Preparando la prueba de selecividad, PAU o PAEG

¿DÓNDE ENCONTRAR INFORMACIÓN DE LA PRUEBA DE QUÍMICA EN LA UCLM?

• MODELOS DE EXAMEN PROPUESTOS EN LAS PAEG (PARA TODAS LAS MATERIAS)

• COORDINACIÓN DE LAS PRUEBAS DE ACCESO A LOS ESTUDIOS DE GRADO: ASIGNATURA DE QUÍMICA CURSO 2012-2013Y SIGUIENTES.  

¿QUÉ RECOMENDACIONES generales

 HAY QUE TENER EN CUENTA PARA NO COMETER ERRORES? 

El coordinador de la prueba diseñará 4 modelos de examen, junio y reserva, septiembre y reserva. 

Cada uno tendrá opción A y B, con: 6 puntos en problemas y 4 puntos en cuestiones.

•  2 problemas (de 3 puntos cada uno)
•  2 cuestiones de 1 punto
•  1 cuestión de 2 puntos.

Recomendaciones generales:

Leer bien las dos opciones, y elegir una de las dos. Transcurrido un cierto tiempo, no cambiar de opción ya que te faltará tiempo.

Encadenar los resultados numéricos intermedios, para mostrar al corrector que vais razonando la resolución de los problemas. Explicar brevemente con frases sencillas lo que vas haciendo.

Vigila tus unidades y faltas de ortografía 

PROBLEMAS

Los problemas serán de:

• Termoquímica
• Equilibrios
• Ácido-base
• Redox 

• Termoquímica: 

Algunos sólo se podrán resolver mediante aplicación de la ley de Hess. Otros pueden resolverse además mediante entalpías de formación.

Recordar la importancia de los diagramas entálpicos.

Es necesario distinguir bien la reacción que nos dan para determinar las variables de estado, por lo que se debe leer atentamente el enunciado.

Habrá que relacionar entalpía de la reacción con el calor desprendido o absorbido en relación a los moles presentes en la reacción.

Habrá apartados encadenados, con lo que hay que leer bien los enunciados.

Habrá que efectuar la determinación de la espontaniedad de los procesos con entalpías, entropías (ojo a sus unidades) y energías libre de Gibss.

Pedirán determinar la espontaneidad de algún proceso químico, así como dibujar diagramas entálpicos sencillos.

• Equilibrios: 

Los coeficientes de las reacciones químicas no serán fraccionarios, pero pueden ser distintos a la unidad.

Las reacciones químicas se usarán tal y como están escritas; no hará falta dividirlas o multiplicarlas.

Los datos serán moles, presión total, presión parcial, alfa (grado de disociación) o relación entre concentraciones. Por ejemplo: la concentración de PCl3 es doble, triple, mitad... que la de Cl2...

Las ecuaciones serán: Kp, Kc, relación Kp-Kc y ecuación de los gases.

Importante señalar siempre los datos de concentraciones iniciales, gastadas, formadas  y en equilibrio. (esquema de resolución habitual).

Importante predecir numéricamente con Q y Kc el sentido del equilibrio. Por tanto, algún apartado será de aplicación de la ley de Le Chatelier cuantitativamente.

Se utilizará nomenclatura general, coeficientes estequiométricos distintos de 1, se pedirá calcular Kc, Kp , Pi ,Xi…… y la aplicación cualitativa del principio de Le Chatelier.

• Ácido base

Sólo ácidos monopróticos (tipo AH) o diprótico (AH2) y bases con un solo hidróxido (tipo BOH).
En el problema de neutralización AB, el ácido será DIPRÓTICO, posiblemente ácido sulfúrico.

Acordaros del esquema de los posibles tipos de problemas que podemos encontrar:

• Ionización de ácidos o bases fuertes: totalmente disociados.
• Ionización de ácidos o bases débiles: parcialmente disociados. La [H3O+] mol/L dependerá de la constante de ionización del ácido o de la base.

No aproximar NUNCA 1-α = α, es decir siempre resolver la ecuación de segundo grado. 
Calcular concentraciones en el equilibrio de las especies iónicas y/o pH.

En la neutralización sólo habrá ácidos y bases fuertes, pero hay que tener en cuenta los volúmenes finales para considerar la dilución. 
En la neutralización habrá reactivo limitante y reactivo en exceso y nos pedirán el pH en algún momento (antes del p.eq., en el punto de equivalencia o después del p.eq.). También habrá problemas donde haya que tener en cuenta el rendimiento y los porcentajes de riqueza.

Este año introducen como especial novedad la introducción del pOH para efectuar los cálculos posteriores en problemas de ácidos débiles.

Habrá que calcular también pHs con cambios de dilución.

• Redox, estequiometría y electrólisis.

Sólo habrá compuestos sencillos. No habrá ni H2O2, NH3, compuestos orgánicos, dos ácidos o dos bases...

Sí habrá que ajustar en medio ácido y en medio básico, pero no habrá dismutaciones (un mismo compuesto que se oxida y se reduce a la vez en la misma reacción).

Las reacciones redox se ajustarán todas por el método del ión electrón.

Si el problema tiene varios apartados y en el primer apartado se pide el ajuste, y se realiza a ojo, se pondrá un 0 en ese apartado, pero pueden estar bien el resto de apartados.

En este tipo de problemas habrá estequiometría con disoluciones, mezclas de gases, reactivo limitante, pureza, rendimiento de reacción, densidad....

En este problema el primer apartado será siempre de ajustar la R.Q por el método del ión –electrón, puede ser en medio ácido o básico. No aparecerán ni el amoniaco (NH₃) ni el peróxido de hidrógeno(H₂O₂) por ser de más difícil ajuste. 
En el segundo apartado habrá que hacer cálculos con reactivo limitante y con rendimiento.

IMPORTANTE: LOS COMPUESTOS COVALENTES NO SE IONIZAN. (MnO2, CO2...)

CUESTIONES

-      Pueden pedir la hibridación de las siguientes moléculas: BeCl₂ , BCl₃ , H₂O , CO₂,  NH₃ , CH₄ , C₂H₄ , C₂H₂ …

-      Preguntar sobre la polaridad de un enlace o de una molécula…. Si hay carga parcial.

-      En la cuestión que aparezca formulación orgánica serán compuestos con un solo grupo funcional, ácido, alcohol….etc.

-      Habrá alguna cuestión teórica sobre el producto de solubilidad(Ks) donde deberá quedar claro que se entiende el concepto de disolución saturada.

-      En las cuestiones de Ácido-Base, se pedirá el pH de disoluciones, alguna hidrólisis, tendrán que escribir la R.Q y también aparecerán pares conjugados.

-      Habrá alguna cuestión sobre las propiedades periódicas de los elementos, por ejemplo saber asignar diferentes temperaturas de fusión a distintos compuestos, o dando el Z, saber decir la familia de un elemento, ordenarlos por tamaño, saber lo que son especies isoelectrónicas…etc.

-      En la cuestión de Redox, preguntaran sobre pilas, su notación o un problema sencillo de electrólisis…

-      No aparecerán en el examen siglas del tipo C.N(condiciones normales) o condiciones estándar, ya que eso confunde mucho a los alumnos.

• En las preguntas de VERDADERO / FALSO, hay que justificar todas las respuestas, ya que si no se justifican, la respuesta no será válida y se puntuará con 0.
• Cuando haya apartados encadenados (los resultados del anterior, influyen en este nuevo apartado...), explicar lo que se va haciendo para dar opciones al corrector a puntuar algo en cada apartado.
• Desarrollar los resultados numéricos, es decir, depejar la incógnita, sustituir los datos que se van a operar y calcular el resultado final. (No calcular sin indicar qué vas a hacer, y con qué valores lo vas a hacer...)
• No deben faltar la unidades en todos los resultados, indicando la especia química a que se refiere. No serán necesarias unidades en las constantes de equilibrio.
• No confundir las condiciones estándar (1 atm y 25ºC) con las condiciones normales (1 atm y 0ºC)

El catálogo de posibles cuestiones será:
1. Desde la configuración electrónica, determinar los iones más probables y los enlaces entre ellos. Z (nº atómico) de elementos representativos no se va a facilitar (hay que deducirlo de la tabla). Si el elemento es metal de transición, si que se facilitará.

2. Valencia iónica y covalente  de los elementos.

3. Geometría molecular a partir de polaridad de enlace y polaridad molecular. Se van a pedir ángulos de enlace. Se han de indicar enlaces σ y enlaces π. Sólo para las moléculas: BeCl2, CO2, BCl3, CH4, etano, eteno, etino, NH3 y H2O.

4. Ordenar elementos químicos por propiedades periódicas. Si se pide ordenar por electronegatividad, no hay que entrar en anomalías.

5. Tipo de hibridación que presenta el átomo de C en diferentes compuestos: sp3, sp2, sp. Estudiar la polaridad de esa molécula y relacionar la polaridad con una propiedad (solubilidad).

6. Formular moléculas orgánicas, señalar hidridación, enlace covalente señalando solapamientos sigma y pi. No se pedirá indicar la isomería y reactividad de moléculas orgánicas.

7. (n, l, m, s) ... indicar el orbital /electrón a que se refiere. Algún conjunto de nº cuánticos tendrán errores que habrá que señalar.

8. Estados de agregación y fuerzas intermoleculares.

9. Punto de fusión y energía de red (o energía reticular). Variación de las mismas en función de la carga y tamaño de los iones de la red.

10. Justificar pH de sales mediante la hidrólisis de sus iones disueltos en agua. Sólo desde el punto de vista cualitativo (sin números).

11. Disolución de un ácido débil (ac. acético CH3-COOH) o una base débil (NH3) en agua. ¿pH de la disolución? ¿iones hidrónio e iones hidroxilo?

12. Potencial de reducción de una pila y espontaneidad del proceso.

13. Electrólisis: corriente que pasa (I, t --> Q) y masa depositada o desprendida en los electrodos. Las reacciones redox se ajustarán todas por el método del ión electrón.

14. Representación de una pila indicando: cátodo-ánodo, oxidante-reductor, semirreacción de oxidación y semirreacción  de reducción. 

15. Dados entalpía, entropía y T(K) estudiar espontaneidad de una reacción química. Explicar el significado de  los signos obtenidos (entalpía, entropía, energía libre....), explicando de este modo los resultados(IMPORTANTE).

16. Evaluar solubilidad de una sal de estequimetría sencilla: Ks --> S (mol/L) --> g/100ml

 
¿QUÉ ERRORES MÁS HABITUALES COMENTEN LOS ALUMNOS EN ESTAS PRUEBAS?

•  Formulación sistemática y tradicional. Condicionan enormemente la resolución de todos los problemas y cuestiones.
• Considerar los iones isoeletrónicos como átomos neutros.
• En moléculas con H2C=C- suponer que cada enlace tiene una hibridación distinta.
• No incluir la [H2O] en Kc cuando el agua está en la reacción química en estado gaseoso.
• No reconocer entalpías molares (combustión, formación...)
• No tener en cuenta el signo -/+ de las entalpías por lo que los resultados quedan sin explicar.
• No concretan los nº cuánticos del electrón diferenciador, y se ciñen exclusivamente a los nº cuánticos de todo el nivel.
• No tienen en cuanta los coeficientes estequiométricos en los cálculos de reacciones químicas.
• No considerar el reactivo limitante.
• Errores de formulación diversos: Cu2 en lugar de Cu; Cu2SO en lugar de CuSO4 ; C2 en lugar de C; los principales gases diatómicos (Cl2, N2, 02) escritos como monoatómicos (Cl, N, O), etc.
• Presión total de gases confundida con presión inicial de un gas.
• Mal establecida la relación entre Kc y Kp.
• En isótopos pensar que varían el número de electrones y el de neutrones.
• Confundir electronegatividades con polaridad.
• Errores matemáticos al despreciar el grado de disociación α, pese a ser uno de los datos del problema. Se ha de hacer en este caso considerando los factores comunes. No se debe usar x en lugar de α.
• Suponer que faltan datos e inventarse datos inexistentes.
• No saber qué reacción utilizar para calcular la entalpía de reacción.
• No indicar el esquema de las pilas galvánicas, o ponerlo al revés.
• Creer que por el solo hecho ser orgánicos los compuestos ya son insolubles en agua, y no tener en consideración los puentes de hidrógeno.
• No considerar la polaridad en los enlaces del SO2.
• Poner en Kc los moles en lugar de las concentraciones molares.
• No calcular el cociente de reacción cuando lo piden.
• No justificar el signo de la entropía, teniendo en cuenta la presencia de moles gaseosos en reactivos y productos.
• No explican hibridaciones en el NH3.

¿Qué novedades habrá para este curso 2014-2015?

• En lugar de pedir geometría molecular, se va a pedir que justifiquen los ángulos presentes en las diferentes moléculas.
• Se utilizará el concepto de pOH en los problemas de ácido-base.
• Habrá problemas donde se haya de tener en cuenta el reactivo limitante.
• Si entrará solubilidad, aunque sólo Ks y S de eletrolitos de estequimetría sencilla.
• No entrarán cuestiones de reactividad orgánica. 
• Hay que explicar la isomería, aunque no entrará en la prueba.
• Polímeros: explicarlo, pero no entrará.
• Moléculas para hibridación y geometría: agua, amoniaco, etano, eteno, etino , dióxido de carbono, metano, dicloruro de berilio y trifluoruro de boro.