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APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO Controles y exámenes cursos 10/11 y 11/12

Departamento Física y Química I.E.S. Nicolás CopérnicoPágina 134

CONTROLES Y EXÁMENES CURSO 2011/12

Control 1-1: Conceptos básicos generales. Determinación fórmulas. Gases y disoluciones

1.- Señala diferencias entre:a) Átomo y elemento.b) Mezcla y compuesto.c)

Densidad y concentración.d) Molécula y red cristalina.

2.- Ordena los siguientes compuestos por orden creciente de contenido en calcio:CaO Ca(NO3)2 CaCl2

3.- Determina el número de moléculas existentes en 40 g de amoniaco (NH3). ¿Cuántos átomos dehidrógeno hay?. ¿Qué masa corresponde al nitrógeno?.

4.- En un compuesto orgánico se identifica la presencia de carbono, hidrógeno y cloro. La combustiónde 1,000 g del mismo produce 1,364 g de dióxido de carbono y 0,698 g de agua. Un litro de lasustancia en estado gaseoso a 41 ºC y 771 mm de Hg tiene una masa de 2,549 g. Determina la fórmulamolecular del compuesto.

5.- Una mezcla gaseosa formada por amoniaco, hidrógeno y nitrógeno y cuya composición en peso es20% del primero y 50% del segundo tiene una presión de 800 mm Hg a 200 ºC. Determina:a) Presión parcial de cada gas.b) Composición volumétrica de la mezcla.

6.- Una disolución de ácido sulfúrico H2SO4 de densidad 1,066 g/cc contiene un 10% en peso del ácido.Calcula:a) Molaridad de la disolución.b) Volumen que se necesita de la misma para preparar 500 cc de disolución de H2SO4 0,1 M.

Examen 1: Conceptos básicos generales. Determinación fórmulas. Gases y disoluciones. Reacciones

1.- Un recipiente de 5’00 L contiene una mezcla de cloro y oxígeno, a 300 ºC y presión de 2’50 atm,con un 30% en volumen de oxígeno. Determina:

a) Fracción molar del oxígeno.

b) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en la mezcla?.c)

Presión parcial de cada gas.

2.- La combustión de 2’35 g de un compuesto orgánico produce 5’17 g de CO2 y 2’82 g de agua.Determina la fórmula empírica de dicho compuesto.

3.- Se prepara una disolución disolviendo 180 g de hidróxido de sodio (NaOH) en 400 g de agua. Ladensidad de la disolución resultante es de 1,340 g/cc. Calcula:

a) molaridad de la disolución.


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b) Se diluyen 30 mL de esta disolución hasta completar 250 mL. Determina la molaridad de ladisolución diluida.

4.- ¿Qué volumen mínimo de una disolución de HCl de 35% de riqueza en peso y 1,18 g/ml de densidad

se deberá tomar para reaccionar totalmente con una muestra de 5’00 g de mineral con un 80% dezinc de acuerdo a la reacción (sin ajustar) HCl + Zn → ZnCl2 + H2

5.- Un recipiente de 2’00 L contiene una mezcla de nitrógeno, hidrógeno y amoniaco a 200 ºC y 2’00atm de presión con un 25% en peso de nitrógeno y un 35% en peso de hidrógeno. Se hace reaccionar lamezcla. Determina:

a) Presiones parciales iniciales de cada gas.b) Masa obtenida de amoniaco.c)

Presión final del recipiente.

Control 2-1: Modelos atómicos. Estructura electrónica

1a) Señala el número de electrones, protones y neutrones que hay en la especie química 30P3-.

2a) Enuncia el segundo postulado de Bohr y determina la expresión correspondiente al radio de laórbita.2b) ¿Qué aspectos del modelo de Bohr – Sommerfeld no se aceptan actualmente?. ¿Qué aspectossiguen siendo válidos?. ¿Por qué surge el concepto de orbital?.

3a) Explica el principio de Pauli y señala la consecuencia del mismo.3b) Enuncia la regla o principio de máxima multiplicidad de Hund y pon un ejemplo de ella.

3c) ¿Cómo se puede comprobar experimentalmente la existencia de electrones desapareados en losátomos?

4a) ¿Cuántos electrones caben en el nivel n = 3?4b) ¿Qué electrón es más energético: uno colocado en el subnivel 4d o uno colocado en el subnivel 5s?4c) Señala los valores posibles para los números cuánticos de un electrón situado en el subnivel 3d.

5a) El catión +2 de un elemento X tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2p6 3s2p6d3. ¿Cuáles el número atómico de X?. ¿Cuál sería la configuración electrónica de X?.5b) Dos átomos A y B tienen, respectivamente, las configuraciones electrónicas 1s2 2s2 2p6 3s2 y 1s2 2s2 2p6 3s1 3p1. ¿Qué relación hay entre los dos átomos?. Explica la respuesta. )

5c) Escribe la configuración electrónica de las siguientes especies químicas: Al, Sn4+, S2-. Exprésala enfunción del gas noble que le antecede.

6) La energía de los niveles electrónicos en el átomo de hidrógeno viene dada por:En = -2,18 . 10-18/n2 (en Julios)

Si el electrón de un átomo de hidrógeno pasa del nivel n=3 al nivel n=1, ¿se producirá absorción odesprendimiento de energía?. Calcula el valor de esa energía en eV. Determina la longitud de ondacorrespondiente al fotón de esa transmisión.h = 6,6252 . 10-27 erg.s e- = 1,602 . 10-19 C


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Examen 2: Modelos atómicos. Configuraciones electrónicas. Propiedades periódicas

1.- ¿Qué son las rayas espectrales y a qué se deben?. Explica las diferencias entre un espectro deemisión y un espectro de absorción.

2a.- ¿Qué es un orbital atómico?.2b.- ¿Cómo surgen en la mecánica ondulatoria los números cuánticos?.2c.- ¿En qué se diferencian los orbitales f?.2d.- ¿Qué tienen en común los elementos de transición?

3.- Indica el máximo número de electrones de un átomo que pueden tener los siguientes númeroscuánticos, asigna los restantes y especifica los orbitales en los que pueden encontrarse los electrones:

a) n = 3; s = +½.b) n = 2; l = 2.c) n = 5; l = 2; m = −2.

4.- El hierro (Z = 26) se encuentra en la naturaleza como catión 2+ y 3+ mientras que la plata (Z = 47)lo hace como catión 1+. Explica la estabilidad de estos iones en función de las configuracioneselectrónicas de los átomos y de sus iones.

5a.- Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas: 1s22s22p6 y 1s22s22p63s1. Laprimera energía de ionización de uno es 2080 kJ/mol y la del otro 496 kJ/mol. Asigna cada uno deestos valores a cada una de las configuraciones electrónicas y justifica la elección.5b.- La segunda energía de ionización del átomo de helio ¿será mayor, menor o igual que la energía deionización del átomo de hidrógeno? Razona la respuesta.

5c.- Justifica cómo es el tamaño de un átomo con respecto a su anión y con respecto a su catión.6.- Dos elementos A y B tienen de número atómico 17 y 20, respectivamente.

a) Compara la afinidad electrónica de los mismos.b) Indica el ion más estable de cada uno y escribe su configuración electrónica.c) Justifica cuál tiene mayor radio iónico.d) Indica un átomo, un catión y un anión que sean isoelectrónicos con S 2-.e) Justifica por qué la tercera energía de ionización del magnesio es mucho mayor que la

segunda.

Examen 2 bis: Modelos atómicos. Configuraciones electrónicas. Propiedades periódicas

1.- Explica la forma de la Tabla Periódica en función de las configuraciones electrónicas de los átomos.

2.- Sean los elementos de números atómicos 8, 36, 35 y 20.a) ¿De qué elementos se trata?.b) Explica la variación del radio atómico y clasifícalos en orden creciente.

3.- Escribe las configuraciones electrónicas (en estado fundamental) de los elementos calcio, germanio y estaño. Ordénalos por el carácter metálico (razonando la respuesta).


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4.- Las configuraciones electrónicas, en estado fundamental, de los elementos A, B, C, D y E son:A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 B: 1s2 2s2 2p6 3s2 C: 1s2 2s2 2p6

D: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

a)

Señala el grupo y periodo de cada elemento y escribe el símbolo de ellos.b) ¿Cuál es la especie iónica más estable de cada uno de ellos?.c) Escribe los números cuánticos de los electrones del tercer nivel de A.

5.- Ordena los elementos potasio, calcio, magnesio, silicio, cloro y argón por orden creciente deafinidad electrónica, explicando los motivos de la clasificación.

Control 3-1: Estructuras Lewis – RPECV –Hibridación – Hidrocarburos

1) Representa las estructuras Lewis de los siguientes compuestos o iones:

a) BCl2F b) HNO3 b) SO42- c) PCl5 d) NH4+

2) Basándote en la teoría RPECV explica la geometría de la molécula BCl 2F y del ión NH4+.

3) Explica la hibridación del átomo central en cada una de las especies del ejercicio 1.

4) Formula o nombra los siguientes hidrocarburos. En algunos casos el nombre reflejado no escorrecto conforme a las indicaciones IUPAC de 1.993, en ese caso escribe el nombre correcto:a) 4-etil-2,4-dimetilnonano b) Metilciclohexanoc) 6-metilhepta-1,4-diíno d) 3-metil-3-etil-4-metildecano

e) cis-2-Cloro-3-hexeno f) 4-(1,1-Dimetiletil)octanog) 1-Bromo-2-pentino h) 1,2-Dimetilbencenoi) C6H5CH3 j) CH3CCl(CH3)C(CH2CH3)2CH=CHCH3 k)

EXAMEN GLOBAL TEMAS 1-2

1.- a) Explica las diferencias entre subnivel y orbital.

b) Escribe el conjunto de números cuánticos para los electrones de la capa de valencia del arsénico.c) En la configuración 1s2 2s32px2 se incumplen dos aspectos básicos de la Química. Explica cuáles son.

a)

Un subnivel contiene uno o varios orbitales, todos con la energía correspondiente al subnivel. El subnivel queda definidopor el segundo número cuántico (l) y el orbital por el tercero (m ó m l). Así el subnivel 2p contiene tres orbitales: 2px, 2p y y 2pz.

b)

La capa de valencia del arsénico tiene la configuración 4s 2 4p3. Los cinco electrones tienen n = 4. Los dos electrones stienen l = 0 y m = 0, diferenciándose en el cuarto número cuántico ms o spin (+1/2 para uno y -1/2 para el otro). Los treselectrones p tienen l = 1 y m = +1, 0 y -1 respectivamente. El cuarto número cuántico toma el valor +1/2 para los treselectrones p.

c)

2s3 incumple el “principio” de Pauli. La repulsión Pauli (no confundir con repulsión electrónica) hace que los espines en elmismo orbital tienen que ser antiparalelos por lo que sólo se ubican dos electrones en un orbital; el tercer electrón es

CH3

CH2CH3


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repelido a otro orbital. 2px2 incumple la regla de máxima multiplicidad de Hund: dentro de un subnivel los electronestienen a estar desapareados (spines paralelos) debido a que los tres orbitales p tienen la misma energía y a la repulsiónentre electrones (repulsión eléctrica).

2.- a) Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos de los siguientes elementos: calcio, bromo yarsénico.b) ¿Cuáles son sus estados de oxidación más estables? Escribe las configuraciones electrónicas de susiones.c) Compara los radios iónicos del apartado b (a partir de la carga efectiva).

a) Sólo hay que conocer la situación de los elementos en la tabla periódica (para conocer Z) y situar los electronescorrespondientes en el diagrama de llenado. También se puede escribir sin utilizar el diagrama pero conociendo la tablaperiódica:As: está en el periodo 4 y grupo 15 por lo que su nivel de valencia es 4s2 4p3. Hemos pasado por una serie de transición

por lo que el nivel 3 habrá completado el subnivel 3d: 3s2 3p6 3d10. Los niveles 2 y 1 están llenos: 1s2 2s2 2p6.

b) Los átomos tienden a disponer configuraciones simétricas en sus capas externas (la simetría estabiliza porque minimizarepulsiones). Por esa razón tienden a adoptar la configuración ns2 np6 para lo cual tendrán que ganar o perder electrones.Así Ca tiende a Ca2+ (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6), Br tiende a Br- (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6) y As tiende a As3- (isoelectrónico con Br-).

c)

El radio de un átomo o ión depende, en primer lugar, del número de capas electrónicas. Más capas implica mayor tamaño.Dentro de un mismo periodo (igual número de capas) el radio disminuye a medida que aumenta la carga nuclear efectivapor la contracción de las nubes electrónicas que provoca dicha carga nuclear efectiva.

Ca2+: tiene 3 capas electrónicas y una Z* igual a la del Ar más dos (por tanto más pequeño que el Ar)Br- y As3- : como aniones son más grandes que los átomos correspondientes (todos tienen 4 capas electrónicas).

El Br- tiene la misma Z* que el Kr menos 1 (tiene un protón menos) y el As3- tiene la misma Z* que el Kr menos 3, es decir, el As3- esmayor que el Br-.

3.- a) Define energía de ionización. b) Explica de que factores depende. c) Ordena los siguienteselementos por orden creciente de carácter metálico, explicando las razones: cloro, germanio y cesio.

Para los dos primeros apartados consultar el tema “Estructura electrónica y propiedades periódicas” (no voy a copiar dos veces lomismo).

c) El carácter metálico implica baja energía de ionización. En base a lo señalado en el apartado b) habrá que ordenar los elementospor orden decreciente de energía de ionización:

Cloro (3s23p5) : 3 periodo y Z* = 17 – 6 . 0’35 – 8 . 0’85 - 2 . 1 = 6’10Germanio (4s24p2) : 4 periodo y Z* = 32 – 3 . 0’35 – 18 . 0’85 – 10 . 1 = 5’65Cesio (6s1) : 6 periodo y Z* = Z – 0 . 0’35 – 8 . 0’85 – (Z – 9) . 1 = 2’20

Por tanto, orden creciente de carácter metálico: Cl < Ge < Cs

4.- a) Define afinidad electrónica.b) Ordena los siguientes elementos por orden creciente de afinidad electrónica: berilio, bromo y rubidio,explicando las razones.c) Define electronegatividad y ordena los siguientes elementos de mayor a menor EN: carbono, hidrógeno,nitrógeno, sodio, aluminio, oxígeno,

a) Consultar tema “Estructura electrónica y propiedades periódicas”.b)

Como se comenta en dicho tema, la variación de la AE no sigue un patrón regular. En los valores de AF influyen tresfactores: Z* : valores altos tienden a aumentar la energía desprendida (valor absoluto mayor)

n : valores bajos tienden a aumentan la energía desprendida (valor absoluto mayor).


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Estabilidad /desestabilización anión obtenido al atrapar un electrón. Si es más estable se desprende más energía. Sies menos estable puede ocurrir que el proceso sea endotérmico.

Por tanto, podemos confeccionar la siguiente tabla con respecto a factores que favorecen el proceso exotérmico:Elemento Respecto a Z*: Respecto a n: Respecto anión formado: AE previstaBerilio Baja Bajo (Favorable) Desestabiliza mucho (Contrario) Bajo valor exotérmico

Bromo Alta (Favorable) Media Estabiliza mucho (Favorable) Alto valor exotérmicoRubidio Baja Alto Estabiliza poco Bajo valor exotérmico

c) Consultar tema “Estructura electrónica y propiedades periódicas”.

5.- Se hace el vacío en un recipiente de 2’0 L de capacidad a 27 ºC y se introduce monóxido de nitrógenohasta que la presión alcanza los 800 mm Hg. Posteriormente se añade dihidrógeno hasta que la presiónalcanza 2’00 atm. Se hace reaccionar la mezcla para producir dinitrógeno y agua.

a) Determina la composición en peso de la mezcla inicial (expresado en % de NO y H2).b) Determina la presión total del recipiente cuando ha reaccionado el 15% del dihidrógeno inicial.

a) Se hace vacío y se introduce NO: la presión de 800 mm Hg corresponde al NO. Por tanto las condiciones de V, T y P nospermite calcular los moles iniciales de NO (P.V = n.R.T): 0’0856 moles de NO

Posteriormente se añade H2 hasta que la presión es 2’00 atm (presión total de la mezcla que permite averiguar la presiónparcial del H2 = 2’00 – 800/760 = 0’947 atm). Los valores de V, T y P para el H2 nos permiten averiguar los moles iniciales deH2: 0’0770 moles de H2

Esos moles permiten determinar las masas de NO y H 2 (con las masas molares como factor de conversión) y a partir de ellostendremos la composición en % en peso:

0’0856 moles de NO = 2’569 g NO 0’0770 moles de H2 = 0’156 g H2

% en peso de NO = 2’569 . 100 / 2’725 = 94’3%% en peso de H2 = 0’156 . 100 / 2’725 = 5’7%

b) La mezcla reacciona. No conocemos el reactivo limitante (ni se pide) pero tenemos que calcular la presión total delrecipiente cuando ha reaccionado el 15% del H2. La presión total dependerá del número de moles totales de gases quehaya en cada momento. Consideramos que el agua se obtiene en estado líquido dada la temperatura (25 ºC). El siguientecuadro nos permitirá calcular las variables con claridad:

2 NO 2 H2 N2 2 H2OMoles iniciales 0’0856 0’0770 0 0Variación reacción -2x -2x +x +2xMoles en cualquierinstante

0’0856 – 2x 0’0770 – 2x x 2x

Por tanto, los moles de gases en cualquier instante serán 0’0856 – 2x + 0’0770 -2x + x = 0’1626 – 3xEl único problema es el cálculo de x para el momento adecuado. Aquí no es al final de la reacción (cuando se agota el reactivolimitante que habría que determinar) sino cuando ha reaccionado el 15% de 0’0770 moles de H2, en otras palabras cuando:

2x = 15 % de 0’0770 x = 0’00577 moles nTOTAL = 0’145 moles PTOTAL = 1’79 atm

6.- El carbonato de calcio (CaCO3) reacciona con el ácido clorhídrico (disolución acuosa de HCl) para formardióxido de carbono, cloruro de calcio (CaCl2) y agua. Calcula:


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a) Cantidad de mineral con riqueza en CaCO3 del 80% en peso que se necesitará para obtener 320 kgde CaCl2.

b) Volumen de ácido clorhídrico comercial del 36% de riqueza en peso y densidad 1,18 g/mL, necesariopara ello.

a) La ecuación ajustada correspondiente a la reacción es:CaCO3 + 2 HCl CO2 + CaCl2 + H2O

Conocemos una cantidad concreta de algún reactivo o producto lo que permite realizar cálculos con sencillos factores de conversión(el cálculo es guiado y claro):

b)

Control 3-2: Propiedades sustancias y formulación-1

1) Explica la geometría de la molécula H2CO3 y señala el tipo de hibridación del átomo central.

2) Señala cuáles de las siguientes sustancias serán solubles en agua explicando la razón:a) Óxido de silicio(lV) b) Tribromoborano c) Sulfuro de plata d) Diyodo e) Etanol

3) Clasifica las siguientes sustancias en orden creciente de temperatura de fusión, explicando las

razones:Telururo de cesio Fluoruro de calcio sulfuro de hierro(lll) hidruro de berilio

4) Explica la posibilidad de conducción de la corriente eléctrica en las siguientes sustancias:a) Grafito b) Plomo c) Cianuro de escandio d) Óxido de nitrógeno(lll)

5) Explica el tipo de isomería existente en el compuesto 3-cloro-pent-2-eno.

6) Formula los siguientes compuestos:a) 3-isopropilhex-2-eno b) 1-metoxiciclohexa-1,4-dieno

c)

3-(p-hidroxifenil)butan-2-ona d) 2-etil-3-hidroxibutanal7) Nombra las siguientes sustancias:

a)

C6H5OCH3 b) CH2=CHCOCH3 c) CH3CCCH2CH(CH3)CH2Cld) O3Cl2 e) Na2O2

NOTA: Hay que escribir las fórmulas de todas las sustancias que se citan.

mineralkg360 CaCOkg80mineralkg100

CaCOkmol1CaCOkg100'09

CaClkmol1CaCOkmol1

CaClkg111'00CaClkmol1CaClkg320

33

3

23

22

2

comercialácidoL495 comercialácidokg1,18comercialácidoL1'00

HClkg36comercialácidokg100

HClkmol1HClkg36'47

CaClkmol1HClkmol2

CaClkg111'00CaClkmol1

CaClkg320

22

22


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EXAMEN GLOBAL TEMAS 1-2 bis – FORMULACIÓN INORGÁNICA CLÁSICA

1.- a) Explica la diferencia entre 12C y 14C. Señala el número de partículas subatómicas en cada unade las especies anteriores.

b) Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos X (Z = 35) e Y (Z = 37)c) Indica los números cuánticos que correspondan a los electrones de la capa de valencia.d) Compara la primera energía de ionización y la afinidad electrónica de ambos.e) Justifica el tipo de enlace que se formará cuando se combinen X – Y ó Y – Y.f) Escribe la configuración electrónica de los iones Cl- y K+.g) Razona cuál de los dos iones tendrá mayor radio.

2.- Calcula el número de átomos de hidrógeno que hay en:a) 20 g de sulfano.b) 20 mL disolución de ácido clorhídrico con riqueza 35% y densidad 1,19 g/mL.c) 20 L de una mezcla de amoniaco y dicloro a 2’00 atm de presión, temperatura de 27 ºC y

con un 20% en volumen del primero.

3.- Se desea preparar 1 litro de una disolución de ácido nítrico 0,2 M a partir de un ácido comercialde densidad 1’50 g/cc y 33’6% de pureza en peso. ¿Qué volumen deberemos tomar de la disolucióncomercial?.

4.- En la reacción del carbonato de calcio con ácido clorhídrico se producen dióxido de carbono,cloruro de calcio y agua. ¿Qué volumen ocupará el dióxido de carbono medido a 25 ºC y a una presiónde 770 mm Hg?.

5.- a) Escribe la ecuación química correspondiente a la reacción del hidróxido de cadmio con el ácidobórico.b) Se mezclan 100 mL de disolución de hidróxido de potasio 0’5 M con 5 mL de ácido sulfuroso dedensidad 1,26 g/mL contiene un 70% en peso del ácido. ¿Qué masa de sulfito de potasio se forma?.

Control 3-3: Global formulación

1.- Escribe la fórmula de las siguientes sustancias:a) Etilyodoarsano b) Seleniuro de plata c) Hidróxido de amoniod) Ácido hipofosforoso e) bis(tetraóxidobromato) de calcio f) Vanadato de hierro(lll)g) 1-etenilciclopenteno h) 3-fenil-pent-2-eno i) (Z)hex-3-en-1-ol

j) 3-fenoxihexano k) butano-1,2,4-tricarbaldehído l) ácido oxopropanodioicom) N,3-dimetilbutan-2-amina n) N,N,4-trietilhexanamida o) but-2-enonitrilo

2.- Nombra los siguientes compuestos o iones haciendo uso de la nomenclatura de adición:a)

Ácido nitroso b) Anión hidrógenocarbonatoc) Disulfato de cadmio d) Metaborato de cince) Manganato de potasio


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3.- Completa las siguientes ecuaciones químicas, nombrando todas las sustancias que intervienen en lasmismas:

a) O3Cl2 + H2O b) Y2O3 + H2O c) H3AsO4 + Pd(OH)4 d) CH3OH + HCOOH

e) C6H6 + HNO3

g) CH2=CHCH3 + H2O

Examen 3: Estructuras y propiedades de las sustancias. Formulación

1.- Pon un ejemplo de dos isómeros geométricos y dos ópticos, nombrándolos y representando sugeometría.

2.- Explica la geometría y la hibridación de los átomos centrales en los compuestos o iones:a) oxopropanal b) cianobenceno c) Ión hidrógenosulfito d) cloroalumano

3.- Nombra las siguientes sustancias:

a) Ca(HSO4)2 b) O3Br2 c) Zn(CN)2 d) NH2Cl e) NH4Cl f) CsOH g) RbMnO4 h) KHCOOSeñala cuáles son compuestos iónicos indicando los iones que lo componen.

4.- Pon dos ejemplos de compuestos, explicando la razón e indicando fórmula y nombre que:a) Tengan alto punto fusión y conduzcan la electricidad en estado líquido.b) Sean orgánicos y solubles en agua.c) Sean inorgánicos y solubles en CCl4.d) Sean isómeros de función con fórmula molecular C3H6O.e) Que tengan puntos de fusión y ebullición anormalmente altos comparados con sus homólogos.

5.- Nombra los siguientes compuestos utilizando la nomenclatura de adición:a) Bicarbonato de sodio b) Ácido dicrómico c) Yodato de magnesio d) Ácido silícico.

6.- Completa las siguientes reacciones escribiendo las ecuaciones y nombrando las sustancias queintervienen:

a) p-hidroxifenol + ácido acético b)

CH2=CHOCH3 + HCl c)

Óxido de estroncio + agua d) Ácido fosforoso + hidróxido de cadmio e) Tolueno + ácido nítrico

Control 4-1: Formulación y geometría molecular. 1er y 2º principios Termodinámica

1) Formula o nombra los siguientes compuestos:a) PHOHCl b) Hidrógeno sulfito de escandio c) CH3CONHCH3 d) Manganato de plata e) CdO2 f) Bromato de calcio g) Zn(HS2O7)2 h) (E)-1,2-difenilpropeno i) (NH4)2SiO3

j) etanoato de ciclohexilo

2) Nombra las siguientes sustancias utilizando la nomenclatura de adición, representa sus estructuras Lewis ydetermina su geometría de acuerdo a la TRPECV:

a) HNO2Cl b) GeH2CH3F


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3) Comenta las siguientes afirmaciones explicando si son ciertas o no:a) Todas las reacciones donde G < 0 son muy rápidas.b) La entalpía estándar de formación y la entropía del mercurio líquido tienen valor cero.c) En la reacción de formación de agua líquida, el calor de reacción a presión constante es mayor que el calor

de reacción a volumen constante.

3a) Determina la variación de entalpía estándar para la reacción (a 25 ºC):Metano + dicloro clorometano + clorano

3) Determina la energía media del enlace C-H a 25 ºC.DATOS:

Entalpías de formación estándar en kJ/mol: Metano (-78’4) clorometano (-82’0) clorano (-92’3)Energías medias de enlaces en kJ/mol: Cl-Cl (243) Cl-C (339) Cl-H (432)

4a) Haz un esquema del ciclo de Born - Haber para el cloruro de sodio.4b) Calcula la energía reticular de dicha sal a partir de los siguientes datos:

Entalpía de sublimación del sodio = 108 kJ/molEntalpía de disociación del cloro = 243'2 kJ/molEntalpía de ionización del sodio = 495'7 kJ/molAfinidad electrónica del cloro = -348'0 kJ/molEntalpía de formación del cloruro de sodio = -401'8 kJ/mol

5a) Calcula la variación de energía libre, para las siguientes reacciones, utilizando los datos tabulados:2 NaF(S) + Cl2 (G) F2 (G) + 2 NaCl(S) PbO(S) + Zn(S) Pb(S) + ZnO(S)

5b) Analiza la espontaneidad de ambos procesos.NaF NaCl PbO ZnO Cl2 F2 Zn Pb

HoF(kJ/mol) -569 -411 -276 -348 -- -- -- --So (J/K.mol) 58,6 72,4 76,6 3,9 223,0 202,7 41,6 64,8

Examen global tema 4: Termodinámica, cinética y equilibrio químico

1) Explica el ciclo de Born Haber para el sulfuro de cesio e indica cómo se determina la energíareticular de dicho compuesto.

2) En condiciones estándar, en la combustión de 1 g de CH3CH2OH se desprenden 29’8 kJ y en lacombustión de 1 g de CH3COOH se desprenden 14’5 kJ. Calcula la variación de entalpía estándar parala reacción: CH3CH2OH + O2 CH3COOH + H2O.

3) Analiza la variación de entropía estándar y la variación de energía libre en los siguientes procesos:a) cloruro de hidrógeno + amoniaco cloruro de amonio H < 0b) carbonato de calcio óxido de calcio + dióxido de carbono H > 0

4) En el estudio de una reacción química en la que aA + bB Productos se observa que:

Al duplicar la concentración de A, manteniendo la concentración de B constante, la velocidades ocho veces la velocidad inicial.

Al triplicar la concentración de B, manteniendo la concentración de A constante, la velocidadinicial de reacción se triplica.


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Basándote en estos datos:a) Calcula el orden de reacción respecto a los componentes A y B y el orden total.b)

Unidades que presenta la constante de velocidad en esta reacción.

5) Considera el siguiente sistema en equilibrio:aA(s) + bB(g) + cC(g) dD(g) H > 0Explica razonadamente:

a) ¿Cuándo serán iguales Kc y Kp?.b) ¿Cómo evoluciona el sistema en caso de disminuir el volumen a T constante?c) ¿Qué temperatura interesa para conseguir una mayor cantidad de producto?.

6) En un matraz de 2’00 L, en el que se ha practicado previamente el vacío, se introducen 0’50 molesde COCl2 y se calienta a 900 ºC, estableciéndose el equilibrio COCl2 CO + Cl2 . Sabiendo que aesa temperatura el valor de Kc es 0’083 determina:

a) Presión final del recipiente.

b) Grado de disociación del COCl2 en esas condiciones.¿Qué le ocurre al grado de disociación al añadir gas helio a la mezcla en equilibrio?.

Examen global tema 5: Equilibrios iónicos en disolución

1) Justifica el carácter ácido, básico o anfótero de las siguientes especies químicas:a) Ión hidrógenocarbonato b) Ión Al3+ c) Agua

2) Explica cómo resulta el pH de las disoluciones de:a) Metilamina b) Perclorato de amonio c) Metanonitrilo

3) Determina el pH de:a) Disolución formada al mezclar 100 mL HCl 0’5 M + 100 mL HF 0’5 Mb)

Una disolución 0’05 M de hidróxido de litioc) Una disolución saturada de de hidróxido de plata (pPs = 7’8)d) Una disolución 0’1 M de ácido nitroso (pKa = 3,35)e)

Una disolución de amoniaco 0’03 M que se encuentra disociada en un 2’4%.

4) Se valoran 25 mL de una disolución de ácido yódico con hidróxido de sodio 0’2 M gastándose 18’4mL de está última para llegar al punto de equivalencia.

a) Escribe la ecuación de neutralización y determina la concentración del ácido.

b) ¿Cómo resulta el pH en el punto de equivalencia?.

5) Se prepara una disolución reguladora disolviendo 20 g de ácido benzoico y 20 g de benzoato sódicohasta formar 250 mL de disolución.

a) Explica la función reguladora de la mezcla.b)

Determina el pH de la disolución formada. (pKa ácido benzoico = 4,18)


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Examen global tema 4 bis: Termodinámica, cinética y equilibrio químico

1.- Escribe el ciclo de Born-Haber para el el ioduro de calcio. ¿Cómo varía la entropía en la formaciónde un cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso?.

2.- Justifica si en determinadas condiciones de temperatura puede ser espontánea una reacciónquímica que es exotérmica y en ella disminuye el desorden.

3.- Calcula el calor de formación a presión constante, en condiciones estándar y en kJ/mol, delmetano, a partir de los siguientes datos:

Ho de formación del dióxido de carbono : -393,5 kJ/mol Ho de formación del agua : -285,8 kJ/mol Ho de combustión del metano hasta dióxido de carbono y agua: -890,4 kJ/mol

4.- Considera el siguiente sistema en equilibrio:

SO3(g) SO2(g) + 1/2 O2(g) ∆H > 0a) Dibuja el proceso en un diagrama energético. ¿Qué energía de activación es mayor, la directa

o la inversa?.b)

Para evitar la descomposición del SO3, ¿bajas temperaturas o altas temperaturas?.c) ¿Cómo varían las constantes cinéticas k?. Explica por qué un catalizador no afecta a la

constante de equilibrio K.

5.- El yoduro de amonio sólido se descompone en amoniaco y yoduro de hidrógeno, gases, según laecuación: NH4I(s) NH3(g) + HI(g) A 673 K la constante de equilibrio Kp es 0’215 atm2 . En un matraz de 5’00 litros se introducen 15 g

de NH4I sólido y se calienta a esa temperatura hasta que se alcanza el equilibrio. Calcula la presióntotal dentro del matraz, en el equilibrio. ¿Cuántos gramos de sal se habrán descompuesto?.

6.- ¿Qué compuesto es más soluble en agua, el hidróxido de cobre (ll) o el fosfato de hierro(lll)?.Expresa la solubilidad en g/L.

Datos pPs: hidróxido de cobre (ll): 20’0 fosfato de hierro(lll): 21’9

Examen global temas 3-4

1.- Formula y nombra las siguientes sustancias:

a) Dicromato de potasio b) Hidróxido de cinc c) Sulfuro de antimonio(V) d) Nitrito de cadmioe) Ácido perbrómico f) Hidrógenofosfito de magnesio g) CH3-CO-CCl3 h) CuSO3 i) CH3COOCH3

j) Mn2O7 k) HIO l) (CH3)2C=CH-CHOH

2.- Completa, formula y ajusta las siguientes ecuaciones químicas:a) ácido (Z)-oct-5-enoico + but-3-en-1-ol b) benceno + ácido nítrico c) ácido 2-cloropropanoico + amoniaco 2-cloropropanamida + agua


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3.- Explica la estructura, geometría y tipos de hibridación presente en el compuesto ETANOATO DEMETILO y en el anión NITRATO.

4.- ¿Qué cantidad de energía expresada en kJ se desprende al quemar 40 g de prop-2-enal?.

DATOS ENERGÍAS DE ENLACE (kcal/mol):C-H C-C C=C C=O C-0 O=O O-H98 80 145 173 79 117 109

Dato: 1J = 0’24 cal

5.- Calcula la entalpía estándar de formación del óxido de cinc a partir de los siguientes datos deentalpías estándar:

ácido sulfurico (ac) + cinc (?) sulfato de cinc (ac) + dihidrógeno : -335,1 kJ

entalpía estándar de formación del agua : -571,6 kJ/mol ácido sulfúrico (ac) + óxido de cinc (?) sulfato de cinc (ac) + agua: -211,4 kJ

6.- En un depósito de 10 L se introducen 26,84 g de dióxido de carbono y 0,78 g de dihidrógeno. Seeleva la temperatura hasta 1250 ºC formándose monóxido de carbono y agua. Una vez alcanzado elequilibrio se encuentra que hay 0,35 moles de dióxido de carbono.a) ¿Cuál es el valor de la constante Kc?.b) Alcanzado el equilibrio se añaden 0,30 moles de hidrógeno. ¿Hacía donde se desplaza elequilibrio?. ¿Cuántos moles de hidrógeno quedarán una vez restablecido el nuevo equilibrio?.

EXAMEN GLOBAL TEMAS 5-6

1) ¿Cuál es el pH de 100 ml de agua destilada?. ¿Cuál sería el pH después de añadirle 0,05 mL de hidróxido depotasio 10 M?

2) Justifica el carácter ácido o básico de las disoluciones de:a) Cloroazano b) Cloruro de amonio c) hipobromito de sodio

3) Una disolución que contiene 1’0 moles por litro de ácido yódico tiene el mismo pH que otra que contiene 0’34moles por litro de ácido nítrico (ambas a 25 ºC). Calcula:

a) grado de disociación del ácido yódico en la primera disoluciónb) Constante de acidez del ácido yódicoc) ¿Qué le ocurre al grado de disociación y a la constante de acidez del ácido yódico cuando se le añade

disolución de ácido nítrico?.

4) a) Se desea neutralizar una disolución que contiene 0,15 moles de hidróxido de magnesio. Para ello se disponede ácido sulfúrico (MM = 98 g/mol) comercial del 98% en peso de pureza y 1,83 gcm 3 de densidad. ¿Qué volumendel mismo se gastará en la reacción de neutralización?.b) ¿Cómo es el pH en el punto de equivalencia de una neutralización de ácido clorhídrico con hidróxido de amonio?

5) En medio ácido, el ion cromato oxida al ion sulfito obteniéndose Cr3+ y sulfato.a) Ajusta la ecuación iónica por el método del ion-electrón.b) Si 25 mL de una disolución de sulfito de sodio reaccionan con 28’1 mL de disolución 0’088 M de

cromato de potasio, calcula la molaridad de la primera.


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6) Dos cubas electrolíticas, conectadas en serie, contienen una disolución acuosa de nitrato de plata, la primera, yuna disolución acuosa de ácido sulfúrico, la segunda. Al pasar cierta cantidad de electricidad por las dos cubas sehan obtenido, en la primera, 0’090 g de plata.Calcula: a) La carga eléctrica que pasa por las cubas. b) El volumen de H2 , medido en condiciones normales, que seobtiene en la segunda cuba. Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Ag = 108; H = 1.

7) Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares Eº(Cl2 /Cl–) = 1’36 V y Eº(Cu2+/Cu) = 0’34V: a) Escribe la reacción global de la pila que se podría construir. b) Indica cuál es el cátodo y cuál el ánodo ycuál es la fuerza electromotriz de la pila, en condiciones estándar.

CONTROLES Y EXÁMENES CURSO 2011/12

Control 1-1: Conceptos básicos generales y fórmulas. Gases. Disoluciones

1.- Comenta las siguientes afirmaciones explicando cuáles son correctas y cuáles no:

a) Todos los átomos de una sustancia elemental son iguales.b) En 10 L de oxígeno hay doble número de moléculas que en 5 L de nitrógeno.c) El vidrio es un sólido cristalino.

2.- Determina la masa de hierro que puede obtenerse a partir de:a) 150 g de Fe2(SO4)3 Sol 41,9 gb) 200 g de un mineral con un 80% en peso de FeS Sol 102 g

3.- El análisis elemental de 33,0 mg de un compuesto desconocido da el siguiente resultado: 21,60 mg de carbono 3,00 mg de hidrógeno 8,40 mg de nitrógeno.

Por otro lado, si se vaporizan 11,0 mg del compuesto ocupan 2,53 ml medidos a 27ºC y 740 mm de Hg. Determinala fórmula molecular del compuesto. Sol C6H10N2

4.- Se diluyen 200 mL de una disolución acuosa al 35% de HCl y densidad 1,180 g/mL hasta un volumen de 1'000L. a) Calcula la molaridad de la disolución resultante. Sol 2,3 Mb) Sabiendo que la densidad de la disolución resultante es de 1,040 g/mL determina la masa de agua que se haañadido.

5.- Se mezclan 50 mL de etanol puro (CH3CH2OH densidad a 20 ºC = 0,789 g/mL) con 50 mL de aguadestilada y se obtienen 96 mL de mezcla. Posteriormente se diluyen 20 mL de esta mezcla hasta 250 mL.Determina la molaridad de esta última disolución.

6.- Un recipiente de 20'0 litros contiene una mezcla gaseosa, a la temperatura de 20 ºC y a la presión de 2'00atm, con la siguiente composición en peso:

20% de amoniaco (NH3) 50% de dihidrógeno 30% de dinitrógeno

a) Calcula la presión parcial de cada gas.b) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en la mezcla?

7.- Se dispone de una mezcla gaseosa formada por dinitrógeno, oxígeno y dióxido de carbono. Un análisis sobrela composición de la misma señaló que su contenido en peso era del 49% de nitrógeno y el 40% de oxígeno.Expresa la composición volumétrica de la mezcla.


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Examen global bloque 1: Básicos. Gases. Disoluciones. Reacciones

1a.- Determina el número de átomos que hay en 1'00 L de H2S en condiciones normales.

1b.- Determina la masa de una molécula de H2S expresada en gramos.1c.- Determina el número de átomos de oxígeno que hay en 100 g de clorato de potasio (KClO3).

2.- Se queman 2'00 g de ácido oxálico dando lugar a 1'96 g de dióxido de carbono y 0'40 g de agua. Sabiendo quela masa molecular del ácido oxálico es 90 g/mol, determina la fórmula molecular del ácido oxálico.

3.- Se mezclan 100 cc de disolución de ácido fosfórico (H3PO4) cuya riqueza es del 40% y densidad 1'25 g/cc con200 cc de otra disolución del mismo ácido que tiene una riqueza del 20% y una densidad de 1,12 g/cc. Calcula laconcentración en % en peso y la molaridad de la disolución resultante (haz las suposiciones que creas necesarias ylos comentarios oportunos).

4.- Para determinar la riqueza de una partida de cinc se tomaron 50 g de muestra y se trataron con ácidoclorhídrico (disolución acuosa de HCl) del 37 % en peso y 1’18 g/mL de densidad, consumiéndose 126 mL de ácido.La reacción de cinc con ácido produce hidrógeno molecular y cloruro de cinc (ZnCl2) . Calcula:

a) La molaridad de la disolución de ácido clorhídrico.b) El porcentaje de cinc en la muestra.

5.- En un recipiente de 1’00 L de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 0’37 molesde metanol (CH3OH) a 20 ºC. Se cierra el recipiente y se produce la descomposición del metanol en dihidrógeno ymonóxido de carbono. Calcula:

a) Presión parcial de cada gas cuando la presión total del recipiente es 12’00 atm.b) Grado de reacción en ese momento (porcentaje de descomposición).

Control 2-1: Modelos atómicos y configuraciones electrónicas. Gases y reacciones

1.- Las sales de potasio se reconocen por el color violeta que producen en ensayos a la llama. Este color es elresultado de la suma de dos radiaciones, una de 405 nm y otra de 767 nm. Explica el origen de estas radiaciones.

2- La energía necesaria para arrancar un electrón de cierto metal es de 7,8 . 10 -19 J (es el llamado trabajo deextracción). ¿Se podrán arrancar electrones del metal con una radiación de 1.800 Å? (Efecto fotoeléctrico)

3.- Explica la diferencia entre la órbita del modelo de Bohr y el concepto actual de orbital. ¿Qué aspectos delmodelo de Bohr siguen siendo útiles?

4.- Señala el conjunto de números cuánticos válidos para los electrones del subnivel 4d.

5.- Explica el principio de Pauli y su importancia en Química.

6.- Escribe la configuración electrónica de los siguientes átomos o iones y dibuja el diagrama de Hund del últimonivel de los átomos que aparecen:

Na Al3+ Sn S=

7.- Señala el periodo y el grupo del elemento cuyos átomos tienen la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7. Explica la respuesta basada en la configuración.


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8.- Un recipiente de 5’00 L contiene una mezcla de hidrógeno y oxígeno a la temperatura de 125 ºC y presión totalde 2,00 atm con un 30% en peso de hidrógeno. Se hace reaccionar la mezcla quedando el agua en estado gaseoso.Determina:

a) Composición de la mezcla inicial en volumen y presión parcial inicial de cada gas.b) Presión total del recipiente cuando ha reaccionado un 60% del reactivo limitante.

DATOS: c = 2,998 . 108 m/s h = 6,626 . 10-34 J . s R = 0’082 atm.L.mol-1K-1

Examen 2: Modelos Atómicos. Configuraciones electrónicas. Propiedades Periódicas

1a.- Explica el segundo postulado de Bohr y justifícalo de acuerdo a la hipótesis de De Broglie.1b.- ¿Cómo surge el concepto de orbital?.1c.- Explica el origen de las radiaciones X (Rayos Roentgen).1d.- Indica los valores de números cuánticos para los electrones 3p3.

2a.- ¿Por qué no pueden ubicarse 7 electrones en el subnivel 3p?.2b.- ¿Qué subnivel es más energético, el 4s o el 3d?.2c.- ¿Cuántos electrones caben el nivel 4?.2d.- Escribe la configuración electrónica de los átomos de sodio, magnesio, selenio y cromo.

3a.- Compara los radios de las siguientes especies químicas: Ne, Na+ y F-.3b.- Compara la primera energía de ionización de sodio y magnesio. Compara la segunda energía de ionización de losmismos átomos.3c.- Define la afinidad electrónica y compara la de los elementos con número atómicos 2, 11 y 17.3c.- Explica por qué el elemento Z = 17 es más electronegativo que el Z = 20. ¿Cuál es el tipo de enlace que debedarse entre ambos?.

Examen global temas 1 y 2

1.- Una disolución de ácido sulfúrico H2SO4 de densidad 1,066 g/mL contiene un 10% en peso del ácido. Calcula elvolumen que se necesita de la misma para preparar 500 mL de disolución de H2SO4 0,5 M.

2.- El aluminio reacciona con el cloruro de hidrógeno, dando cloruro de aluminio y dihidrógeno. Se hacen reaccionar90 g de una muestra de aluminio de 80% de pureza con ácido clorhídrico (disolución de cloruro de hidrógeno enagua). Calcula el volumen de hidrógeno gaseoso obtenido medido a 20 C y 700 mm Hg.

3.- Un recipiente de 10 L contiene propano y oxígeno a 25 C y 3’00 atm con un porcentaje molar del primero del

35%. Se hace reaccionar la mezcla para la combustión del propano. Determina la presión del recipiente cuando hareaccionado el 60% del reactivo limitante suponiendo que el agua se encuentra en estado líquido.

4.- a) Escribe la estructura electrónica en estado fundamental de los átomos de los siguientes elementos: Boro,Oxígeno, Nitrógeno, Cloro, Azufre, Fósforo y Flúor.b) Compara la primera energía de ionización y la afinidad electrónica de los mismos.

5- Sean los elementos de números atómicos 8, 36, 35 y 20.a) Explica la variación del radio atómico y clasifícalos en orden creciente.b) Ordénalos en función de la electronegatividad de los mismos. Explica la razón.


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Control 3-1: Estructura y geometría molecular

1a.- Escribe las estructuras Lewis de las siguientes especies químicas:a) HNO3 b) CO32- c) BeF2 d) H3O+ e) NO2

1b.- Explica la geometría de las especies anteriores haciendo uso del modelo de repulsión de los pares deelectrones de la capa de valencia.1c.- Señala la hibridación del átomo central en cada una de ellas.

2.- ¿Tienen la misma geometría las moléculas de trifluoruro de nitrógeno y de trifluoruro de boro?. Explica larazón y señala la hibridación del átomo central en cada caso.

3.- En la figura se representan dos posibles estructuras moleculares para la cianamida.a) ¿Son compatibles con los electrones disponibles?b) ¿Cuál es la estructura más probable?c) Señala la hibridación de los átomos en la estructuramás probable?

Examen QUÍMICA ORGÁNICA

1a) Escribe dos isómeros de función con fórmula molecular C3H6O y nómbralos.1b) ¿Qué tipo de isomería presenta el ácido hex-2-enoico?. Dibuja y nombra los isómeros.1c) Explica el tipo de isomería que tiene el compuesto que se obtiene al hacer reaccionar but-1-eno con HBr ynombra los dos isómeros que se obtienen.

2.- Formula los siguientes compuestos y dibuja las moléculas explicando la hibridación de los átomos que los

componen:a) But-2-enal b) Benzamida c) Metoxietano d) Anilina

3.- Completa las siguientes reacciones y señala el tipo al que pertenecen, formulando y nombrando todos loscompuestos orgánicos que intervienen en las mismas:

a) Oct-4-en-2-ol + O2 b) Compuesto A + Compuesto B 3-metilpentanoato de but-2-ilo + aguac) 3-(1-metiletil)hex-2-eno + H20 (en medio ligeramente ácido) d) Benceno + HNO3

4.- Formula los siguientes compuestos:a) p-iodotolueno b) 1-fenilhexan-2-ona c) ácido 1,2-bencenodicarboxílico

d) ácido-3-oxopentanodioico e) etanoato de fenilo f) N,3-dimetilbutan-2-aminag) 3-oxopentanamida h) 4-hidroxi-3-metoxibenzaldehidoi) ciclopropanocarbonitrilo

5.- Nombra los siguientes compuestos:a) CH2OHCH2CH2OH b) CH3OCH(CH3)CH=CHCH3 c) CH2=CHOCH3 d) CH3NHCH2CH3 e) CH3CONH2 f) C6H5OCH3

Examen 3 Estructuras y propiedades de las sustancias. Formulación


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1.- Representa la estructura Lewis de la urea, (NH2)2CO, y explica la geometría de la molécula basándote en elmodelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia y dibujando la molécula. Señala la hibridación delos átomos.

2.- Formula y nombra un compuesto con isomería óptica de fórmula molecular C2H5ClO. Dibuja el isómero (R).

3.- Representa las estructuras moleculares y/o iónicas de las siguientes sustancias y nombra los compuestosutilizando la nomenclatura de adición:

a) Hidrógenocarbonato de sodio b) Ácido crómico c) Bromito de calcio d) Ácido fosforoso

4.- Completa las siguientes reacciones escribiendo las ecuaciones y nombrando las sustancias que intervienen:f) o-hidroxifenol + ácido fórmico g) CH2=CHOCH3 + HCl h) Óxido de bario + agua i) Dicloruro de pentaoxígeno + agua

j) Benceno + ácido nítrico k) Propan-2-ol en medio fuertemente ácido l) Eteno + clorano

5.- Nombra las siguientes sustancias:a) Mg(HSO4)2 b) O3I2 c) Zn(CN)2 d) NHBr2 e) NH4Cl f) RbOH g) CuMnO4

Señala cuáles son compuestos iónicos indicando los iones que lo componen.

6.- Explica:a) La conductividad eléctrica del hidrogenosulfuro de litio.b) La solubilidad en agua del o-metilfenol.c) La solubilidad en tetracloruro de carbono del etano.d) Por qué el hexano es líquido en CN y el butano es gas.

e) Por qué el CO2 es gaseoso en CN y el SiO2 es sólido.f) Por qué el yoduro de cesio es más soluble en agua que el yoduro de sodio.g) Por qué el sulfato de potasio es frágil y el hierro no.h) Por qué el fluorano es sólido en CN y el clorano es gas,

Examen 3 bis Formulación y propiedades de las sustancias

1.- Formula o nombra las siguientes sustancias:1a) Peróxido de rubidio 1b) Hidrogenocarbonato de calcio 1c) Butanona1d) BeH2 1e) HClO4 1f) CH3CONH2 2a) Nitrito de plata 2b) Hidróxido de magnesio 2c) 1,1-Dicloroetano

2d) MoO3 2e) Ca3(PO4)2 2f) CH2OHCH2OH3a) Peróxido de hidrógeno 3b) Hidrogenosulfito de cobre (II) 3c) 2,2,4-trimetilpentano 3d)KClO4 3e) Fe(OH)2 3f) CH3COOH4a) Sulfito de potasio 4b) Hidróxido de estroncio 4c) Ciclobutano4d) NaClO 4e) CO2 4f) CH3NHCH3

2.- a) Explica la diferencia en la solubilidad en agua del sulfuro de sodio y del cloruro de cesio.b) Explica la solubilidad en agua del azano y del borano basándote en la estructura molecular de las sustancias. c) Explica por qué una disolución acuosa de nitrato de cobre(ll) conduce la electricidad.d) Explica por qué el punto de fusión del etano es bajo.


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3.- Dadas las siguientes sustancias: Cu, CaO, I2, KCl, y H2O indica razonadamente:a) Tipo de enlace que presenta cada una.b) ¿Qué tipo de interacción hay que vencer para fundirlas cuando están en estado sólido?c) Explica la conductividad eléctrica de las sustancias.

d) ¿Cuál será una sustancia maleable y dúctil?.e) ¿Cuál es un sólido que sublima fácilmente?.

4.- Nombra y escribe la fórmula desarrollada de cada uno de los siguientes compuestos señalando el grupofuncional que presentan:

a) CH3CH2CHOb) CH3CH2CONH2 c) CH3CH2COOCH2CH3

5.- Escribe y nombra un compuesto que se ajuste a las siguientes condiciones:a) Un alcohol primario de cuatro carbonos conteniendo átomos con hibridación sp2.b) Un aldehído de tres carbonos conteniendo átomos con hibridación sp.c) Un ácido carboxílico de tres carbonos que no contenga carbonos con hibridación sp3.

6.-. Escribe las ecuaciones de disociación iónica de los siguientes compuestos:a) Sulfato de berilio b) Hidrógenodicromato de plata c) Ácido hiposelenioso d) etanol

Control 4-1: Primer y segundo principio de Termodinámica Química

1a) ¿Qué es un sistema termodinámico?1b) ¿Qué es una función de estado?. ¿Es el trabajo una función de estado?.1 c) Para la reacción Óxido de hierro(lll) + Aluminio → Óxido de aluminio + Hierro

¿Qué valor será mayor, el calor medido a presión constante o el calor medido a volumen constante?.2.- Dada la reacción: Sulfano + Óxido de azufre(IV) → Agua + Azufre

1) Calcula la variación de entalpía de esta reacción.2) Determina para qué valores de T este proceso es espontáneo.

DATOS:Sustancia ΔHºf kJ/mol Sº J.mol-1K-1 Sulfano -20’63 205’8Óxido deazufre(IV)

-296’8 248’2

Agua -285’8 69,9Azufre 31,8

3.- Dada la reacción 2H(G) → H2 (G) explica, de forma razonada, cómo afecta la temperatura a la espontaneidadde la reacción.

4. – Escribe el ciclo de Born Haber para el bromuro de potasio explicando cada uno de los procesos que hay queefectuar y analizando la variación energética de cada uno de ellos. ¿Cómo se puede determinar la energía reticularde dicha sal aplicando la ley de Hess?.

5.- Calcula la entalpía de hidrogenación del buta-1,3-dieno para dar butano a 25 ºC y en condiciones estándar:a) A partir de la entalpía de formación del agua y de las entalpías de combustión del buta-1,3-dieno y del butano.b) A partir de las entalpías de enlace.


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Datos:ΔHºc buta-1,3-dieno = −2540’2 kJ/mol, ΔHºc butano = −2877’6 kJ/mol, ΔHºf agua=−285’6 kJ/mol.Entalpías de enlace en kJ/mol: (C−C) = 348’2; (C=C) = 612’9; (C−H) = 415’3; (H−H) = 436’4.

6.- En Andalucía se encalan las casas con cal, que se obtiene por el apagado de la cal viva (roca con óxido de calcio)con agua, según la reacción: Óxido de calcio + agua Hidróxido de calcio

¿Cuánto calor se desprende a presión constante al apagar 250 kg de cal viva con el 90 % de riqueza en óxido decalcio?Datos: ΔHºf óxido de calcio = − 635’1 kJ/mol, ΔHºf agua = − 285’8 kJ/mol,ΔHºf hidróxido de calcio = − 986’0 kJ/mol. Masas atómicas (en g/mol): Ca = 40’1 ; O = 16’0.

Examen Tema 4: Termoquímica, cinética y equilibrio químico

1.- a) Representa el ciclo de Born-Haber para el fluoruro de litio.b) Calcula el valor de la energía reticular del fluoruro de litio sabiendo:

Entalpía de formación del [LiF(s)] = –594’1 kJ/molEnergía de sublimación del litio = 155’2 kJ/molEnergía de disociación del F2 = 150’6 kJ/mol1ª Energía de ionización del litio = 520’0 kJ/molAfinidad electrónica del flúor = –333’0 kJ/mol.

2.- Cuando un mol de alcohol metílico se quema a 298 K y VOLUMEN CONSTANTE se desprenden 723’5 kJ.a) Escribe la ecuación química correspondiente al proceso y calcula el valor de la entalpía de combustión

del alcohol metílico.b) Calcula la entalpia de formación estándar del metanol partiendo del dato del apartado anterior y

sabiendo que las entalpías estándar de formación del agua y del dióxido de carbono son –284,7kJ/mol y –391,9 kJ/mol respectivamente.

3.- Determina el margen de temperaturas para la espontaneidad del siguiente proceso:N2 + Oxígeno Monóxido de nitrógeno a partir de los siguientes datos:Entalpía estándar de formación del NO (90 kJ/mol)Entropías en condiciones estándar (en J/mol.K): N2 (190) oxígeno (204) Monóxido de nitrógeno (210)

4.- Considera el siguiente sistema en equilibrio:Óxido de azufre (Vl) SO2(g) + Oxígeno ∆H > 0

d) Dibuja el proceso en un diagrama energético. ¿Qué energía de activación es mayor, la directa o la inversa?e) Explica hacia dónde se desplaza el equilibrio al aumentar la presión total.f) Para evitar la descomposición del óxido de azufre (Vl), ¿bajas temperaturas o altas temperaturas?.g) ¿Cómo varían las constantes cinéticas k?. Explica por qué un catalizador no afecta a la constante de

equilibrio K.

5.- El yoduro de amonio sólido se descompone en amoniaco y yoduro de hidrógeno:A 673 K la constante de equilibrio Kp es 0’215 atm2 . En un matraz de 5 litros se introducen 15 g de yoduro deamonio sólido y se calienta a esa temperatura hasta que se alcanza el equilibrio. Calcula:

a) La presión total dentro del matraz, en el equilibrio.b) La composición volumétrica de la mezcla gaseosa en el equilibrio.c) La masa de yoduro de amonio que queda sin descomponer una vez alcanzado el equilibrio.

Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: H = 1; N = 14; I = 127.


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Examen Global Temas 3 y 4:

1a.- Formula o nombra los siguientes compuestos:1) Hidróxido de níquel (lll) 2) Fosfato de calcio 3) Sulfato de amonio4) KNO3 5) CaHPO3 6) BeO2

1b.- Escribe y nombra un ejemplo de cada uno de los siguientes compuestos orgánicos:1) Amina primaria 2) Derivado halogenado del fenol 3) Cetona ramificada4) Ester del ácido benzoico 5) Alcohol secundario 6) Amida

2a.- Dibuja la geometría de la molécula HCC-BH-CH3 indicando tipo de hibridación de los distintos átomosimplicados.2b.- Explica el tipo de compuestos donde aparece isomería geométrica y pon dos ejemplos de isómerosgeométricos.2c.- Justifica las siguientes afirmaciones:

a) El diamante no conduce la electricidad y el hierro sí.b) El dicloro tiene un punto de fusión menor que el cloruro de cesio.c) El dióxido de carbono es una molécula apolar.d) El amoniaco tiene un punto de ebullición mayor que el etano.e) El hidruro de berilio no es soluble en agua.

3.- Escribe la ecuación correspondiente a la obtención de metano gaseoso a partir de átomos gaseosos de carbonoe hidrógeno.

a) ¿Representa ese proceso la ecuación de formación del metano?. Explica la respuesta y calcula cuántovaldrá la H del mismo. DATO: Energía de enlace C-H : 416 kJ/mol

b) Conociendo el dato anterior, el calor de sublimación del grafito (718 kJ/mol) y la energía dedisociación del dihidrógeno (436 kJ/mol), determina la entalpía de formación del metano.

4.- Un método para producir hierro metal consiste en hacer reaccionar el óxido de hierro(lll) con carbón

obteniéndose, además, dióxido de carbono. Analiza la espontaneidad del proceso y determina el margen detemperaturas adecuado.DATOS: ÓXIDO HIERRO(lll) CARBONO HIERRO DIÓXIDOCARBONOH0f (kJ/mol) -822’2 -393’5S0 (J/mol.K) 90’0 5’7 27’2 213’6

5) Se introduce en un recipiente de 10 litros una mezcla de 4 moles de dinitrógeno y 12 moles de dihidrógeno y seeleva la temperatura hasta 1000 C. En esas condiciones, se establece el equilibrio de formación del amoniaco deforma que la presión alcanza un valor de 152,6 atm.a) Calcula las constantes Kp y Kc a 1000 C.b) ¿Cuál es la composición volumétrica de la mezcla en el equilibrio?.

c) Señala en qué condiciones de presión y temperatura interesa trabajar para favorecer la formación delamoniaco sabiendo que el proceso es exotérmico.

Examen global tema 5

1.- Completa y ajusta las siguientes ecuaciones químicas:a) Bromuro de hidrógeno + hidróxido de cadmio b) Ácido hipocloroso + hidróxido de zinc c) Hidróxido de arsénico (ll) + ácido fosforoso d) Hidróxido de escandio + ácido nitroso


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2.- Una piscina que contiene 50 m3 de agua mantiene un pH de 8’20. Determina el volumen de ácido clorhídrico conun 37% en peso de ácido y una densidad de 1,19 g/mL que hay que añadir a las piscina para que el pH baje a 7’00.

3.- Calcula la solubilidad del yodato de calcio en agua expresada en g/L. Dato pPs = 6’15.

4.- En una disolución acuosa 0’01 M de ácido cloroacético, éste se encuentra disociado en un 31 %. Calcula:a) La constante de disociación del ácido.b) El pH de esa disolución.

5.- Explica cómo se prepara una disolución tampón. ¿Cómo se determina el pH de regulación?.

6.- Pon un ejemplo de disolución salina que produzca un pH ácido y otra que produzca un pH básico. Justifica lasrespuestas.

Examen global temas 5 y 6:

1.- A cierta temperatura el producto de solubilidad en agua del yoduro de plata es 8’3·10-17. Para esa temperatura,calcula la solubilidad molar del compuesto en:a) Agua. b) Disolución 0’1 M de nitrato de plata. c) Disolución de ácido yodhídrico de pH 2.

2.- Justifica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:a) Una base fuerte es aquella cuyas disoluciones acuosas son concentradas.b) El ácido conjugado de una base débil es fuerte.c) El pH de una disolución de nitrato de amonio es más alto que el pH de una disolución de carbonato de

sodio.

3.- A 25ºC una disolución acuosa de amoniaco contiene 0’17 g de este compuesto por litro y se encuentra disociado

en un 4’3 %. Calcula el pH de la disolución y la constante de equilibrio Kb.4.- Calcula el pH que resulta al añadir 5 mL de hidróxido de sodio 0'20 M a 30 mL de disolución acuosa de ácidoclorhídrico 0'10 M. Supón volúmenes aditivos.

5.- En disolución acuosa y en medio ácido sulfúrico el ión permanganato oxida al catión hierro (ll) a hierro (lll)convirtiéndose en ión manganeso (ll). Escribe y ajusta la reacción iónica por el método ión-electrón y escribe unaecuación molecular del proceso.

6.- Un método de obtención de cloro gaseoso se basa en la oxidación del cloruro de hidrógeno con ácido nítricoproduciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua.

a) Ajusta la reacción molecular por el método del ion-electrón.

b) Calcula el volumen de cloro obtenido, a 25ºC y 1 atm, cuando reaccionan 500 mL de una disoluciónacuosa 2'0 M de ácido clorhídrico con ácido nítrico en exceso, si el rendimiento de la reacción es del 80 %.

Examen global curso final mayo:

OPCIÓN A

1.- Formula o nombra los compuestos siguientes: a) Ácido hipobromoso b) Hidróxido de cobre (II) c) Ácido2-aminopropanoico d) CaO2 e) NaHCO3 f) CH2= CHCH2CHO


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2.- Dadas las siguientes sustancias: Cu, CaO, I2, indica razonadamente:a) Cuál conduce la electricidad en estado líquido pero es aislante en estado sólido.b) Cuál es un sólido que sublima fácilmente.c) Cuál es un sólido que no es frágil y se puede estirar en hilos o láminas.

3.- a) Representa las fórmulas desarrolladas de los dos isómeros geométricos de CH3CH=CHCH3 b) Escribe un isómero de función de CH3CH2CHOc) Razona si el compuesto CH3CH2CHOHCH3 presenta isomería óptica.

4.- Considera el siguiente sistema en equilibrio: 3 O2 (g) 2 O3 (g) ∆Hº = 284 kJRazona cuál sería el efecto de:

a) Aumentar la presión del sistema disminuyendo el volumen.b) Añadir O2 a la mezcla en equilibrio. c) Disminuir la temperatura.

5.- En la etiqueta de un frasco de ácido clorhídrico comercial se especifican los siguientes datos: 32 % en

masa, densidad 1’14 g/mL. Calcula:a) El volumen de disolución necesario para preparar 0’10 L de HCl 0’20 M.b) El volumen de una disolución acuosa de hidróxido de bario 0’50 M necesario para neutralizar los

0’10 L de HCl del apartado anterior.Masas atómicas en g/mol: H = 1'0; Cl = 35’5.

6.- En la valoración de una muestra de nitrito de potasio (KNO2) impuro, disuelto en 100 mL de aguaacidulada con ácido sulfúrico, se han empleado 5’0 mL de KMnO4 0’10 M. Sabiendo que se obtieneKNO3, K2SO4 y MnSO4:

a) Ajusta las ecuaciones iónicas y molecular por el método del ion-electrón.b) Calcula la riqueza en nitrito de la muestra inicial, si su masa era 0’125 g.

Masas atómicas en g/mol: K = 39; O = 16; N = 14.

OPCIÓN B

1.- Formula o nombra los compuestos siguientes: a) Dióxido de azufre b) Acido hipobromosoc) Buta-1,3-dieno d) Na2O2 e) BaCO3 f) CH3CH2CH2COCH3

2.- Considera las siguientes configuraciones electrónicas:

1) 1s22s22p7 2) 1s22s3 3) 1s22s22p5 4) 1s22s22p63s1 a) Razona cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli y señala a qué elementos pertenecen.

b) Compara la primera energía de ionización de los mismos.c) Justifica el estado de oxidación del ion más probable de ellos.

3.- Para las moléculas BF3 y CH3Cl:a) Establece su geometría mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de valencia.b) Razona si es una molécula polar.c) Explica la hibridación del átomo central.

4.- Justifica, mediante las reacciones correspondientes, el comportamiento de una disolución amortiguadoraformada por ácido acético y acetato de sodio, cuando se le añaden pequeñas cantidades de:

a) Un ácido fuerte, como HCl.


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b) Una base fuerte como KOH.

5.- Dada la reacción: 2 H2S (g) + SO2 (g) 2 H2O (l) + 3 S (s)a) Calcula la entalpía de esta reacción a 25 ºC en condiciones estándar.b) Analiza la espontaneidad de la reacción y el margen de temperaturas adecuado para ello.

Datos ∆Hºf en kJ.mol-1

: H2S(g) = −20’63 SO2(g) = −296’8 H2O (l) = −285’8Datos Sº en J.mol-1K-1 H2S(g) = 205’8 SO2(g) = 248’2 H2O(l) = 69’9 S(s) = 31’8

6.- En un recipiente de 2'0 L se introducen 2’1 mol de CO2 y 1’6 mol de H2 y se calienta a 1800 ºC. Una vezalcanzado el siguiente equilibrio: CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g) se analiza la mezcla y se encuentraque hay 0’90 moles de CO2. Calcula:

a) La concentración de cada especie en el equilibrio.b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.

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