Olimpiada Nacional de Química 2015

1. ¿Cuál de los siguientes gases es más denso que el aire? La composición porcentual del aire en volumen es 21% de O2 y 79% de N2. (1 puntos)

Retroalimentación: La masa molar media del aire es 0,21 × 32 + 0,79 × 28 = 28,84 g/mol. El CO2 tiene masa molar 44 g/mol > 28,84 g/mol, por lo que es más denso que el aire. Los demás gases (H2: 2, CH4: 16, NH3: 17 g/mol) son más ligeros.

2. El carburo de silicio se forma por calentamiento de SiO2 y C a altas temperaturas: SiO2(s) + 3C(s) → SiC(s) + 2CO(g) ¿Cuántos gramos de CO se producen cuando reaccionan 4,0 g de SiO2 con 4,0 g de C? (1 puntos)

Retroalimentación: n(SiO2) = 4,0/60,09 = 0,0666 mol; n(C) = 4,0/12 = 0,333 mol. La relación estequiométrica 1:3 requiere 0,200 mol C para 0,0666 mol SiO2; el reactivo limitante es SiO2. Se producen 2 × 0,0666 = 0,133 mol CO → 0,133 × 28 = 3,7 g.

3. Un recipiente de 10,0 L contiene 35,0 g de H2, 15,0 g de CO2 y 250 g de NH3 a 30 °C. Las presiones parciales (atm) de los tres gases son, respectivamente: (1 puntos)

Retroalimentación: Usando P = nRT/V con T = 303 K, R = 0,0821 atm·L/(mol·K) y V = 10,0 L: n(H2) = 35/2 = 17,5 mol → P = 43,5 atm n(CO2) = 15/44 = 0,341 mol → P = 0,847 atm n(NH3) = 250/17 = 14,71 mol → P = 36,5 atm

4. Una disolución acuosa de CH3CH2OH 1,89 molal tiene una densidad de 0,982 g/mL. Su molaridad es: (1 puntos)

Retroalimentación: 1,89 mol EtOH disueltos en 1000 g de agua. Masa total = 1000 + 1,89 × 46 = 1086,94 g. Volumen = 1086,94/0,982 = 1107,1 mL = 1,107 L. Molaridad = 1,89/1,107 = 1,71 M.

5. ¿Cuántas moléculas de CO2 se producen en la combustión de 10,0 g de isooctano (C8H18), componente de la gasolina? (1 puntos)

Retroalimentación: C8H18 + 12,5 O2 → 8 CO2 + 9 H2O. M = 114 g/mol; n(isooctano) = 10/114 = 0,0877 mol; n(CO2) = 8 × 0,0877 = 0,702 mol. N = 0,702 × 6,022 × 1023 = 4,2 × 1023 moléculas.

6. ¿Cuál es la velocidad media de las moléculas de H2 en relación a la de las moléculas de O2 a la temperatura de 300 K? (Ley de Graham: $\frac{v_1}{v_2} = \sqrt{\frac{M_2}{M_1}}$) (1 puntos)

Retroalimentación: $\frac{v_{H_2}}{v_{O_2}} = \sqrt{\frac{M_{O_2}}{M_{H_2}}} = \sqrt{\frac{32}{2}} = \sqrt{16} = 4$

7. Cuando un átomo de hidrógeno en el primer estado excitado (n = 2) adquiere una energía de 5,45 × 10−19 J, puede producir: (1 puntos)

Un espectro de emisión formado por dos líneas en la región visible. Un espectro de emisión formado por dos líneas en la región UV. Un espectro con una línea de emisión en el visible y otra en el UV. La ionización del átomo desde el nivel n = 1. La ionización del átomo desde el nivel n = 2.

Retroalimentación: La energía del nivel n = 2 es $E_2 = -13{,}6/4 = -3{,}4\,\text{eV} = -5{,}45 \times 10^{-19}\,\text{J}$. Al absorber exactamente 5,45 × 10−19 J, el átomo pasa de n = 2 a E = 0, produciéndose la ionización desde el nivel n = 2.

8. La configuración electrónica del átomo de Cr en su estado fundamental tiene el siguiente número de electrones desapareados: (1 puntos)

Retroalimentación: La configuración real del Cr en estado fundamental es [Ar] 3d5 4s1 (estabilidad del semillenado), que da 6 electrones desapareados. Las opciones solo alcanzan hasta 4, lo que correspondería a la configuración predecible por Aufbau [Ar] 3d4 4s2. El valor correcto para el estado fundamental real es 6.

9. ¿Cuál de los siguientes metales produce el efecto fotoeléctrico con radiación de longitud de onda más larga? (1 puntos)

Retroalimentación: Mayor longitud de onda equivale a menor energía fotónica, por lo que el metal que requiere menos energía para emitir fotoelectrones (menor función de trabajo) es el que responde. Entre los metales alcalinos, la función de trabajo disminuye al bajar en el grupo: el Cs tiene la función de trabajo más baja → produce efecto fotoeléctrico con la longitud de onda más larga.

10. ¿Cuál de los siguientes átomos tiene el mayor primer potencial de ionización? (1 puntos)

Retroalimentación: El N tiene el mayor primer potencial de ionización de las opciones. Aunque P y N están en el mismo grupo, el N es del período 2 y tiene menor radio. Además, la configuración 2p3 (semillenada) del N es especialmente estable, haciendo que su IE1 sea mayor que la del O y mayor que cualquiera de los otros elementos listados.

11. ¿Cuál de las siguientes especies moleculares tiene una longitud de enlace mayor de acuerdo con la teoría de orbitales moleculares? (1 puntos)

Retroalimentación: Órdenes de enlace (OE): N2 = 3; N22− = 2; N2+ = 2,5; O22− (peróxido) = 1; O2+ = 2,5. A menor OE mayor longitud de enlace. El O22− tiene OE = 1 → mayor longitud de enlace.

12. Las cargas formales sobre los átomos de S y O en la siguiente estructura de Lewis son respectivamente: (1 puntos)

Retroalimentación: Para la estructura de Lewis del SO42− con solo enlaces simples S–O: Carga formal del S = 6 − 0 − ½(8) = +2; Carga formal de cada O = 6 − 6 − ½(2) = −1. Verificación: +2 + 4(−1) = −2 ✓.

13. ¿Cuál de las siguientes especies moleculares tiene momento dipolar distinto de cero? (1 puntos)

Retroalimentación: AlF3: trigonal plano (μ = 0). SF6: octaédrico simétrico (μ = 0). PCl5: bipiramidal trigonal (μ = 0). I3−: lineal (μ = 0). ClF3: geometría en T (2 pares solitarios ecuatoriales) → asimétrico → μ ≠ 0.

14. En el ciclo Born-Haber para la formación del enlace iónico del NaI, el proceso exotérmico siempre es: (1 puntos)

La entalpía de sublimación del sodio. La entalpía de disociación del yodo. El primer potencial de ionización del sodio. La afinidad electrónica del yodo. La energía reticular del NaI definida como ruptura del retículo cristalino.

Retroalimentación: En el ciclo Born-Haber: sublimación del Na (endotérmica), disociación del I2 (endotérmica), ionización del Na (endotérmica) y energía reticular de ruptura (endotérmica). La afinidad electrónica del I (I + e− → I−, ΔH < 0) es el único proceso exotérmico.

15. Cuando se evapora CHCl3(l): (1 puntos)

Se rompen los enlaces covalentes. Se debilitan las interacciones dipolo-dipolo. Se debilitan las fuerzas de dispersión. Se rompen enlaces de hidrógeno. Se debilitan las interacciones dipolo-dipolo y las fuerzas de dispersión.

Retroalimentación: El CHCl3 es polar (tiene momento dipolar ≠ 0) e interacciona por fuerzas de dispersión de London. No forma enlaces de hidrógeno (no tiene H unido a O, N o F con electronegatividad suficiente). Al evaporarse se debilitan simultáneamente las interacciones dipolo-dipolo y las fuerzas de dispersión.

16. Se prepara una disolución de benceno y tolueno con una razón molar de 3/1. Sabiendo que las presiones de vapor de los líquidos puros a 25 °C son Pv(benceno) = 95,1 mmHg y Pv(tolueno) = 28,4 mmHg, y suponiendo comportamiento ideal, la presión de vapor (en mmHg) de la disolución es: (1 puntos)

Retroalimentación: Ley de Raoult: P = xbenceno·P°benceno + xtolueno·P°tolueno. Con xbenceno = 3/4 = 0,75 y xtolueno = 0,25: P = 0,75 × 95,1 + 0,25 × 28,4 = 71,3 + 7,1 = 78,4 mmHg.

17. ¿Cuál de las disoluciones acuosas 1 m de los siguientes compuestos tiene menor punto de congelación? (1 puntos)

Retroalimentación: El descenso crioscópico ΔTf = Kf·m·i, donde i es el número de partículas por unidad fórmula. CaCl2 → 3 iones; KCl y NH4Cl → 2 iones; glucosa y etanol → 1. CaCl2 genera más partículas → mayor descenso crioscópico → menor punto de congelación.

18. ¿Cuál de los siguientes parámetros afecta a la presión de vapor de un líquido? (1 puntos)

El área de la superficie del líquido. El volumen del líquido. El volumen del espacio por encima del líquido. La temperatura del líquido. La temperatura del aire en contacto con el líquido.

Retroalimentación: La presión de vapor es una propiedad termodinámica intensiva que depende únicamente de la naturaleza del líquido y su temperatura (ecuación de Clausius-Clapeyron). No depende del área superficial, del volumen del líquido ni del volumen del espacio disponible.

19. En una determinada reacción química se desprenden 45,0 J de calor y se realiza un trabajo de 20,6 J. La variación de energía interna ΔU (en julios) para esta reacción es: (1 puntos)

Retroalimentación: Convenio IUPAC: ΔU = q + w. El sistema cede calor (q = −45,0 J) y realiza trabajo sobre el entorno (w = −20,6 J). ΔU = −45,0 + (−20,6) = −65,6 J.

20. Determine la constante de equilibrio a 298 K para la reacción: Mg(OH)2(s) + 2H+(aq) → Mg2+(aq) + 2H2O(l) Datos: ΔG°f (kJ mol−1): H2O(l) = −237,1; Mg2+(aq) = −454,8; Mg(OH)2(s) = −833,5 (1 puntos)

Retroalimentación: ΔG° = −454,8 + 2(−237,1) − (−833,5) = −95,5 kJ/mol. K = e−ΔG°/RT = e95500/(8,314 × 298) = e38,55 ≈ 5,5 × 1016.

21. Calcule ΔH° para la siguiente reacción: FeO(s) + Fe2O3(s) → Fe3O4(s) a partir de las siguientes entalpías: (1) 2Fe(s) + O2(g) → 2FeO(s), ΔH° = −544,0 kJ mol−1 (2) 4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s), ΔH° = −1648,4 kJ mol−1 (3) Fe3O4(s) → 3Fe(s) + 2O2(g), ΔH° = +1118,4 kJ mol−1 (1 puntos)

−249,8 kJ mol−1 −1074 kJ mol−1 −22,2 kJ mol−1 −3310,8 kJ mol−1 −2214,6 kJ mol−1

Retroalimentación: ΔH°f(FeO) = −544/2 = −272,0 kJ/mol; ΔH°f(Fe2O3) = −1648,4/2 = −824,2 kJ/mol; ΔH°f(Fe3O4) = −1118,4 kJ/mol. ΔH° = −1118,4 − (−272,0) − (−824,2) = −22,2 kJ mol−1.

22. La entalpía molar estándar de vaporización del agua es 40,7 kJ mol−1. ¿Cuál es la entropía molar estándar de vaporización (en kJ mol−1 K−1) a 100 °C? (1 puntos)

Retroalimentación: A la temperatura de ebullición normal (100 °C = 373 K), la vaporización es un proceso reversible: ΔS = ΔHvap/T = 40,7/373 = 0,109 kJ mol−1 K−1.

23. La presión de vapor del CCl4 a 25 °C es 110 mmHg y su punto de ebullición normal es 77 °C. ¿Cuál es su entalpía de vaporización en kJ mol−1? (1 puntos)

Retroalimentación: Clausius-Clapeyron: $\ln\frac{P_2}{P_1} = -\frac{\Delta H_{vap}}{R}\left(\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1}\right)$. Con P1 = 110 mmHg (T1 = 298 K) y P2 = 760 mmHg (T2 = 350 K): ΔHvap ≈ 32,23 kJ mol−1 (positivo, proceso endotérmico).

24. Para una determinada reacción, la velocidad se hace el doble cuando la temperatura aumenta de 10 a 18 °C. ¿Cuál es la energía de activación de dicha reacción? (1 puntos)

4,04 × 104 J mol−1 −4,04 × 104 J mol−1 59,32 J mol−1 59,32 kJ mol−1 585,10 kJ mol−1

Retroalimentación: Arrhenius: $\ln\frac{k_2}{k_1} = \frac{E_a}{R}\left(\frac{1}{T_1}-\frac{1}{T_2}\right)$. Con T1 = 283 K, T2 = 291 K y k2/k1 = 2: ln(2) = Ea/8,314 × 8/(283 × 291). Ea ≈ 59,32 kJ mol−1.

25. Una reacción de primer orden tiene una vida media t1/2 de 46,2 min a 25 °C y de 2,6 min a 102 °C. La energía de activación de la reacción (en kJ mol−1) es: (1 puntos)

Retroalimentación: k = ln2/t1/2: k1 = 0,01501 min−1 (T1 = 298 K); k2 = 0,2666 min−1 (T2 = 375 K). $\ln\frac{k_2}{k_1} = \frac{E_a}{R}\left(\frac{1}{T_1}-\frac{1}{T_2}\right)$: ln(17,76) = Ea/8,314 × 77/111750. Ea ≈ 34,69 kJ mol−1.

26. ¿Qué gráfico representa el comportamiento de una reacción de primer orden? (1 puntos)

Retroalimentación: Para una reacción de primer orden, la ecuación integrada es ln[A] = ln[A]0 − kt. El gráfico que representa ln[A] frente al tiempo t da una recta de pendiente negativa −k. Este comportamiento corresponde al gráfico B en este tipo de exámenes (siendo A la curva exponencial de [A] vs t, C la recta 1/[A] de 2.º orden, etc.).

27. Se valora una muestra de 1,5 mL de vinagre comercial (disolución acuosa de ácido acético) con NaOH 0,10 M. Se utiliza fenolftaleína como indicador y se gastan 16,0 mL de base. El grado de acidez del vinagre expresado en gramos de ácido acético por 100 mL será: (1 puntos)

Retroalimentación: n(NaOH) = 0,016 L × 0,10 mol/L = 1,6 × 10−3 mol = n(CH3COOH). Masa = 1,6 × 10−3 × 60 g/mol = 0,096 g en 1,5 mL. Por 100 mL: (0,096/1,5) × 100 = 6,4 g/100 mL.

28. Un ácido débil monoprótico de concentración 0,100 M se disocia en un 3,0%. La constante de disociación Ka es: (1 puntos)

Retroalimentación: [H+] = 0,100 × 0,030 = 3,0 × 10−3 M; [HA]eq = 0,097 M. Ka = (3,0 × 10−3)2 / 0,097 = 9,0 × 10−6 / 0,097 ≈ 9,3 × 10−5.

29. ¿Cuántos moles de CH3COONa hay que añadir a 250,0 mL de una disolución de CH3COOH 0,20 M (Ka = 1,8 × 10−5) para obtener una disolución reguladora con un pH de 3,5? (1 puntos)

Retroalimentación: Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([A−]/[HA]). pKa = −log(1,8 × 10−5) = 4,745. 3,5 = 4,745 + log x → x = [A−]/[HA] = 10−1,245 = 0,0569. n(HA) = 0,250 × 0,20 = 0,050 mol. n(A−) = 0,0569 × 0,050 = 2,85 × 10−3 mol.

30. ¿Cuál es la solubilidad del Al(OH)3 en un medio con pH = 10? Kps[Al(OH)3] = 1,3 × 10−33 (1 puntos)

1,3 × 10−3 M 1,3 × 10−21 M 1,3 × 10−4 M 3,9 × 10−7 M 3,9 × 10−21 M

Retroalimentación: A pH = 10: pOH = 4 → [OH−] = 10−4 M. Kps = [Al3+][OH−]3. [Al3+] = Kps/[OH−]3 = 1,3 × 10−33/(10−4)3 = 1,3 × 10−21 M.

31. ¿Cuál de las siguientes sales aumenta su solubilidad en un medio ácido? (1 puntos)

Retroalimentación: Una sal es más soluble en medio ácido cuando su anión es la base conjugada de un ácido débil. El F− es la base conjugada del HF (ácido débil, Ka ≈ 7 × 10−4): F− + H+ → HF, desplazando el equilibrio de disolución. Cl−, Br− e I− son bases conjugadas de ácidos fuertes → no reaccionan con H+.

32. Se mezclan 120 mL de NaF 0,40 M y 360 mL de Na2SO4 0,40 M y se añade lentamente BaCl2. Kps(BaSO4) = 1,5 × 10−9; Kps(BaF2) = 1,7 × 10−6 El primer precipitado que se forma y la concentración del anión de este precipitado cuando empieza a precipitar el segundo son: (1 puntos)

BaSO4 y 1,5 × 10−8 M BaSO4 y 5,0 × 10−9 M BaSO4 y 8,8 × 10−6 M BaF2 y 5,7 × 10−6 M BaF2 y 1,7 × 10−4 M

Retroalimentación: Tras mezclar: [F−] = 48/480 = 0,10 M; [SO42−] = 144/480 = 0,30 M. [Ba2+] para iniciar BaSO4: 1,5×10−9/0,30 = 5×10−9 M. Para BaF2: 1,7×10−6/(0,10)2 = 1,7×10−4 M. Precipita primero BaSO4. Cuando [Ba2+] = 1,7×10−4 M (comienza BaF2): [SO42−] = 1,5×10−9/1,7×10−4 = 8,8×10−6 M.

33. Para una pila voltaica formada por plata y cobre, el ánodo y el potencial de la pila en condiciones estándar son: E°(Ag+/Ag) = +0,80 V; E°(Cu2+/Cu) = +0,34 V (1 puntos)

Retroalimentación: El Cu tiene menor potencial de reducción → se oxida espontáneamente → es el ánodo. La Ag es el cátodo. E°pila = E°cátodo − E°ánodo = 0,80 − 0,34 = +0,46 V.

34. La variación de energía Gibbs estándar ΔG° (en kJ mol−1) de la siguiente reacción: 2Al(s) + 3Br2(l) → 2Al3+(aq, 1 M) + 6Br−(aq, 1 M) Datos: E°(Al3+/Al) = −1,676 V; E°(Br2/2Br−) = +1,065 V (1 puntos)

Retroalimentación: E°celda = 1,065 − (−1,676) = 2,741 V. n = 6 electrones (3 por cada Al). ΔG° = −nFE° = −6 × 96485 × 2,741 ≈ −1 587 000 J ≈ −1,59 × 103 kJ mol−1.

35. Una pila voltaica debe cumplir las siguientes condiciones para la variación de energía libre y la constante de equilibrio de la reacción redox correspondiente: (1 puntos)

ΔG < 0 y Keq > 1 ΔG < 0 y Keq < 1 ΔG < 0 y Keq = 0 ΔG > 0 y Keq > 1 ΔG > 0 y Keq < 1

Retroalimentación: Una pila voltaica genera trabajo eléctrico espontáneamente → ΔG < 0. Relacionando con la constante de equilibrio: ΔG° = −RT ln K; si ΔG° < 0 → K > 1 (equilibrio desplazado hacia los productos). Además, E°celda = (RT/nF) ln K > 0 confirma K > 1.

36. El potencial estándar E° de la siguiente reacción es +0,283 V: Cl2(g) + 2Br−(aq) → Br2(l) + 2Cl−(aq) ¿Cuál de los siguientes cambios producirá un aumento del potencial? (1 puntos)

Aumentar [Br−] Aumentar [Cl−] Aumentar el tamaño de los electrodos. Disminuir [Br−] Diluir la disolución.

Retroalimentación: Nernst: E = E° − (RT/2F)·ln([Cl−]2/(PCl₂·[Br−]2)). Aumentar [Br−] disminuye Q → aumenta E. Aumentar [Cl−] o disminuir [Br−] aumentaría Q → disminuiría E. El tamaño de los electrodos no afecta E.

37. ¿Cuál de los siguientes iones es el agente oxidante más fuerte? (1 puntos)

Retroalimentación: El agente oxidante más fuerte es el que tiene mayor potencial de reducción estándar (se reduce más fácilmente). E°: Zn2+/Zn = −0,76 V; Fe2+/Fe = −0,44 V; H+/H2 = 0,00 V; Cu2+/Cu = +0,34 V; Ag+/Ag = +0,80 V. El Ag+ tiene E° más positivo → es el oxidante más fuerte.

38. Se hace pasar la misma cantidad de carga eléctrica continua a través de diferentes disoluciones 0,5 M de los iones Cu2+, Ni2+, Al3+, Ag+ y Cr2+. ¿Cuál de los metales se deposita en mayor cantidad (en moles)? (1 puntos)

Retroalimentación: Por la ley de Faraday, n = Q/(z·F). A igual carga Q, se depositan más moles cuanto menor es la carga del ion z. Cu2+, Ni2+ y Cr2+ (z = 2) depositan la mitad que Ag+ (z = 1); Al3+ (z = 3) deposita menos. El Ag requiere solo 1 F por mol → se deposita mayor cantidad de Ag.

39. En la protección catódica contra la corrosión (oxidación del hierro), ¿cuál de los siguientes metales puede actuar como ánodo de sacrificio? E°(Ag+/Ag) = +0,80 V; E°(Cu2+/Cu) = +0,340 V; E°(Ni2+/Ni) = −0,257 V E°(Zn2+/Zn) = −0,763 V; E°(Pb2+/Pb) = −0,125 V; E°(Fe2+/Fe) = −0,440 V (1 puntos)

Retroalimentación: El ánodo de sacrificio debe oxidarse preferentemente al Fe, por lo que necesita E° < E°(Fe2+/Fe) = −0,440 V. Solo el Zn (E° = −0,763 V) es más reductor que el Fe. Ni (−0,257 V), Pb (−0,125 V), Cu (+0,34 V) y Ag (+0,80 V) tienen potenciales más positivos → no se sacrificarían.

40. En la electrólisis de una disolución acuosa de NaCl se producen, de acuerdo con los siguientes potenciales de reducción estándar: Cl2(g) + 2e− → 2Cl−(aq), E° = +1,358 V 2H2O(l) + 2e− → H2(g) + 2OH−(aq), E° = −0,828 V O2(g) + 4H+(aq) + 4e− → 2H2O(l), E° = +1,229 V (1 puntos)

Cl2(g), H2(g) y NaOH(aq) H2(g) y NaOH(aq) Na(s) y O2(g) Na(s) y H2(g) H2(g) y O2(g)

Retroalimentación: Cátodo (reducción): la reducción de H2O (E° = −0,828 V) es preferida a la del Na+ → se produce H2 y OH−. Ánodo (oxidación): la oxidación del Cl− es cinéticamente favorecida sobre la del H2O (sobretensión) → se produce Cl2. El Na+ y OH− permanecen en solución como NaOH. Productos: Cl2, H2 y NaOH.

41. ¿Cuáles son los productos de la hidrólisis del AlCl3? (1 puntos)

AlCl3 + H2O → Al(OH)3 + H2 AlCl3 + H2O → Na3AlO3 + Cl2 AlCl3 + H2O → Al(OH)3 + H2 + Cl2 AlCl3 + H2O → Al(OH)3 + Cl2 AlCl3 + H2O → Al(OH)3 + 3HCl

Retroalimentación: El AlCl3 es la sal del ácido fuerte HCl y la base débil Al(OH)3. En la hidrólisis, los iones Al3+ reaccionan con el agua: Al3+ + 3H2O → Al(OH)3 + 3H+, o en forma molecular: AlCl3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3HCl. La solución resultante es ácida.

42. La energía desprendida en la emisión alfa del $^{146}_{62}$Sm es: $^{146}_{62}$Sm → $^{142}_{60}$Nd + $^{4}_{2}$He Datos: Masas atómicas (u): $^{146}$Sm = 145,913053; $^{142}$Nd = 141,907719; $^{4}$He = 4,002600; 1 J = 6,2414 × 1012 MeV (1 puntos)

Retroalimentación: Defecto de masa: Δm = 145,913053 − 141,907719 − 4,002600 = 0,002734 u. Energía liberada: E = 0,002734 u × 931,5 MeV/u = 2,547 MeV.

43. A partir de los siguientes reactivos se forma agua y otro producto: CH3-CH2OH + C6H5COOH → H2O + ? (1 puntos)

CH3CH2C6H4COOH C6H5COCH2CH3 C6H5CH2CH3 C6H5COOCH2CH3 CH3CH2COOC6H5

Retroalimentación: Reacción de esterificación (alcohol + ácido carboxílico → éster + agua). El etanol (CH3CH2OH) reacciona con el ácido benzoico (C6H5COOH) para dar benzoato de etilo (C6H5COOCH2CH3) + H2O. El grupo acilo del ácido (C6H5CO–) se une al oxígeno del alcohol.

44. Las grasas y aceites son ésteres de los ácidos grasos con: (1 puntos)

Retroalimentación: Las grasas y aceites son triglicéridos: trié steres del glicerol (propano-1,2,3-triol o propanotriol, HOCH2CH(OH)CH2OH) con tres ácidos grasos. Cada grupo –OH del glicerol reacciona con un ácido graso para dar el enlace éster.

45. ¿Cuál es la fórmula molecular del nucleósido natural timidina? (1 puntos)

C8H13N2O4 C10H13N2O5 C9H10N2O5 C10H14N2O5 C8H13N2O5

Retroalimentación: La timidina es el nucleósido formado por la base timina (C5H6N2O2) enlazada a la 2'-desoxirribosa (C5H10O4) mediante un enlace N-glucosídico con pérdida de agua: C5H6N2O2 + C5H10O4 − H2O = C10H14N2O5.

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