Examen Resuelto Selectividad EVAU UCLM Química 2022/2023

Bloque A

Pregunta 1

Contexto del ejercicio: Este ejercicio trata sobre el equilibrio químico en fase gaseosa. Se nos proporciona la reacción en equilibrio entre el bromo (Br2), el yodo (I2) y el yoduro de bromo (BrI), junto con la constante de equilibrio Kc a una temperatura determinada. Debemos calcular el grado de disociación, la constante de equilibrio Kp y la cantidad de yodo en el equilibrio.

a) Calcule el valor del grado de disociación (expresado en %)

Primero, calculamos las concentraciones iniciales de Br2 y I2:

Moles de Br2: $\\frac{1,280 g}{159,8 g/mol} = 0,008 mol$

Moles de I2: $\\frac{2,032 g}{253,8 g/mol} = 0,008 mol$

Concentración inicial de Br2 y I2: $\\frac{0,008 mol}{0,4 L} = 0,02 M$

Luego, establecemos la tabla de equilibrio:

	Br2	I2	2BrI
Inicial (M)	0,02	0,02	0
Cambio (M)	-x	-x	+2x
Equilibrio (M)	0,02 - x	0,02 - x	2x

La expresión de Kc es: $Kc = \\\\frac{[BrI]^2}{[Br_2][I_2]}$

Sustituimos los valores de equilibrio en la expresión de Kc:

$280 = \\\\frac{(2x)^2}{(0,02 - x)(0,02 - x)}$

Resolviendo la ecuación, obtenemos:

$280 = \\\\frac{4x^2}{(0,02-x)^2}$ $\\\\sqrt{280}=\\\\frac{2x}{0,02-x}$ $16,73=\\\\frac{2x}{0,02-x}$ $0,3346-16,73x=2x$ $0,3346=18,73x$ $x=0,0179$

El grado de disociación (α) se calcula como: $α = \\\\frac{x}{[Br_2]_{inicial}} = \\\\frac{0,0179}{0,02} = 0,895$

En porcentaje: $α = 0,895 * 100\\% = 89,5\\%$

Razonamiento: El grado de disociación es una medida de cuánto reactivo se ha convertido en producto. En este caso, un valor de 89,5% indica que una gran parte del Br2 y I2 iniciales se han disociado para formar BrI en el equilibrio.

b) Calcule el valor de Kp para este equilibrio a 150ºC.

La relación entre Kp y Kc es: $Kp = Kc(RT)^{Δn}$

Donde Δn es la diferencia entre los moles de productos gaseosos y los moles de reactivos gaseosos. En este caso, Δn = 2 - (1 + 1) = 0.

Sustituyendo los valores: $Kp = 280 * (0,082 \\\\frac{atm·L}{mol·K} * 423 K)^0$ $Kp=280$

Razonamiento: Como Δn = 0, Kp es igual a Kc. Esto significa que la presión parcial de los gases en el equilibrio está relacionada directamente con sus concentraciones molares, y en este caso, el cambio en el número de moles gaseosos no afecta el valor de la constante de equilibrio.

c) Calcule los gramos de yodo en el equilibrio.

La concentración de I2 en el equilibrio es: $[I_2] = 0,02 - x = 0,02 - 0,0179 = 0,0021 M$

Moles de I2 en el equilibrio: $0,0021 \\\\frac{mol}{L} * 0,4 L = 0,00084 mol$

Gramos de I2 en el equilibrio: $0,00084 mol * 253,8 \\\\frac{g}{mol} = 0,2132 g$

Razonamiento: Hemos calculado la concentración de I2 en el equilibrio a partir del valor de x obtenido en el apartado (a). Luego, hemos calculado los moles de I2 en el equilibrio utilizando el volumen del recipiente y, finalmente, la masa de I2 en el equilibrio utilizando su masa molar.

Pregunta 2

Contexto del ejercicio: Este ejercicio trata sobre electroquímica, específicamente sobre pilas galvánicas. Se nos dan los potenciales de reducción estándar del cobre y la plata, y se nos pide calcular el potencial estándar de la pila, identificar el ánodo y el cátodo, predecir si una cuchara de cobre se disolverá en una disolución de AgNO3 y escribir la notación de la pila.

a) Calcule el potencial estándar de la pila que podría formarse con ellos. Indique razonadamente cuál sería el ánodo y cuál el cátodo.

Para formar una pila con estos electrodos, la reacción global debe ser espontánea, lo que significa que el potencial estándar de la pila (E°pila) debe ser positivo. Para ello, el electrodo con mayor potencial de reducción actuará como cátodo (donde ocurre la reducción) y el electrodo con menor potencial de reducción actuará como ánodo (donde ocurre la oxidación).

En este caso, el electrodo de Ag+/Ag tiene un potencial de reducción mayor (0,8 V) que el electrodo de Cu2+/Cu (0,35 V). Por lo tanto:

Cátodo: $Ag^+ + e^- → Ag$ (E° = 0,8 V) Ánodo: $Cu → Cu^{2+} + 2e^-$ (E° = -0,35 V)

La reacción global de la pila es:

$2Ag^+ + Cu → 2Ag + Cu^{2+}$

El potencial estándar de la pila se calcula como: $E°_{pila} = E°_{cátodo} - E°_{ánodo} = 0,8 V - 0,35 V = 0,45 V$

Razonamiento: El potencial estándar de la pila es positivo (0,45 V), lo que indica que la reacción global es espontánea. La plata se reduce (cátodo) y el cobre se oxida (ánodo).

b) Atendiendo a la reacción global, conteste razonadamente si se disolverá una cuchara de cobre al introducirla en una disolución de AgNO3.

La reacción que ocurriría al introducir una cuchara de cobre en una disolución de AgNO3 es la misma que la reacción global de la pila:

$2Ag^+ + Cu → 2Ag + Cu^{2+}$

Como hemos visto en el apartado anterior, esta reacción es espontánea (E°pila = 0,45 V). Por lo tanto, el cobre se oxidará a Cu2+ y se disolverá en la disolución, mientras que los iones Ag+ se reducirán a Ag y se depositarán sobre la cuchara.

Razonamiento: La espontaneidad de la reacción, indicada por el potencial estándar positivo de la pila, predice que el cobre se disolverá en la disolución de AgNO3.

c) Escriba la notación de la pila formada en las condiciones del apartado a).

La notación de la pila es:

$Cu(s) | Cu^{2+}(aq) || Ag^+(aq) | Ag(s)$

Razonamiento: La notación de la pila representa la semicelda anódica a la izquierda y la semicelda catódica a la derecha. La doble barra vertical (||) representa el puente salino. Las especies en cada semicelda se separan por una barra vertical (|).

Pregunta 3

Contexto del ejercicio: Este ejercicio trata sobre el equilibrio ácido-base de un ácido débil, el cianuro de hidrógeno (HCN). Se nos proporciona la concentración inicial y el pH de la disolución, y se nos pide calcular el grado de disociación, la constante de acidez (Ka) y la concentración de todas las especies en el equilibrio.

a) El grado de disociación del HCN.

Primero, calculamos la concentración de iones H+ a partir del pH:

$[H^+] = 10^{-pH} = 10^{-5,6} = 2,51 * 10^{-6} M$

La reacción de disociación del HCN es:

$HCN(aq) + H_2O(l) ⇌ H_3O^+(aq) + CN^-(aq)$

En el equilibrio, la concentración de H3O+ es igual a la concentración de CN-, que también es igual a la concentración de HCN que se ha disociado:

$[H_3O^+] = [CN^-] = x = 2,51 * 10^{-6} M$

El grado de disociación (α) se calcula como: $α = \\\\frac{x}{[HCN]_{inicial}} = \\\\frac{2,51 * 10^{-6}}{0,01} = 2,51 * 10^{-4}$

En porcentaje: $α = 2,51 * 10^{-4} * 100\\% = 0,0251\\%$

Razonamiento: El grado de disociación es una medida de la proporción de ácido débil que se ha disociado en sus iones. En este caso, un valor de 0,0251% indica que el HCN es un ácido muy débil, ya que solo una pequeña fracción se disocia en agua.

b) El valor de la constante de acidez.

La expresión de la constante de acidez (Ka) para el HCN es:

$Ka = \\\\frac{[H_3O^+][CN^-]}{[HCN]}$

En el equilibrio:

$[H_3O^+] = [CN^-] = 2,51 * 10^{-6} M$ $[HCN] = 0,01 - x ≈ 0,01 M$ (ya que x es muy pequeño)

Sustituyendo los valores:

$Ka = \\\\frac{(2,51 * 10^{-6})^2}{0,01} = 6,3 * 10^{-10}$

Razonamiento: La constante de acidez (Ka) es una medida de la fuerza de un ácido débil. Un valor pequeño de Ka, como el obtenido para el HCN (6,3 * 10^{-10}), confirma que se trata de un ácido débil.

c) La concentración molar de todas las especies químicas presentes en el equilibrio.

Ya hemos calculado las concentraciones de H3O+ y CN- en el apartado (a):

$[H_3O^+] = [CN^-] = 2,51 * 10^{-6} M$

La concentración de HCN en el equilibrio es:

$[HCN] = 0,01 - x = 0,01 - 2,51 * 10^{-6} ≈ 0,01 M$

La concentración de H2O no se considera en la expresión de Ka, ya que se trata del disolvente y su concentración se mantiene prácticamente constante. Sin embargo, como el agua participa en la reacción como reactivo, su concentración será prácticamente la del agua pura.

$[H_2O] ≈ 55,5 M$

Razonamiento: Hemos calculado la concentración de cada especie presente en el equilibrio, teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción de disociación del HCN y el valor de la constante de acidez. La concentración de agua se asume como la del agua pura debido a su papel como disolvente.

Pregunta 4

Contexto del ejercicio: Este ejercicio trata sobre la estructura atómica y la tabla periódica. Se nos dan los números atómicos de cuatro elementos (A, B, C y D) y se nos pide determinar su configuración electrónica, grupo y período, ordenar por energía de ionización, escribir una posible combinación de números cuánticos para el electrón diferenciador del elemento D y deducir la fórmula y el tipo de enlace del compuesto formado entre A y D.

a) Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos, e indique a qué grupo y período de la Tabla Periódica pertenecen.

A (Z = 16): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4$ Grupo 16 (anfígenos), Período 3. B (Z = 17): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$ Grupo 17 (halógenos), Período 3. C (Z = 18): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$ Grupo 18 (gases nobles), Período 3. D (Z = 19): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1$ Grupo 1 (alcalinos), Período 4.

Razonamiento: La configuración electrónica se determina siguiendo el principio de Aufbau, llenando los orbitales en orden creciente de energía. El grupo se determina por el número de electrones en la capa de valencia, y el período por el número cuántico principal (n) más alto.

b) Ordene los elementos por orden creciente (de menor a mayor) de la primera energía de ionización.

La primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso. En general, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en un período y disminuye de arriba a abajo en un grupo.

Orden creciente de energía de ionización: D < A < B < C

Razonamiento: D es el que tiene menor energía de ionización porque es un metal alcalino, que tienden a perder su electrón de valencia fácilmente. C es el que tiene mayor energía de ionización porque es un gas noble, con una configuración electrónica muy estable. A y B están en el mismo período, pero B tiene mayor energía de ionización porque está más a la derecha en la tabla periódica.

c) Escriba una posible combinación de números cuánticos (n, l, m, s) para el electrón diferenciador del elemento con número atómico 19.

El electrón diferenciador de D (Z = 19) es el último electrón añadido, que se encuentra en el orbital 4s. Los números cuánticos para este electrón son:

n = 4 (nivel de energía) l = 0 (orbital s) ml = 0 (única orientación posible para un orbital s) s = +1/2 o -1/2 (espín del electrón)

Una posible combinación sería: (4, 0, 0, +1/2)

Razonamiento: Los números cuánticos describen el estado de un electrón en un átomo. n indica el nivel de energía, l el tipo de orbital, ml la orientación del orbital en el espacio y s el espín del electrón.

d) Deduzca la fórmula molecular del compuesto que se formaría entre los elementos A y D, e indique el tipo de enlace que les une.

A (Z = 16) tiene 6 electrones de valencia y tiende a ganar 2 electrones para completar su octeto. D (Z = 19) tiene 1 electrón de valencia y tiende a perderlo para adquirir la configuración del gas noble anterior.

Por lo tanto, se necesitan dos átomos de D por cada átomo de A para formar un compuesto neutro. La fórmula molecular del compuesto es D2A.

El tipo de enlace que les une es iónico.

Razonamiento: Los elementos con grandes diferencias de electronegatividad, como un metal alcalino (D) y un no metal (A), tienden a formar enlaces iónicos. En este caso, D pierde un electrón para convertirse en un catión (D+) y A gana dos electrones para convertirse en un anión (A2-). La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta forma el enlace iónico.

Bloque B

Pregunta 5

Contexto del ejercicio: Este ejercicio trata sobre la estructura molecular y la geometría molecular. Se nos dan cuatro moléculas (CH4, H2S, BCl3 y Cl2) y se nos pide representar sus estructuras de Lewis, determinar la geometría de CH4 y BCl3 según la TRPECV, razonar la hibridación del carbono en CH4 e indicar si alguna de las moléculas presenta polaridad.

a) Represente las estructuras de Lewis de las cuatro moléculas.

1. CH4:

      H
      |
  H - C - H
      |
      H

2. H2S:

    H - S - H
       ··

3. BCl3:

      Cl
      |
  Cl - B - Cl

4. Cl2:

    Cl - Cl
    ··   ··

Razonamiento: Las estructuras de Lewis muestran la distribución de los electrones de valencia alrededor de los átomos en una molécula. Los electrones se representan como puntos y los pares de electrones compartidos como líneas.

b) Indique cuál será la geometría de las moléculas de CH4 y BCl3, según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV).

CH4: El carbono central está rodeado por cuatro pares de electrones enlazantes y ningún par solitario. Según la TRPECV, la geometría que minimiza la repulsión entre estos pares de electrones es la tetraédrica.

BCl3: El boro central está rodeado por tres pares de electrones enlazantes y ningún par solitario. Según la TRPECV, la geometría que minimiza la repulsión entre estos pares de electrones es la trigonal plana.

Razonamiento: La TRPECV predice la geometría molecular basándose en la repulsión entre los pares de electrones de valencia alrededor del átomo central. La geometría que minimiza esta repulsión es la que se adopta.

c) Razone cuál es la hibridación del carbono en la molécula de CH4.

Para formar cuatro enlaces covalentes simples, el carbono en el CH4 necesita cuatro orbitales híbridos equivalentes. Esto se consigue mediante la hibridación sp3, en la que un orbital 2s y tres orbitales 2p se combinan para formar cuatro orbitales híbridos sp3, cada uno con un electrón desapareado. Estos orbitales sp3 se dirigen hacia los vértices de un tetraedro, lo que explica la geometría tetraédrica del CH4.

Razonamiento: La hibridación es un modelo que explica la formación de enlaces covalentes mediante la combinación de orbitales atómicos. La hibridación sp3 del carbono en el CH4 da lugar a cuatro orbitales híbridos equivalentes que se dirigen hacia los vértices de un tetraedro, lo que explica la geometría observada.

d) Indique si alguna de las cuatro moléculas presenta polaridad y justifique la respuesta.

CH4: No es polar. Aunque los enlaces C-H son ligeramente polares, la geometría tetraédrica de la molécula hace que los momentos dipolares de los enlaces se cancelen entre sí, resultando en una molécula apolar.

H2S: Es polar. Los enlaces S-H son polares debido a la diferencia de electronegatividad entre el azufre y el hidrógeno. La geometría angular de la molécula (debido a los dos pares de electrones solitarios en el azufre) hace que los momentos dipolares de los enlaces no se cancelen, resultando en una molécula polar.

BCl3: No es polar. Aunque los enlaces B-Cl son polares, la geometría trigonal plana de la molécula hace que los momentos dipolares de los enlaces se cancelen entre sí, resultando en una molécula apolar.

Cl2: No es polar. El enlace Cl-Cl es apolar porque los dos átomos de cloro tienen la misma electronegatividad.

Razonamiento: La polaridad de una molécula depende de la polaridad de sus enlaces y de su geometría. Si los momentos dipolares de los enlaces se cancelan debido a la simetría de la molécula, la molécula es apolar. Si no se cancelan, la molécula es polar.

Pregunta 6

Contexto del ejercicio: Este ejercicio trata sobre la cinética química. Se nos da una reacción química (a A + b B → c C) y una tabla con datos experimentales de concentración inicial y velocidad inicial. Se nos pide deducir el orden global de la reacción, determinar la constante de velocidad, razonar el efecto de la temperatura y de un catalizador en la velocidad de reacción.

a) Deduzca el orden global de la reacción.

La ecuación de velocidad para la reacción es: $v = k[A]^m[B]^n$

Donde m y n son los órdenes de reacción respecto a A y B, respectivamente.

Comparando los experimentos 1 y 2, donde [B] se mantiene constante y [A] se duplica, la velocidad se duplica. Esto indica que la reacción es de primer orden respecto a A (m = 1).

Comparando los experimentos 1 y 3, donde [A] se mantiene constante y [B] se triplica, la velocidad se triplica. Esto indica que la reacción es de primer orden respecto a B (n = 1).

El orden global de la reacción es la suma de los órdenes parciales: m + n = 1 + 1 = 2.

Razonamiento: El orden de reacción respecto a un reactivo indica cómo afecta la concentración de ese reactivo a la velocidad de la reacción. El orden global de la reacción es la suma de los órdenes parciales respecto a cada reactivo.

b) Determine el valor y las unidades de la constante de velocidad.

Utilizando los datos del experimento 1 y la ecuación de velocidad:

$v = k[A][B]$ $1,2 * 10^{-6} \\\\frac{mol}{L·s} = k * (0,20 \\\\frac{mol}{L}) * (0,20 \\\\frac{mol}{L})$ $k = \\\\frac{1,2 * 10^{-6}}{0,20 * 0,20} = 3 * 10^{-5} \\\\frac{L}{mol·s}$

Razonamiento: La constante de velocidad (k) es una constante de proporcionalidad que relaciona la velocidad de la reacción con las concentraciones de los reactivos elevadas a sus respectivos órdenes de reacción. Sus unidades dependen del orden global de la reacción.

c) Razone qué le ocurrirá a la velocidad de la reacción si disminuye la temperatura.

Si disminuye la temperatura, la velocidad de la reacción disminuirá.

Razonamiento: La temperatura es una medida de la energía cinética promedio de las moléculas. A menor temperatura, las moléculas se mueven más lentamente y tienen menos energía para superar la energía de activación de la reacción. Esto resulta en una menor frecuencia de colisiones efectivas y, por lo tanto, en una menor velocidad de reacción. La constante de velocidad disminuye al disminuir la temperatura como indica la ecuación de Arrhenius.

d) Razone qué le ocurrirá a la velocidad de reacción si se le añade un catalizador positivo.

Si se añade un catalizador positivo, la velocidad de la reacción aumentará.

Razonamiento: Un catalizador positivo es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química sin ser consumido en el proceso. Lo hace proporcionando una ruta alternativa para la reacción con una energía de activación menor. Esto aumenta la proporción de colisiones que tienen suficiente energía para superar la barrera de energía y, por lo tanto, aumenta la velocidad de reacción.

Bloque C

Pregunta 7

Contexto del ejercicio: Este ejercicio trata sobre reacciones orgánicas. Se nos dan cuatro reacciones incompletas y se nos pide completarlas.

a) CH3CH2COOH + CH3CH2OH →

$CH_3CH_2COOH + CH_3CH_2OH \\\\xrightarrow{H_2SO_4} CH_3CH_2COO CH_2CH_3 + H_2O$

Reacción de esterificación entre un ácido carboxílico (ácido propanoico) y un alcohol (etanol) para formar un éster (propanoato de etilo) y agua.

Razonamiento: La esterificación es una reacción de condensación entre un ácido carboxílico y un alcohol, catalizada por un ácido fuerte como el ácido sulfúrico.

b) CH2=CH2 + Br2 →

$CH_2=CH_2 + Br_2 → CH_2Br-CH_2Br$

Reacción de adición de bromo a un alqueno (eteno) para formar un dihalogenuro vecinal (1,2-dibromoetano).

Razonamiento: Los alquenos sufren reacciones de adición, donde los átomos de una molécula pequeña se añaden a los átomos de carbono del doble enlace.

c) C4H10 + O2 →

$C_4H_{10} + \\\\frac{13}{2}O_2 → 4CO_2 + 5H_2O$

Reacción de combustión completa de un alcano (butano) con oxígeno para formar dióxido de carbono y agua.

O bien: $2C_4H_{10} + 13O_2 → 8CO_2 + 10H_2O$

Razonamiento: La combustión completa de un hidrocarburo produce dióxido de carbono y agua como únicos productos.

d) CH2=CH2 + H2O →

$CH_2=CH_2 + H_2O \\\\xrightarrow{H^+} CH_3-CH_2OH$

Reacción de hidratación de un alqueno (eteno) para formar un alcohol (etanol).

Razonamiento: Los alquenos pueden reaccionar con agua en presencia de un catalizador ácido para formar alcoholes.

Pregunta 8

Contexto del ejercicio: Este ejercicio trata sobre la estructura atómica y los números cuánticos. Se nos dan cuatro afirmaciones sobre un átomo en su estado fundamental y se nos pide razonar su veracidad o falsedad.

a) El número máximo de electrones con número cuántico n = 3 es 6.

Falso. El número máximo de electrones con número cuántico n = 3 es 18.

Razonamiento: El número cuántico principal (n) determina el nivel de energía. Para n = 3, existen tres subniveles: l = 0 (3s), l = 1 (3p) y l = 2 (3d). El subnivel 3s puede contener 2 electrones, el subnivel 3p puede contener 6 electrones y el subnivel 3d puede contener 10 electrones. En total, 2 + 6 + 10 = 18 electrones.

b) En un orbital 2p solo puede haber 2 electrones.

Verdadero.

Razonamiento: Un orbital atómico, independientemente del tipo que sea, puede contener como máximo 2 electrones, con espines opuestos (principio de exclusión de Pauli).

c) Si en los orbitales 3d se sitúan 6 electrones, no habrá ninguno desapareado.

Falso. Habrá 4 electrones desapareados.

Razonamiento: Según la regla de Hund, los electrones se distribuyen en los orbitales de un mismo subnivel de forma que ocupen el mayor número de orbitales posible, con espines paralelos. En el caso de 6 electrones en los orbitales 3d (5 orbitales), habrá 4 electrones desapareados y 1 orbital con dos electrones apareados. Se colocan primero los 5 electrones en cada uno de los orbitales, y luego se coloca el sexto electrón en el primer orbital 3d.

d) Para un orbital 4d, n = 4 y l = 2.

Verdadero.

Razonamiento: El número cuántico principal (n) indica el nivel de energía, que para un orbital 4d es 4. El número cuántico secundario o azimutal (l) indica el tipo de orbital. Para un orbital d, l = 2.

Pregunta 9

Contexto del ejercicio: Este ejercicio trata sobre las propiedades de las sustancias en función de su tipo de enlace. Se nos pide explicar dos hechos relacionados con el punto de fusión y la conductividad eléctrica.

a) El LiBr funde a 552ºC, sin embargo, el cloro (Cl2) es un gas a 25ºC.

El LiBr es un compuesto iónico formado por la transferencia de un electrón del litio al bromo. La fuerte atracción electrostática entre los iones Li+ y Br- en la red cristalina iónica requiere una gran cantidad de energía para romperse, lo que se traduce en un alto punto de fusión.

El Cl2 es una molécula covalente apolar, con fuerzas intermoleculares de Van der Waals muy débiles. Estas fuerzas débiles se rompen fácilmente con poca energía, lo que explica que el Cl2 sea un gas a temperatura ambiente.

Razonamiento: Los compuestos iónicos tienen altos puntos de fusión debido a las fuertes interacciones electrostáticas entre los iones. Las moléculas apolares tienen bajos puntos de fusión debido a las débiles fuerzas intermoleculares.

b) El grafito no conduce la electricidad, mientras que el cobre (Cu) si la conduce.

El cobre es un metal y conduce la electricidad debido a la presencia de electrones de valencia deslocalizados que pueden moverse libremente a través de la red metálica. Estos electrones forman una "nube" o "mar" de electrones que permite la conducción de la corriente eléctrica.

El grafito es una forma alotrópica del carbono en la que los átomos de carbono están unidos mediante enlaces covalentes formando láminas. Aunque cada átomo de carbono está unido a otros tres, dejando un electrón desapareado, estos electrones no están totalmente deslocalizados como en los metales.

Razonamiento: Los metales conducen la electricidad debido a la presencia de electrones deslocalizados que pueden moverse libremente. El grafito NO es un metal y NO conduce la electricidad debido a que sus electrones no están deslocalizados.

Pregunta 10

Contexto del ejercicio: Este ejercicio trata sobre la teoría ácido-base de Brönsted-Lowry. Se nos dan cuatro especies químicas (CH3COOH, HCO3-, NH3 y HNO3) y se nos pide justificar cuáles pueden actuar como ácidos, como bases o como anfóteros.

a) Cuáles pueden actuar sólo como ácidos y cuáles sólo como bases.

• Solo como ácidos: HNO3 (ácido nítrico) y CH3COOH (ácido acético). HNO3 puede ceder un protón (H+) para formar NO3- (ion nitrato). $HNO_3 + H_2O → NO_3^- + H_3O^+$ CH3COOH puede ceder un protón (H+) para formar CH3COO- (ion acetato). $CH_3COOH + H_2O → CH_3COO^- + H_3O^+$
• Solo como bases: NH3 (amoníaco). NH3 puede aceptar un protón (H+) para formar NH4+ (ion amonio). $NH_3 + H_2O → NH_4^+ + OH^-$

Razonamiento: Según la teoría de Brönsted-Lowry, un ácido es una especie que puede donar un protón (H+) y una base es una especie que puede aceptar un protón.

b) Cuáles pueden actuar como ácidos y como bases (anfótero).

• Anfótero: HCO3- (ion bicarbonato). Puede actuar como ácido cediendo un protón (H+) para formar CO32- (ion carbonato). $HCO_3^- + H_2O → CO_3^{2-} + H_3O^+$ Puede actuar como base aceptando un protón (H+) para formar H2CO3 (ácido carbónico). $HCO_3^- + H_2O → H_2CO_3 + OH^-$

Razonamiento: Una especie anfótera es aquella que puede actuar tanto como ácido como base de Brönsted-Lowry, es decir, puede donar o aceptar protones.