Canarias 2008

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OLIMPIADA CANARIA DE QUÍMICA
Asociación Nacional de Químicos
Colegio Oficial de Químicos de Canarias
Universidad de La Laguna y Universidad de Las Palmas de Gran Canaria
Día 28 de Febrero de 2008
IMPORTANTE:
El alumno deberá seleccionar cuatro (4) de los seis (6) bloques de preguntas y contestar
las preguntas de esos cuatro (4) bloques seleccionados.
BLOQUE I
1.- Dados los siguientes elementos 130
52Te, 132
54Xe, 133
55Cs, 134
56Ba. Señalar cuáles de las
siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando la respuesta.
a) Pertenecen todos al mismo periodo.
b) El estado de oxidación más probable para todos ellos es +2.
c) Los núcleos de esos cuatro elementos contienen el mismo número de neutrones.
d) Son isótopos entre sí.
Solución.
a) Falso. Si tenemos en cuenta las configuraciones electrónicas no pertenecen al
mismo periodo.
b) Falso. Tenemos un gas noble, el Cs tiene un estado de oxidación +1, etc.
c) Cierto. Si restamos la masa atómica del número atómico nos da el mismo número
de neutrones.
d) Falso. Isótopos con átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número
de neutrones del núcleo.
2.- Razonar si los iones F-
y Na+
son isoelectrónicos. En caso afirmativo, razonar cual de las
dos especies tendría mayor tamaño.
Solución.
El F tienen una configuración electrónica 1s2
2s2
2p5
, mientras que el Na tienen como
configuración electrónica 1s2
2s2
2p6
3s1
. Cuando se forma el ion fluoruro (F-
) gana un
electrón quedando con la configuración 1s2
2s2
2p6
, mientras que el ión Na+
pierde un
electrón y queda con la configuración 1s2
2s2
2p6
. Luego podemos concluir que si son
isoelectrónicos. Para ver cual es el de mayor tamaño debemos tener en cuenta que
ambos iones tienen el mismo número de electrones, pero el ión F-
tendrá 9 protones,
mientras que el ión Na+
tiene 11 protones. Además al alojar un electrón en la última
capa en el ión F-
los electrones tienden al repelerse (son de la misma carga), por todo
ello, al tener menor protones y más electrones el ión F-
tendrá mayor tamaño.
3.- Dados los siguientes elementos cuyas configuraciones son:
A: 1s2
2s2
2p3
; B: 1s2
2s2
2p5
; C: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p1
y D: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
.
a) ¿Cuáles son las fórmulas de los compuestos que B puede formar con A, C y D?
b) ¿Qué tipo de enlace se produce en la formación de los compuestos del apartado anterior?.
Justificar la respuesta.

2
Solución.
Como B tienen 7 electrones en la capa más externa le hace falta un electrón para
adquirir la configuración de gas noble. En elemento A tiene 5 electrones en la capa más
externa en consecuencia tiene que compartir 3 electrones con otros tantos átomos del
elemento B, luego la fórmula sería AB3 y se trata de un compuesto covalente. Por su
parte el elemento C como tiene 3 electrones en la capa de valencia puede cederlos para
adquirir la configuración de gas noble (un poco forzado) y por lo tanto el compuesto
tiene de fórmula CB3 y se trata de un compuesto iónico. Finalmente como el compuesto
D tiene un electrón en la capa más externa tiende a cederlo y la fórmula sería DB y se
trata de un compuesto iónico.
4.- Al comparar dos moléculas muy semejantes CO2 y SO2, se observa que en la primera el
momento dipolar es nulo, mientras que en la segunda no lo es. ¿Cuál de las siguientes
respuestas justifica esta diferencia?:
a) Porque el carbono y el oxígeno tienen electronegatividades muy similares, mientras
que en el caso del azufre y el oxígeno son muy diferentes.
b) Porque el átomo de carbono presenta hibridación sp, mientras que el azufre sp2
.
c) Porque el átomo de carbono presenta hibridación sp2
, mientras que el azufre sp.
d) Porque el carbono pertenece al segundo periodo del sistema periódico y el azufre, al
tercer periodo.
Solución.
a) Falso. Las electronegatividades del C y de O son diferentes, mientras que las del S
y O son más parecidas.
b) Cierto. El átomo de C presenta una hibridación sp que al ser lineal determina que
aunque los enlace C – O son polares, los dipolos O ← C → O se anulen y den un
momento dipolar nulo (µ = 0). El S presenta hibridación sp2
que al ser triángular plana
determina que los enlaces S → O que son polares formen un ángulo y el momento
dipolar no es nulo (µ ≠ 0).
c) Falso. Por lo indicado en el apartado b).
d) Falso. No depende del periodo al cual pertenecen.
BLOQUE II
1.- La formación del tetróxido de dinitrógeno (N2O4) se explica mediante las dos reacciones
siguientes: 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)
2 NO2 (g) N2O4 (g)
a) ¿Qué relación existe entre las constantes de los dos equilibrios con la constante de
equilibrio de la reacción global?
b) ¿Hacia dónde se desplaza el equilibrio global si aumentamos la concentración de oxígeno?
Solución.
(1) 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)
(2) 2 NO2 (g) N2O4 (g)
(3) 2 NO + O2 (g) N2O4 (g)

3
[NO2]2
[N2O4] [N2O4]
KC1 = ––––––––– ; KC2 = –––––– ; KC3 = –––––––––
[NO]2
·[O2] [NO2]2
[NO]2
·[O2]
[NO2]2
·[N2O4] [N2O4]
KC1·KC2 = –––––––––––––– = ––––––––– = KC3
[NO]2
·[O2]·[NO2]2
[NO]2
·[O2]
2.- El azufre funde a 119 ºC y hierve a 445 ºC. Escribe la expresión de la constante de
equilibrio para la formación de sulfuro de hidrógeno (H2S) a partir de azufre e hidrógeno
gaseoso a las siguientes temperaturas:
a) 30 ºC
b) 160 ºC
c) 520 ºC
Solución.
A la temperatura de S(s) + H2 (g) H2S (g) K
A la temperatura de S(l) + H2 (g) H2S (g) K
A la temperatura de S2(g) + 2 H2 (g) 2 H2S (g) K
Las constantes de equilibrio serían pues:
3.- Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 3,5 moles de hidrógeno y 2,5 de yodo, se
calienta a 400 ºC en un recipiente de 10 litros. Cuando se alcanza el equilibrio se obtienen 4.5
moles de HI. Calcule: a) El valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp; b) La concentración
de los compuestos si el volumen se reduce a la mitad manteniendo constante la temperatura a
400ºC.
Solución.
a) Equilibrio: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
Moles inic.: 3,5 2,5 0
Moles equil: 1,25 0,25 4,5
conc. eq(mol/l) 0,125 0,025 0,45
2 2
0
2 2
[ ] 0,452
( )
[ ] [ ] 0,125 0,025
C P C
HI M
K K K RT
H I M M
= = = = × =
× ×
64, ;8 64,8
b) En este caso, el volumen no influye en el equilibrio, pues al haber el mismo nº de
moles de reactivos y productos, se eliminan todas las “V” en la expresión de KC.
Por tanto, las concentraciones de reactivos y productos, simplemente se duplican:
2 2
1,25 0,25 4,5
[H ] [I ] [HI]
5 5 5
mol mol mol
L L L
= = = = = =0,250 0,050 0,90; ;M M M
Se puede comprobar como:
2 2
2 2
[ ] (0,90 )
64,8
[ ] [ ] 0,250 0,050
C
HI M
K
H I M M
= = =
× ×
4.- A 400ºC y 10 atm, el amoniaco (NH3) contenido en un recipiente se encuentra disociado
en sus elementos (N2 e H2 ) en un 80 %. Calcule: a) El valor de la presión en el recipiente si la
disociación fuese del 50 %, sin variar el volumen ni la temperatura. b) La temperatura que
K1 =
PH2S
PH2
PH2
PH2S
K2 = K3 =
PH2S
PS2
PH2

4
debería alcanzar el recipiente para que la disociación volviera a ser del 80 %, sin variar el
volumen ni la presión aplicada en a).
Datos: R = 0,082 atm.L/mol-K
Solución.
ntotal ptotal 10
ctotal = ––––= –––– = ––––––––– mol/l = 0,258 M
V R·T 0,082 · 473
Equilibrio: 2 NH3(g) 3 H2(g) + N2(g)
nnic(mol) n0 0 0
nquil(mol) n0 (1–α) n0· 3α/2 n0·α/2
0,2 n0 1,2 n0 0,4 n0
ntotal = n0 (1–α) + n0· 3α/2 + n0·α/2 = n0 (1+α) = 1,8 n0
(1,2/1,8)3
·(0,4/1,8)
KP = ––––––––––––––– · (10 atm)2
= 106,7 atm2
(0,2/1,8)2
a) nquil(mol) n0 (1–α) n0· 3α/2 n0·α/2
0,5 n0 0,75 n0 0,25 n0
(0,75/1,5)3
·(0,25/1,5)
106,7 atm2
= ––––––––––––––––– · ptotal
2
= 0,167 ptotal
2
(0,5/1,5)2
De donde: ptotal = 25,3 atm
b) Si “α” vuelve a ser 0,8 “ctotal” volverá a valer 0,258 M ya que no ha cambiado el
volumen, y por tanto, tampoco la concentración inicial del amoniaco.
ntotal ptotal 25,3
ctotal = ––––= –––– = ––––––––– mol/l = 0,258 M
V R·T 0,082 · T
De donde T = 1196 K
BLOQUE III
1.- Discute, razonadamente, las siguientes afirmaciones: a) Si se añade agua destilada a una
disolución de pH = 4, aumenta la concentración de protones. b) Si se añade cloruro amónico
(NH4Cl) a una disolución de pH = 7, disminuye el pH.
Solución.
a) FALSO, pues al añadir agua la disolución se diluirá, y por tanto, disminuirá [H3O+
].
b) VERDADERO, pues el NH4
+
tiene carácter ácido al provocar la hidrólisis del agua
y aumentar [H3O+
], según la reacción: NH4
+
+ H2O NH3 + H3O+
. El Cl–
, al ser la
base conjugada de un ácido fuerte no provoca hidrólisis.
2.- Señalar si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones justificando las respuestas
Cuando a una disolución de amoniaco (NH3) se le añade cloruro de amonio (NH4Cl):: a)
aumenta el grado de disociación del amoniaco; b) el pH disminuye.
Solución.

5
a) FALSO, pues al añadir NH4
+
, que es uno de los productos de disociación del NH3, el
equilibrio: NH3 + H2O ℑ NH4
+
+ OH–
, se desplazará hacia la izquierda disminuyéndola
disociación del mismo.
.
b) VERDADERO, pues al desplazarse el equilibrio hacia la izquierda también
disminuirá [OH–
], con lo que aumentará [H3O+
] y por tanto disminuirá el pH.
3.-. Se disuelven 6,8 g de amoniaco en la cantidad de agua necesaria para obtener 500 ml de
disolución. Calcule: a) El pH de la disolución. b) Qué volumen de ácido sulfúrico 0,10 M
se necesitará para neutralizar 20 ml de la disolución anterior. Kb (amoniaco) = 1,8 10–5
.
Datos: Masas atómicas: N: 14; H: 1.
Solución
a) 6,8 g
[NH3]0 = ––––––––––––– = 0,8 mol/L
17 g·mol–1
·0,5 L
Equilibrio: NH3(ac) + H2O (l) NH4
+
+ OH–
;
c0 (mol/l) 0,8 0 0
ceq (mol/l) 0,8 – x x x
[NH4
+
]·[OH–
] x2
1,8 · 10–5
= ––––––––––– = ––––––– ⇒ x = [OH–
] ≅ 3,8 ·10–3
M
[NH3] 0,08 – x
pOH = –log 3,8 ·10–3
M = 2,42 ⇒ pH = 14 – 11, 58 = 11, 58
b) Va · 0,1 M · 2 = 20 ml · 0,8 M · 1 ⇒ Va = 5 ml
4.- En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya
concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoíco (CH3COOH) de concentración
0,05 M a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a
la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo?
Datos: Ka (ácido etanoíco) = 1,8 ·10-5
Solución.
a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado: ⇒ [H3O+
] = 0,05 M
pH = –log [H3O+
] = –log 0,05 = 1,30
CH3COOH es ácido débil por lo que:
5
1,8 10
0,019
0,05
aK M
c M
α
−
×
= = =
[H3O+
] = c α = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4
M
pH = –log [H3O+
] = –log 9,5 x 10-4
= 3,0
b) n(H3O+
) en HCl = V x Molaridad = 0,015 l x 0,05 M = 7,5 x 10-4
mol.
Para que el pH sea 3,0 [H3O+
] = 10-3
M que será también la [HCl] ya que está totalmente
disociado.
El volumen en el que deberán estar disueltos estos moles es:
4
3 1
7,5 0
0,75
10
n mol
V litros
Molaridad mol l
−
− −
×
= = =
×

6
Luego habrá que añadir (0,75 – 0,015) litros = 735 ml
BLOQUE IV
1.- Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones. En la reacción:
2 AgNO3(ac) + Fe(s) → Fe(NO3)2(ac) + 2 Ag(s). a) Los cationes Ag+
actúan como
reductores; b) Los aniones NO3
–
actúan como oxidantes; c) el Fe(s) es el oxidante; d) el Fe(s)
se ha oxidado a Fe2+
; e) los cationes Ag+
se han reducido a Ag(s).
Solución.
a) FALSO, actúan como oxidantes pues oxidan al Fe(s).
b) FALSO, no actúan ni como oxidantes ni como reductores, pues no cambian de
estado de oxidación.
c) FALSO, actúa como reductor pues reduce a la Ag+
a Ag(s).
d) VERDADERO, pues aumenta su E.O.
e) VERDADERO, pues disminuye su E.O.
2. Ajusta las siguientes reacciones por el método del ión-electrón, indicando las
semirreacciones de oxidación y reducción, así como, el agente oxidante y reductor:
a) K2Cr2O7 + HI + HClO4 →→→→ Cr(ClO4)3 + KClO4 + I2 + H2O
b) KMnO4 + H2S+ H2SO4 →→→→ S + MnSO4 + H2O + K2SO4
Solución.
a) Cr2O7
2–
+ 14 H+
+ 6 e–
→ 2 Cr3+
+ 7 H2O
(2 I–
– 2 e–
→ I2) · 3
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
Cr2O7
2–
+ 14 H+
+ 6 I–
→ 2 Cr3+
+ 7 H2O + 3 I2
K2Cr2O7 + 6 HI + 8 HClO4 → 2 Cr(ClO4)3 + 2 KClO4 + 3 I2 + 7 H2O
b) KMnO4 + SH2 + H2SO4 → S + MnSO4 + H2O + K2SO4
Oxidación: S2–
– 2 e–
→ S (El S2–
se oxida y es, por tanto, la especie reductora)
Reducción: MnO4
–
+ 8 H+
+ 5 e–
→ Mn2+
+ 4 H2O (El MnO4
–
se reduce, y es, por tanto,
la especie oxidante)
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
5 S2–
+ 2 MnO4
–
+ 16 H+
→ 5 S + 2 Mn2+
+ 8 H2O
2 KMnO4 + 5 SH2 + 3 H2SO4 → 5 S + 2 MnSO4 + 8 H2O + K2SO4
3.- De los siguientes metales: Al, Fe, Ag, Au y Ni, justifica cuáles reaccionarán
espontáneamente con iones Cu2+
. Escribe las reacciones que se produzcan.
Datos: Eo
(Al3+
/ Al )= –1,66 V; Eo
(Fe2+
/Fe) = –0,44 V; Eo
(Ag+
/ Ag) = 0,80 V; Eo
(Au3+
/
Au) = 1,50 V; Eo
(Ni2+
/ Ni )= –0,25 V; Eo
(Cu2+
/Cu) = 0,34 V
Solución.
Sólo reaccionarán (y se oxidarán) los que tengan un potencial de reducción inferior a
0,34 V, es decir, Al, Fe y Ni.
Oxidaciones: Al(s) – 3 e–
→ Al3+
(ac); Fe(s) – 2 e–
→ Fe2+
(ac); Ni2+
(ac) – 2 e–
→ Ni(s);
Reducción: Cu2+
(ac) + 2 e–
→ Cu(s).
4.- Considera la reacción: HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO(g) + H2O a) Ajuste la reacción por
el método del ion-electrón. b) ¿Qué volumen de NO (medido a 1 atm y 273 K) se desprenderá
si se oxidan 2,50 g de cobre metálico?
Datos: Masa atómica: Cu: 63,55

7
Solución.
a) Reducción: NO3
–
(ac) + 4 H+
+ 3 e–
→ NO(g) + 2 H2O
Oxidación: Cu(s) – 2 e–
→ Cu2+
(ac)
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2 NO3
–
(ac) + 8 H+
+ 3 Cu(s) → 2 NO(g) + 4 H2O + 3 Cu2+
(ac)
8 HNO3 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO(g) + 4 H2O
b) 3 · 63,55 g 2 · 22,4 L
–––––––––––– = ––––––––––––– ⇒ V(NO) = 1,06 L
4,50 g V(NO)
BLOQUE V
1.- Solo una de los siguientes afirmaciones es correcta. Indicar de forma razonada de cual se
trata:
a) Para un proceso que transcurre a volumen constante, la variación de energía interna
(∆U) es igual al calor absorbido por el sistema.
b) ∆∆∆∆U es la función que mide la energía de todas las reacciones que se realizan en un
laboratorio.
c) Para toda transformación química se verifica que ∆∆∆∆H >> ∆∆∆∆U.
d) La relación entre ∆∆∆∆H y ∆∆∆∆U viene dada por la expresión:
∆∆∆∆H = ∆∆∆∆U + ∆∆∆∆n RT
Para la reacción: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆∆∆∆n = 0
e) Para la misma reacción del apartado d), ∆∆∆∆n = 2.
Solución.
a) Cierto. La variación de energía interna (∆U) en un proceso a volumen constante coincide
con el calor absorbido por el sistema en esas condiciones.
b) Falso. No porque en un laboratorio los procesos se pueden realizar a presión constante
(sistema abierto) y no siempre a volumen constante (sistema cerrado).
c) Falso. La relación entre ∆H y ∆U viene dado por la expresión: ∆H = ∆U + P∆V. En los
procesos en que intervienen sólidos o líquidos puros (fases condensadas), como ∆V=0, el
término P∆V se anula y entonces ∆H = ∆U, pero nunca ∆H >> ∆U.
d) Falso. El término ∆n representa la variación en el número de moles gaseosos implicados
en la reacción que en este caso es ∆n ≠ 0.
e) Falso. Teniendo en cuenta lo dicho ∆n = moles gas productos – moles gas reactivos, en la
reacción indicada tendríamos que: ∆n = 1 – 2 = -1.
2.- En la reacción entre el flúor atómico y el hidrógeno molecular se libera energía:
H2 (g) + F (g) →→→→ HF (g) + H (g) ∆H < 0
Indicar de forma razonada qué enlace es más fuerte, el H – H ó el H – F.
3.- Para la reacción: A + B →→→→ C, la ecuación de velocidad es: v = k[A]1/2
[B]. ¿Cuál de
las siguientes afirmaciones es falsa?:
a) Si la concentración de B se reduce a la mitad la velocidad se reduce a la mitad.
b) El orden total de la reacción es 1,5.
c) Si las concentraciones de A y B se duplican la velocidad de reacción no se modifica.
d) El orden de reacción respecto a A es 0,5.
Solución
El proceso de reacción implica la ruptura de un enlace H – H y la formación de un enlace H –
F. Si tenemos en cuenta que la reacción es exotérmica, esto nos indica que la energía
requerida en la formación del enlace H – F debe ser mayor que la que hay que aportar para

8
romper el enlace H – H, ya que al liberarse energía hay un exceso de la misas, luego se puede
concluir que el enlace H – F es más fuerte que en enlace H – H.
Solución.
a) De acuerdo con la ecuación de la velocidad si se reduce la concentración de B a la mitad, la
velocidad de reacción se reducirá a la mitad, luego la afirmación es cierta.
b) El orden total de la reacción sería igua a la suma de los ordenes parciales que se indican en
la ecuación, es decir, orden total = ½ + 1 = 3/2 = 1,5. Luego la afirmación es cierta.
c) Si duplicamos la concentración de A y de B, la velocidad de reacción tendría que
multiplicarse por un factor (21/2
. 2), luego la velocidad de reacción se modificaría, por lo tanto
la afirmación será falsa.
c) El orden de la reacción con respecto al reactivo A es ½ = 0,5, luego es cierta.
4.- Los tubos de estaño de los órganos de las iglesias muy frías sufren la llamada “peste del
estaño”, donde el estaño metálico (estaño blanco) se transforma en estaño gris (forma no
metálica de aspecto pulverulento. A partir de los siguientes datos determinar por debajo de
que temperatura se produce la peste del estaño).
Datos: ∆Ho
f (Sn blanco) = 0,00 kJ/mol; So
(Sn blanco) = 51,55 j/mol K;
∆Ho
f (Sn gris) = -2,09 kJ/mol; So
(Sn gris) = 44,14 j/mol K.
Solución.
En el proceso de alteración del estaño la reacción que tiene lugar es:
Sn (blanco) →→→→ Sn (gris)
Para determinar la temperatura a la cual se produce el deterioro del estaño (peste del estaño)
hacemos uso de la expresión: ∆G = ∆H – T ∆S.
Para calcular la variación de entalpía hacemos uso de los datos:
∆Ho
= ∆Ho
(Sn gris) - ∆Ho
(Sn blanco) = - 2,09 – 0 = - 2,09 kJ/mol
La variación de entropía sería:
∆So
= So
(Sn gris) - So
(Sn blanco) = 44,14 – 51,55 = - 7,41 kJ/mol.
Para que el proceso sea espontáneo a presión y temperatura constante tiene que verificarse
que ∆Go
< 0. La temperatura cuando se cumple que ∆Go
= 0, será:
0 = - 2090 - T(-7,41), de donde despejando T, tenemos que T = 2090/7,41 = 282 K
Es decir, que por debajo de los 282 K (9 ºC) se produce la transformación del estaño blanco
en estaño gris, se produce la peste del estaño.
BLOQUE VI
1.- El etanol cuando se calientan a unos 180 ºC en presencia de ácido sulfúrico da lugar a la
formación de eteno más agua, mientras que cuando el mismo proceso se realiza a 145 ºC se
obtiene el éter etílico (dietiléter). Se pide:
a) Escribir las reacciones correspondientes a 180ºC y 145ºC.
b) ¿Qué tipo de reacciones son desde el punto de vista estructural?.
c) ¿Qué papel desempeña en ellas el ácido sulfúrico?.
Solución.
a)
H3C CH2 OH H2C CH2 + H2O
H2SO4
180 ºC
145 ºC
H2SO4
2 H3C CH2 OH H3C CH2 O CH2 CH3 + H2O

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b) En el primer caso se produce la perdida de un átomo de H y un grupo OH en el etanol y se
forma un doble enlace y una molécula de agua, luego se trata de una reaccion de eliminación
(caso particular deshidratación). En la segunda reacción vemos que dos moléculas de etanol
se unen y se desprende una molécula de agua (molécula pequeña), luego se trata de una
reacción de condensación.
c) La función del ácido sulfúrico es la de actuar como catalizador.
2.- Explica por qué el propanol es más soluble en agua que el butano.
Solución.
En el caso del etanol tenemos una molécula polar debido fundamentalmente a la presencia del
grupo O – H, ya que oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno. El butano esta
constituido unicamente por hidrógeno y carbono que presentan unas electronegatividades muy
parecidas que determinan que el butano sea un compuesto apolar (no polar). Al ser el agua un
disolvente polar es de esperar que las sustancias polares se disuelvan mejor en disolventes
polares (semejante disuelve a semejante).
3.- Un compuesto orgánico esta constituido por carbono, hidrógeno y oxígeno. Si se queman
totalmente 2,9 g de dicho compuesto se obtienen 6,6 g de CO2 y 2,7 g de agua. Se pide:
a) Hallar la fórmula empírica y molecular del compuesto sabiendo que los 2,9 g ocupan un
volumen de 1,2 L a 1 atm y 25 ºC.
b) Indica y nombra cuatro posibles fórmulas estructurales que correspondan al compuesto
desconocido.
c) Si sabemos que la oxidación del compuesto desconocido da un ácido carboxílico y por
reducción da un determinado alcohol, determinar quién es dicho compuesto.
Pesos atómicos: H = 1; O = 16 ; C = 12.
Solución.
a) La fórmula molecular y la fórmula empírica coinciden: C3H6O.
b) Las posibles fórmulas estructurales serían:
H3C – CO – CH3 ; H3C – CH2 – CHO ; H2C = CH – CH2OH ; H3C – O – CH = CH2.
H2C = C(OH) – CH3
c) Si la reducción del compuesto da lugar a un alcohol y su oxidación a un ácido carboxílico,
debe de tratarse de un aldehído, luego es el propanal.
4.- Responde a las siguientes cuestiones:
a) Poner un ejemplo de reacción de adición.
b) Indicar si el 2-bromobutano presenta isomería óptica o geométrica. Dibujar los
correspondientes isómeros.
c) Escribe las fórmulas de todos los posibles isómeros de fórmula molecular C4H8.
Indica el nombre IUPAC de cada una de ellas.
Solución.
a) Un ejemplo de reacción de adición puede ser tanto una halogenación,
hidrogenohalogenación como una hidratación:
- H2C = CH – CH3 + Cl2 → H2C(Cl) – CH(Cl) – CH3
- H2C = CH – CH3 + HCl → H2C(H) – CH(Cl) – CH3
- H2C = CH – CH3 + H2 → H2C(Cl) – CH(Cl) – CH3
b) El 2-bromobutano vemos que en su estructura presenta un carbono quiral (*):
H3C CH
Br
CH2 CH3
*

10
Por lo tanto podemos decir que presenta isomería óptica. Los isómeros son:
c)
--------- ooo0ooo ---------
*H3C CH2 C CH3
Br
H
*H3C C CH2
Br
H
CH3
H3C CH2 CH CH2
1-buteno
but-1-eno
H3C
C C
CH3
HH
cis-2-buteno
cis but-2-eno
H3C
C C
H
CH3H
trans-2-buteno
trans but-2-eno
H3C C
CH3
CH2
metilpropeno
metilprop-1-eno
H2C CH2
H2C CH2
ciclobuteno

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