinado que para la reacción A (g) + 2 B (g) + C (g) → 2 D (g) + E (g) la
ecuación de velocidad es v = k [A]2 [B]. Responda a las siguientes cuestiones razonando las
respuestas:
a) Indique el orden parcial de los reactivos y el orden global de la reacción. (0,5 puntos)
b) ¿Cómo variará la velocidad de reacción si se duplica la concentración de A manteniendo
constante la concentración de B? (0,5 puntos)
c) El reactivo C no aparece en la ecuación de velocidad, ¿se puede afirmar que no se consume
durante la reacción? (0,5 puntos)
d) ¿Cómo afectará a la velocidad de reacción un aumento de volumen a temperatura constante?
(0,5 puntos)
 RESPUESTA

a) Los órdenes parciales de los reactivos son: A = 2, B = 1 y C = 0. (0,3 puntos)

El orden global es la suma de los órdenes parciales de cada reactivo, por lo tanto, en este caso
es 3 (2 + 1 + 0). (0,2 puntos)

b) Utilizando la expresión de la ecuación de velocidad:

v' = k [2·A]2 [B] = 4 k [A]2 [B] = 4 v
Al duplicar la concentración de A la velocidad de reacción se multiplica por cuatro. (0,5 puntos)

c) No se puede afirmar que C no se consume en la reacción, ya que todos los reactivos se

consumen durante el transcurso de la reacción. Que la concentración del reactivo C no influya
en la velocidad de reacción no implica que no vaya reaccionando según la estequiometría de la
reacción, para dar lugar a los productos, y por lo tanto consumiéndose. (0,5 puntos)

d) La concentración de los reactivos depende del volumen  c = mol/V. Si el volumen (V)

aumenta a temperatura constante, k no cambiará, pero la concentración de todos los reactivos
será menor, y, por lo tanto, la velocidad de la reacción disminuirá. (0,5 puntos)

4. (2 puntos) Considere las siguientes moléculas: SCl2 y BeCl2.

a) Represente y justifique sus estructuras de Lewis, indicando, en su caso, los pares de electrones
no compartidos. (0,5 puntos)
b) Prediga sus geometrías moleculares según la teoría de repulsión de pares de electrones de la
capa de valencia (TRPECV). Razone si sus geometrías electrónicas coinciden con las
moleculares. (1 punto)
c) Deduzca la hibridación del átomo central de la molécula de BeCl2. Razone la respuesta. (0,5
puntos)

RESPUESTA

a) SCl2 S: [Ne] 3s2 3p4 → 6 electrones de valencia

Cl: [Ne] 3s2 3p5 → 7 electrones de valencia
El átomo de S comparte 2 electrones con los átomos de Cl y le quedan 2 pares de electrones
sin compartir. Cada Cl comparte un electrón con el S y le quedan 3 pares sin compartir.

(0,25 puntos)

BeCl2 Be: [He] 2s2 → 2 electrones de valencia

Cl: [Ne] 3s2 3p5 → 7 electrones de valencia
El átomo de Be comparte 2 electrones con los átomos de Cl. Cada Cl comparte un electrón con
el Be y le quedan 3 pares sin compartir.

(0,25 puntos)

b) SCl2: Para permitir que los pares de electrones (compartidos y no compartidos) estén lo más
separados posibles, reduciendo las repulsiones al mínimo, la distribución electrónica será
tetraédrica, y, por lo tanto, como hay dos pares de electrones libres, la molécula tendrá
geometría angular.
Geometría electrónica: 0,25 puntos
Geometría molecular: 0,25 puntos
 BeCl2: En este caso, no hay pares de electrones libres, y los pares compartidos se distribuirán
de modo que la repulsión entre ellos sea mínima. Así, la distribución electrónica será lineal, y
coincidirá con su geometría molecular que será también lineal.
Geometría electrónica: 0,25 puntos
Geometría molecular: 0,25 puntos

c) Be: 1s2 2s2

El Be no podría formar dos enlaces ya que sus electrones de valencia están apareados, por lo
tanto, uno de esos dos electrones de valencia promociona a un orbital vacío 2p. Para que los
enlaces con los cloros sean iguales se produce una hibridación del orbital 2s y 2p, dando lugar
a dos orbitales híbridos sp semiocupados que serán los que formarán enlace con los cloros. La
hibridación del Be será, por tanto, sp. (0,5 puntos)

5. (2 puntos)
a) Escriba la configuración electrónica de los siguientes iones: H–, Ca2+, Mg2+, F–, Li+, S2–, y agrupe
aquellos que sean isoelectrónicos. (1 punto)
b) Explique por qué los puntos de ebullición del HF (293 K) y del HCl (188 K) son tan diferentes.
(0,5 puntos)
c) Considere los elementos químicos C y Si e indique razonadamente cuál de ellos tendrá un
mayor radio atómico y cuál tendrá una mayor energía de ionización. (0,5 puntos)

RESPUESTA

a) Configuraciones electrónicas:
H: 1s1  H–: 1s2 (0,15 puntos)
Ca: 1s 2s 2p 3s 3p 4s  Ca : 1s 2s 2p 3s 3p
2 2 6 2 6 2 2+ 2 2 6 2 6
(0,15 puntos)
Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2  Mg2+: 1s2 2s2 2p6 (0,15 puntos)
F: 1s2 2s2 2p5  F–: 1s2 2s2 2p6 (0,15 puntos)
Li: 1s 2s  Li : 1s
2 1 + 2
(0,15 puntos)
S: 1s 2s 2p 3s 3p  S : 1s 2s 2p 3s 3p
2 2 6 2 4 2– 2 2 6 2 6
(0,15 puntos)
Los iones isoelectrónicos agrupados:
H– y Li+ Ca2+ y S2– Mg2+ y F– (0,1 puntos)

b) Los puntos de ebullición están directamente relacionados con las fuerzas intermoleculares
presentes en cada sustancia, cuanto mayores son esas fuerzas intermoleculares mayores son
los puntos de ebullición. (0,15 puntos)
En el HCl, la diferencia de electronegatividad entre el H y el Cl hace que la sustancia sea polar
y las fuerzas intermoleculares que presenta son de Van der Waals (dipolo-dipolo). En el caso
del HF, también es una sustancia polar con interacciones de Van der Waals, pero además en
este caso se pueden formar enlaces de hidrógeno mucho más fuertes, por lo que las fuerzas
intermoleculares en el caso del HF son mayores que en el HCl y por ello su punto de ebullición
es mucho más alto. (0,35 puntos)

c) Radio atómico: El radio atómico aumenta al bajar en un grupo de la tabla periódica y

disminuye al avanzar en un periodo. (0,15 puntos)
Por lo tanto, el Si tendrá un radio atómico mayor que el del C, ya que ambos elementos están
en el mismo grupo, pero el C está en el periodo 3 y el Si en el 4. (0,1 puntos)
 Energía de ionización: La energía de ionización aumenta cuanto más arriba y a la derecha
está el elemento en la tabla periódica. (0,15 puntos)
Por lo tanto, el C será el elemento con mayor energía de ionización. (0,1 puntos)

6. (2 puntos) La concentración de HCl en el estómago (jugo gástrico) es, aproximadamente, 0,08 M, y

cuando existe la sensación de “acidez estomacal” el contenido de HCl en el estómago llega a
valores del 0,1 M.
a) ¿Cuál es el pH del jugo gástrico en ambas situaciones? (0,3 puntos)
b) Si tenemos sensación de “acidez estomacal” y disponemos de un antiácido que tiene una
fórmula abreviada como M(OH)4, ¿Cuántos gramos del antiácido necesitaríamos ingerir para
rebajar la concentración de HCl en el estómago hasta el valor adecuado de 0,08 M? Considere
un volumen del estómago de 800 mL. (0,8 puntos)
Dato: Masa molar (M(OH)4) = 144 g/mol
c) Si en lugar de tener HCl en el jugo gástrico tuviéramos ácido acético en una concentración 0,08
M (CH3COOH, Ka = 1,8·10–5), ¿cuál sería el pH en nuestro estómago? (0,9 puntos)

RESPUESTA

a) Cálculo de los pH: (0,3 puntos)

HCl + H2O → H3O+ + Cl– [HCl] = [H3O+]
Sin sensación de “acidez”: pH = – log [H3O+]  pH = – log (0,08) = 1,1
Con sensación de “acidez”: pH = – log [H3O+]  pH = – log (0,1) = 1

b) Cálculo de la cantidad de moles de HCl en cada caso: (0,2 puntos)

0,08 M = n / 0,8 L  n = 0,064 mol HCl sin sensación de “acidez”
0,1 M = n / 0,8 L  n = 0,08 mol HCl con sensación de “acidez”
Cantidad de HCl que hay que neutralizar: 0,08 – 0,064 = 0,016 mol de HCl (0,1 puntos)

Cantidad de antiácido necesaria:

4 HCl + M(OH)4 → 4 MCl4 + 4 H2O
1 mol de M(OH)4
0,016 mol de HCl x = 4x10–3 mol de M(OH)4 se necesitan (0,4 puntos)
4 mol de HCl
4x10–3 mol M(OH)4 x 144 g/mol = 0,576 g de antiácido. (0,1 puntos)

c) Planteamiento del equilibrio. (0,3 puntos)

CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO – + H3O+
Conc. Inic. 0,08 – –
Conc. Eq. 0,08 – x x x

Cálculo de x. (0,4 puntos)

La x del denominador se puede despreciar porque Ka es muy pequeña y la disolución no está
muy diluida (si no se justifica -0,1 puntos).
[CH3 COO– ] [H3 O+ ] x2 x2
Ka = 1,8·10–5 = = ~  x = [H3O+] = 1,2·10–3 M
[CH3 COOH] 0,08−x 0,08

Cálculo del pH. (0,2 puntos)

pH = – log [H3O+]  pH = – log (1,2·10–3) = 2,92
7. (2 puntos) Responda a las siguientes cuestiones de forma razonada:
a) Se dispone de dos disoluciones acuosas de la misma concentración de KOH y NH3, ¿cuál de
ellas tendrá el pOH más bajo? (Kb (NH3) = 1,8·10–5) (0,5 puntos)
b) Escriba la expresión de Kb para la especie HS– indicando el equilibrio químico al que se refiere.
(0,5 puntos)
c) A 60 ºC el valor del producto iónico del agua (Kw) es 10–13. Calcule el valor del pH del agua a
esa temperatura. (0,5 puntos)
d) Si a 10 mL de una disolución acuosa de un ácido débil HA se le añaden 10 mL de una
disolución de NaOH de la misma concentración, justifique el carácter ácido, básico o neutro de
la disolución resultante. (0,5 puntos)

RESPUESTA

a) El KOH es una base fuerte por lo que estará disociado completamente en agua:
KOH → K+ + OH–
El NH3 es una base débil que sufre el siguiente equilibrio en disolución:
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH–
Como son dos disoluciones de la misma concentración inicial, se cumplirá que:
[OH–]KOH > [OH–]NH3 (0,25 puntos)
pOH = – log [OH ]  Cuanto mayor sea la [OH ] menor será el pOH, por lo tanto, el KOH será
– –

la base que tenga un menor pOH. (0,25 puntos)

Nota: Puede justificarse también a partir del pH y después relacionarlo con el pOH a través de
pH + pOH = 14.

b) El equilibrio cuando HS– se comporta como base es:

HS– + H2O ⇄ H2S + OH– (0,25 puntos)
[OH– ] [H2 S]
Kb = (0,25 puntos)
[HS– ]

c) El Kw se refiere al equilibrio: 2 H2O ⇄ H3O+ + OH–

En el agua se cumple que [H3O+] = [OH–] a cualquier temperatura. (0,1 puntos)
Kw = [H3O+] [OH–] = 10–13  [H3O+] = [OH–] = 3,16·10–7 M (0,2 puntos)
Así:
pH = – log [H3O+]  pH = – log (3,16·10–7) = 6,5 (0,2 puntos)

d) HA + NaOH → NaA + H2O (0,15 puntos)

La sal resultante en disolución: NaA → Na + A
+ –

El catión Na+ procede de una base fuerte y no se hidroliza. Sin embargo, el anión A– es la base
conjugada de HA (ácido débil) y se hidroliza (A– + H2O ⇄ HA + OH–), dándole a la disolución un
pH básico. (0,35 puntos)

8. (2 puntos) El clorato de potasio sólido descompone para dar cloruro de potasio sólido y oxígeno
gas. La entalpía del proceso es de – 22,2 kJ por mol de clorato descompuesto.
a) Escriba y ajuste la ecuación de descomposición del clorato de potasio y calcule la entalpía
molar de formación de este reactivo. (0,8 puntos)
b) Calcule el calor que se desprenderá al obtener 13,5 L de oxígeno, medidos a 25 ºC y 1,5
atmósferas, y los gramos que serán necesarios de clorato de potasio. (0,8 puntos)
c) ¿Se puede afirmar que esta reacción será espontánea a cualquier temperatura? Justifique la
respuesta. (0,4 puntos)
Datos: Masas atómicas: K = 39; Cl = 35,5; O = 16. R = 0,082 atm L mol–1 K–1
Hfo (kJ·mol–1): Cloruro de potasio (s) = – 436,7.
 RESPUESTA

a) KClO3 (s) → KCl (s) + 3/2 O2 (g) (0,3 puntos)

Cálculo de la entalpía de formación del clorato de potasio:

KClO3 (s) → KCl (s) + 3/2 O2 (g) Horeacción = – 22,2 kJ/mol
Horeacción =  Hfo (productos) –  Hfo (reactivos)
Horeacción = 3/2 Hfo (O2) + Hfo (KCl) – Hfo (KClO3)
Horeacción = – 22,2 kJ/mol = 0 + (– 436,7) – Hfo (KClO3)
Despejando: Hfo (KClO3) = – 414,5 kJ/mol (0,5 puntos)

b) Cálculo de los moles de O2:

PV = nRT  1,5 · 13,5 = n · 0,082 · 298  n = 0,83 mol (0,15 puntos)

Cálculo de los moles de KClO3:

1 mol de KClO3
0,83 mol de O2 x = 0,55 mol de KClO3 (0,25 puntos)
3/2 mol de O2

Calor desprendido:
0,55 mol · (– 22,2) kJ/mol = – 12,21 kJ (0,25 puntos)

Gramos de KClO3 necesarios:

0,55 mol de KClO3 x 122,5 g/mol = 67,4 g de KClO3 (0,15 puntos)

c) Para que una reacción sea espontánea G < 0  G = H – TS < 0

Para analizar la variación de entropía nos fijamos en la variación de moles gaseosos, ya que
son los que suponen un mayor grado de desorden.
En esta reacción se pasa de 0 moles gaseosos en los reactivos a 3/2 moles en los productos,
por lo que aumenta el desorden  S > 0
G = (–) – T(+)  En este caso siempre G < 0, por lo que sí se puede afirmar que la
reacción será espontánea a cualquier temperatura. (0,4 puntos)

9. (2 puntos) El fosgeno (COCl2) es un intermedio importante en algunos procesos de la industria

química de los plásticos y los pesticidas entre otros, aunque también es un gas venenoso. El
fosgeno descompone según el siguiente equilibrio:
COCl2 (g) ⇄ CO (g) + Cl2 (g) H > 0
Si en un recipiente de 50 L se introducen 150 g de fosgeno a 1000K, y en el equilibrio se detecta
que se han formado 100 g de Cl2, determine:
a) Los gramos de fosgeno que quedarán sin descomponer y las presiones parciales de CO y Cl2
una vez establecido el equilibrio. (1 punto)
b) Si queremos reducir la descomposición del fosgeno, ¿qué deberíamos hacer con la temperatura
y la presión de trabajo? (1 punto)
Masas atómicas: C = 12; Cl = 35,5; O = 16.

RESPUESTA

a) Cálculo de los moles de fosgeno iniciales y de Cl2 en el equilibrio: (0,2 puntos)

150 g / 99 g·mol–1 = 1,52 mol iniciales de COCl2
100 g / 71 g·mol–1 = 1,4 mol de Cl2 en el equilibrio = x

Planteamiento del equilibrio:

 COCl2 (g) ⇄ CO (g) + Cl2 (g)
mol Inicial 1,52 – –
mol equil. 1,52–x x x Planteamiento: (0,3 puntos)

Cantidad de COCl2: (0,25 puntos)

1,52 – 1,4 = 0,12 mol de COCl2 sin descomponer
0,12 mol x 99 g·mol–1 = 11,88 g de COCl2 sin descomponer

Presiones parciales de CO y Cl2: (0,25 puntos)

nRT
PV = nRT  P =
V
1,4 · 0,082 · 1000
PCO = PH2 = = 2,3 atm
50

b) Para reducir la descomposición del fosgeno tenemos que encontrar las condiciones que
desplacen la reacción hacia la izquierda ().
Disminuir la temperatura de la reacción: Según el principio de Le Chatelier, si se disminuye la
temperatura del sistema en equilibrio, éste compensará este efecto desplazándose en el
sentido en el que se ceda calor. Como la reacción es endotérmica (H > 0), el equilibrio se
desplazará hacia la izquierda (), hacia la formación del fosgeno. (0,5 puntos)
Aumentar la presión del sistema: Según el principio de Le Chatelier, cuando se aumenta la
presión de un sistema en equilibrio, éste evolucionará para compensar el efecto desplazándose
hacia donde haya un menor número de moles gaseosos. Hay 2 moles de productos por 1 mol
de reactivo, así que aumentar la presión desplazará el equilibrio también hacia la izquierda ().
(0,5 puntos)

10. (2 puntos) Indique, justificando la respuesta, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) Como los productos de solubilidad a 18 ºC del Fe(OH)2 (Kps = 1,64·10–14) y del PbCrO4 (Kps =
1,7·10–14) son casi iguales, sus solubilidades molares en agua también lo serán. (1 punto)
b) La solubilidad en agua del MgF2 (Kps = 6,4·10–9) aumenta al añadir a la disolución la sal soluble
NaF. (0,5 puntos)
c) Si se preparan 150 mL de una disolución saturada de CuBr (Kps = 4,15·10–8), y después se
evaporan 50 mL de agua manteniendo constante la temperatura, la concentración de los iones
en la disolución no variará. (0,5 puntos)

RESPUESTA

a) Cálculo de las solubilidades molares:

Fe(OH)2 (s) ⇄ Fe2+ (ac) + 2 OH– (ac) (0,2 puntos)
s 2s
Kps = [Fe2+] [OH–]2  Kps = s · (2s)2 = 4s3 = 1,64·10–14
s = 1,6·10–5 M (0,25 puntos)

PbCrO4 (s) ⇄ Pb2+ (ac) + CrO42– (ac) (0,2 puntos)

s s
Kps = [Pb ] [CrO4 ]  Kps = s · s = s2 = 1,7·10–14
2+ 2–

s = 1,3 x10–7 M (0,25 puntos)

La afirmación es falsa, las solubilidades de las dos sales difieren en dos órdenes de magnitud,
no son casi iguales. (0,1 puntos)

b) Falsa. El equilibrio de solubilidad del MgF2 es: MgF2 (s) ⇄ Mg2+ (ac) + 2 F– (ac), al añadir NaF,
estamos añadiendo iones fluoruro (F–), por lo que, de acuerdo con el principio de Le Chatelier,
 el equilibrio se desplazará en el sentido en el que se consuman dichos iones, es decir, hacia la
izquierda (), lo que hace que la solubilidad del MgF2 disminuya. (0,5 puntos)
(Nota: La explicación puede hacerse también mencionando el efecto del ion común, pero se
tiene que incorporar una pequeña justificación para obtener la máxima puntuación (Le Chatelier
o Kps), no puede decirse solamente que la solubilidad disminuye debido al efecto del ion
común)

c) Verdadera. Al permanecer constante la temperatura, el producto de solubilidad (Kps) no variará, y

por lo tanto tampoco lo harán las concentraciones de los iones. (Kps = [Cu+] [Br–]) (0,5 puntos)