Exámenes resueltos de Química de 2º Bachillerato

Exámenes resueltos Química 2º Bach

Actividad Formulación y Nomenclatura 1

 

Completa la siguiente tabla:

Nº	Fórmula	N. Sistemática	N. Stock	N. Tradicional
1	PbO2
2		Dióxido de diplata
3				Ácido selenhídrico
4			Peróxido de cinc
5		Trióxido de azufre
6	OF2
7	HBr
8		Tetrahidruro de plomo
9			Hidruro de boro
10				Estibano
11			Peróxido de litio
12		Dióxido de cobre
13				Ácido yodhídrico
14	SF6
15		Dihidróxido de cadmio
16			Hidróxido de mercurio(II)
17	Fe(OH)3
18				Ácido telurhídrico
19			Óxido de níquel(III)
20	TiCl4
21				Amoniaco
22			Peróxido de calcio
23		Trihidruro de boro
24	H2O2

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA INORGÁNICA Y ORGÁNICA

 FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA INORGÁNICA

1. Iones.

2. Óxidos.

3. Peróxidos.

4. Compuestos binarios de H con metal.

5. Compuestos binarios de H con no metal (grupos 13 al 15).

6. Compuestos binarios de H con no metal (grupos 16 y 17).

7. Sales binarias

8. Compuestos binarios entre no metales (distintos de O o H).

9. Hidróxidos.

10. Oxoácidos.

11. Oxisales.

12. Sales ácidas.

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA ORGÁNICA

1. Alcanos.

2. Alquenos.

3. Alquinos.

4. Derivados halogenados.

5. Compuestos aromáticos.

6. Alcoholes.

7. Éteres.

8. Aldehidos.

9. Cetonas.

10. Ácidos carboxílicos.

11. Sales de ácidos carboxílicos.

12. Ésteres.

13. Amidas.

14. Aminas.

15. Nitrilos.

16. Nitroderivados.

17. Compuestos heterofuncionales.

TEMA 7. ISOMERÍA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS

(Pincha en la imagen para acceder a la web)


ACTIVIDADES

2º BACH - MÉTODOS CONTRA LA CORROSIÓN

ANODIZACIÓN

Y

GALVANOPLASTIA

(realiza un breve resumen de cada uno de estos métodos y añádelo a tus apuntes)

2º BACH - TEMA 6. ELECTRÓLISIS: LEYES DE FARADAY

Michael Faraday fue un científico británico del siglo XIX que realizó importantes descubrimientos en los campos de la Física y de la Química. Entre ellos se encuentra la electrólisis, para la cual obtuvo de manera experimental las siguientes leyes:

Primera Ley de Faraday
"La cantidad de sustancia que se oxida o se reduce en los electrodos de una cuba electrolítica es proporcional a la cantidad de carga eléctrica que la atraviesa".

Segunda ley de Faraday
"La carga eléctrica necesaria para depositar 1 mol de cualquier sustancia en una cuba electroítica es de 96500 C multiplicada por el número de electrones captados o cedidos en el proceso".
ACLARACIÓN: el enunciado original de esta ley no menciona a los electrones, puesto que en época de Faraday aún no se habían descubierto estas partículas.

La cantidad de 96500 C es la carga de 1 mol de electrones, por lo que se puede obtener al multiplicar la carga de un solo electrón por el número de Avogadro. Ésta es una constante muy importante en Química, y recibe el nombre de faraday (F): 1 F = 96500 C/mol, cantidad que debemos recordar para resolver los problemas.

La segunda ley de Faraday se puede expresar matemáticamente así:

Sin embargo, para resolver los problemas que se plantean en este curso de 2º de bachillerato, no es necesario aplicar esta ecuación, pues se pueden resolver simplemente mediante factores de conversión considerando a los electrones de cada semirreacción como cualquier otra especie química más.

2º BACH - TEMA 6. PILA VS ELECTROLISIS | CÁTODO Y ÁNODO | Redox

ACTIVIDADES:

- Convierte en apuntes todo lo que se explica en el vídeo anterior y envíamelo por email.

- Realiza las actividades 29, 30 y 34 de este DOCUMENTO 1.

- Realiza las actividades 35, 37, 38, 39, 40, 42 y 43 de este DOCUMENTO 2.

ACTIVIDADES CORREGIDAS

2º BACH - TEMA 6. ACTIVIDADES REDOX

Realiza las actividades 24, 26, 31 y 32 de este DOCUMENTO.

Recuerdo que el plazo máximo para entregar las actividades del día anterior es hoy a las 15:00 h. A esa hora publicaré las soluciones de esas actividades para que hagáis una auto-corrección. Dichas soluciones se adjuntarán a la entrada de las actividades de ese día (https://fyqiespuertadeandalucia.blogspot.com/2020/04/2-bach-tema-6-actividades-redox.html).

ACTIVIDADES CORREGIDAS

2º BACH - TEMA 6. ACTIVIDADES REDOX

Realiza las actividades 17, 18, 19, 21 y 22 de este DOCUMENTO.
Plazo máximo de entrega: miércoles 15 de abril a las 15:00 h.

CORRECCIÓN DE ACTIVIDADES

2º BACH - TEMA 6. ACTIVIDADES 11, 13 y 15 CORREGIDAS

Actividades corregidas

TEMA 6 - ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES REDOX

El voltaje o fuerza electromotriz (f.e.m.) de una pila se puede calcular mediante la sencilla expresión:

Para que una reacción redox pueda suceder espontáneamente (es decir, por sí misma, sin que intervenga ningún agente externo), y la pila funcione, el potencial de la pila (voltaje o fem) debe ser positivo. De este modo, podemos predecir si una reacción de oxidación-reducción puede tener lugar o no antes de ponerla en práctica en el laboratorio.

Como recordarás del curso anterior, la espontaneidad de las reacciones químicas está unida a la variación de energía libre de Gibbs (de manera que la reacción es espontánea cuando la variación de energía libre es negativa).  A su vez, dicha magnitud guarda relación con el la f.e.m. de la pila que funciona con esa reacción química:

donde n es el número de electrones puestos en juego en la reacción, F es la constante de Faraday (la carga de 1 mol de electrones, igual a 96500 C/mol) y Eº es la f.e.m. de la pila.

De la expresión matemática anterior se deduce que si la condición necesaria para que una reacción sea espontánea es que la variación de energía libre de Gibbs sea negativa, la f.e.m. de la pila debe ser positiva (puesto que n y F poseen valores positivos).

CORRECCIÓN DE LA ACTIVIDAD

TEMA 6 - PROPUESTA PARA SUBIR NOTA EN ESTE TEMA

Os propongo una actividad para el próximo viernes 3 de abril a la hora habitual de clase, es decir, a las 9:15 horas:

Debéis tener preparadas para ese momento una batería de un mínimo de 5 dudas que os hayan surgido hasta ahora en el estudio del tema actual de Reacciones de Oxidación-Reducción. Tendréis que formular esas dudas en forma de preguntas para hacerme a mí en una videoconferencia que realizaremos a esa hora. Ese día la clase consistirá en una ronda de preguntas dirigidas a mí y yo trataré de resolverlas on-line. 

Posiblemente no dé tiempo a resolverlas todas ese día, pero tendréis que llevarlas preparadas y enviármelas por escrito por email al finalizar la hora de clase. Es importante que llevéis todas esas preguntas preparadas por si se repiten durante la clase y podáis formular otras distintas a las de los compañeros.

Por cada pregunta, coherente y bien formulada, por escrito nada más terminar la clase, obtendréis una décima (es decir, medio punto en total como máximo), que se sumará al examen de este tema en el tercer trimestre.

Por cada pregunta que formuléis en la ronda de preguntas del viernes (las mismas que después entregaréis por escrito), obtendréis otra décima (es decir, medio punto como máximo).

Por tanto, cada alumno/a puede sumar con esta actividad un máximo de 1 punto extra sobre el examen que hagamos en el tercer trimestre sobre este tema.

Aclaración: el examen de este tema será, como siempre, sobre 10 puntos, por lo que una persona que obtenga un 10, SÍ podrá conseguir un 11 (aunque parezca raro), que hará media con el resto de exámenes que hagamos en el último trimestre.

TEMA 6 - POTENCIALES DE ELECTRODO

Tabla de Potenciales normales de reducción (o potenciales de reducción estándar):

Observando las tablas anteriores es posible predecir cuál será el sentido de un proceso redox:

ACTIVIDADES:

ACTIVIDAD 10 CORREGIDA

ACTIVIDADES 3, 4 y 5 CORREGIDAS

TEMA 6 - CELDAS GALVÁNICAS ( O PILAS)

Cuando los reactivos de una reacción de oxidación-reducción (o redox) se hallan juntos en el mismo recipiente, se produce una transferencia de electrones de unas sustancias a otras, es decir, de la especie química que se oxida (que es el reductor) a la especie química que se reduce (que es el oxidante). Sin embargo, si ambos reactivos se separan físicamente, colocándolos en recipientes separados (o celdas), podemos conseguir que la tranasferencia de electrones ocurra a través de un hilo conductor (o cable), consiguiendo de esta forma una corriente eléctrica. Para conseguir cerrar el circuito de electricidad, se utiliza lo que se denomina un "puente salino", que contiene una disolución de un compuesto iónico soluble en agua (electrolito fuerte). Puedes ver la explicación completa en el siguiente vídeo, que explica un ejemplo concreto de celda galvánica, la "pila Daniell".

Ejemplo de celda galvánica: la pila Daniell:

ACTIVIDAD: Busca información sobre la manera de representar de manera simbólica las pilas electroquímicas. A continuación, escribe la representación de tres pilas distintas, la semirreacción que se da en cada electrodo y la reacción iónica global ajustada por el método del ion-electrón.

(Puedes consultar los apuntes de Química de 2º Bachillerato que hay en el margen izquierdo de este blog)

TEMA 6 - VOLUMETRÍAS REDOX

Una volumetría se da por terminada cuando todos los moles de analito (es decir, la sustancia cuya concentración se quiere averiguar, habitualmente introducido en un matraz erlenmeyer) reaccionan con todos los moles de agente valorante (es decir, la sustancia de concentración conocida, que habitualmente se introduce en una bureta).

La manera de saber cuándo ha terminado la reacción entre agente valorante y analito es por la observación de un cambio de color repentino al ir añadiendo lentamente (gota a gota) uno sobre el otro.

Esto es aplicable a ambos tipos de volumetrías que se estudian en este curso (volumetría ácido-base y volumetría redox).

En el caso de la volumetría ácido-base, el cambio de color se debe a que previamente se ha añadido un "indicador de pH", es decir, una sustancia con la propiedad de cambiar de color cuando cambia el pH en el llamado punto de equivalencia (momento en el que todo el analito reacciona con todo el agente valorante del volumen añadido con la bureta).

En el caso de la volumetría redox, también se pueden añadir indicadores que cambian de color en el punto de equivalencia (es decir, cuando termina la reacción y, por tanto, la valoración), pero hay casos en los que no es necesario añadir indicador porque en el punto de equivalencia el color de alguno de os productos es muy distinto al color de los reactivos.

En el siguiente vídeo se explican ambos tipos de volumetrías de manera comparada:

Y en el siguiente vídeo se explica el ajuste, por el método del ion-electrón, de la reacción redox de la valoración puesta como ejemplo en el vídeo anterior:

Para afianzar estos conceptos, debéis realizar las actividades 11, 13 y 15 de los siguientes documentos:

DOCUMENTO 1

DOCUMENTO 2

TEMA 6 - CORRECCIÓN AJUSTE DE REACCIONES REDOX EN MEDIO BÁSICO

Actividades 4 y 5 de la página 171 (apartados en medio básico).

TEMA 6 - CORRECCIÓN ACTIVIDADES 3 5 7 y 12

Actividades corregidas

TEMA 6 - ESTEQUIOMETRÍA REACCIONES REDOX

Una vez que hemos aprendido el método del ion-electrón para el ajuste de reacciones redox, podemos resolverproblemas de estequiometría en los que tienen lugar reacciones de oxidación-reducción. Una vez que la reacción está ajustada, la manera de preceder a la resolución del problema es exactamente igual a la que ya conocemos para cualquier problema de estequiometría.

Os propongo realizar las actividades 3, 5, 7 y 12 de este documento.

TEMA 6 - AJUSTE DE REACCIONES REDOX EN MEDIO BÁSICO

Tras visualizar este vídeo, debéis realizar los apartados que se corresponden con reacciones en medio básico, de los ejercicios propuestos en días anteriores, y enviármelos antes del próximo lunes como muy tarde.

TEMA 6 - REACCIONES REDOX - CORRECCIÓN AJUSTE DE REACCIONES EN MEDIO ÁCIDO

En el siguiente vídeo podéis ver cómo se ajustan las reacciones en medio ácido que os propuse el otro día:

Corrección del resto de reacciones en medio ácido.

También subiré un vídeo explicando cómo se realiza el ajuste de reacciones redox en medio básico.