Coleccion de Ejercicios Con Solucion

COLEGIO PARQUE QUÍMICA PAU Curso 2010-11 2º Bachillerato Nuria Antón Dorado PRÓLOGO Querido alumn@: Llegado este mom

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COLEGIO PARQUE QUÍMICA PAU Curso 2010-11

2º Bachillerato Nuria Antón Dorado

PRÓLOGO Querido alumn@:

Llegado este momento nos encontramos ante la recta final de una larga carrera que has ido recorriendo durante todos estos cursos. Dentro de poco deberás enfrentarte a las pruebas de acceso a la Universidad, ya sabes, a la temida Selectividad. La Selectividad es una prueba a la que se han de enfrentar la mayor parte de estudiantes que desean acceder a la Universidad. Para poder superarla con éxito es importante dominar los contenidos del examen pero, además, es importante no afrontar esta prueba con más ansiedad de la aconsejable. Así, muchos de vosotros pensaréis de cara al examen: "Me juego mi futuro en tres días”. Es frecuente plantearse la Selectividad como una cuestión de todo o nada, como la prueba que decidirá vuestro futuro o que puede malograr todo el historial académico que habéis obtenido hasta la fecha.

Lo primero que quiero trasmitirte es tranquilidad, no te dejes llevar por los nervios ni por el temor al examen; si has superado 2º de bachillerato, no tendrás ninguna dificultad en aprobarlo. Para ayudarte a preparar esta prueba a continuación te presento una colección de problemas y cuestiones que han salido en los exámenes de toda España desde el año 2001. Además la mayoría tienen la solución, lo cual te ayudará bastante. Como comprenderás es imposible resolverlos todos en clase, pues no disponemos de tiempo suficiente, por lo que tendrás que poner mucho de tu parte y trabajar parte en casa. Es bastante conveniente que a lo largo del curso, a medida que vas estudiando los temas, elabores una hoja resumen, en la cual aparezcan las principales leyes y fórmulas para resolver los problemas. Es un resumen totalmente personal, hazlo como quieras, como a ti te resulte más útil, escribe pequeñas notas, colorea, subraya… lo importante es que a ti te valga. Una vez elaborado, a la hora de ponerte a resolver un problema o cuestión tenlo delante y consúltalo cuantas veces sea necesario, se trata de que poco a poco vayas aprendiendo. Desde aquí quiero desearte la mayor suerte del mundo, mucho ánimo y confía en ti mismo, ya verás como gracias a tu esfuerzo y tesón: ¡APROBARÁS!

Nuria Antón Dorado

ÍNDICE: 1

TEMA 1: ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

3

1

TEMA 2: ESTRUCTURA ATÓMICA. SISTEMA PERIÓDICO 21

1

TEMA 3: ENLACE QUÍMICO

1

TEMA 4: ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 45

1

TEMA 5: CINÉTICA QUÍMICA

1

TEMA 6:EQUILIBRIO QUÍMICO

1

TEMA 7: REACCIONES DE TRASNFERENCIA DE PROTONES 94

1

TEMA 8: REACCIONES DE TRASNFERENCA DE ELECTRONES. ELECTROQUÍMICA 114

1

TEMA 9: QUÍMICA DEL CARBONO 135

35

66

71

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2002) ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 1.- Dada la siguiente reacción química: 2 AgNO3 + Cl2 N2O5 + 2 AgCl + ••• O2 Calcule: 1 2

Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3. El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20ºC y 620 mm de mercurio.

Datos: R = 0, 082 atm.L.K-1.mol-1 Masas atómicas: N = 14, O = 16, Ag = 108 Solución: a) 0,059 mol b) V = 0, 87 L 2.- En 0, 5 moles de CO2, calcule: 1 2 3

El número de moléculas de CO2 La masa de CO2 El número total de átomos

Datos: Masas atómicas: C=12, O=16 Solución: a) 3,01.1023 moléculas b) 22 g c) 9,03.1023 átomos 3.- El carbonato de calcio sólido reacciona con una disolución de ácido clorhídrico para dar agua, cloruro de calcio y dióxido de carbono gas. Si se añaden 120 mL de una disolución de ácido clorhídrico, que es del 26, 2 % en masa y tiene una densidad de 1, 13 g/mL, a una muestra de 40, 0 g de carbonato de cálcico sólido, ¿cuál será la molaridad del ácido clorhídrico en la disolución cuando se haya completado la reacción? (Suponga que el volúmen de la disolución permanece constante). Datos: Masas atómicas: C = 12 O = 16 Ca = 40 Cl = 35,5 H=1 Solución: 1,44 M 4.- Una bombona de gas contienen 27, 5 % dd propano y 72, 5 % de butano en masa. Calcule los litros de dióxido de carbono, medidos a 25ºC y 1, 2 atmósferas de presión, que se obtendrán cuando se quemen completamente 4, 0 g del gas de la bombona anterior. Datos: Masas atómicas: C=12 H=1 R = 0, 082 atm.L.mol -1.K-1

Solución: V = 5,6 L 5.- a) Calcular cuánto pesan 10 L del gas monóxido de carbono en condiciones normales. 1 Calcular cuántos átomos hay en esa cantidad de monóxido de carbono. Datos: Masas atómicas: C=12 O=16

Solución: a) 12,5 g b) 5,38.1023 átomos 6.- La tostación del mineral blenda (sulfuro de cinc) se produce según la reacción (sin ajustar): Sulfuro de cinc + oxígeno dióxido de azufre + óxido de cinc. Calcular: 1 Los litros de aire medidos a 200ºC y 3 atm necesarios para tostar 1 kg de blenda, con un 85 % de sulfuro de cinc. Se admite que el aire contiene un 20% de oxígeno en volumen. 2 Los gramos de óxido de cinc obtenidos en el apartado a). 3 La presión ejercida por el dióxido de azufre gas, obtenido en el apartado a), en un depósito de 250 litros a 80ºC. Datos: Masas atómicas: O=16 R = 0, 082 atm.L.mol-1.K-1

S= 32 Zn= 65, 4

Solución: a) V = 847 L b) m= 710,6 g ZnO c) P = 1,01 atm. 7.- Un compuesto orgánico contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se queman 15 g de compuesto se obtienen 22 g de dióxido y 9 g de agua. La densidad del compuesto en estado gaseoso, a 150ºC y 780 mm Hg, es 1, 775 g/L. Calcular la fórmula molecular del compuesto orgánico. Datos: Masas atómicas: H = 1, C =12, O = 16 R = 0, 082 atm.L/mol.K Solución: C2H4O2 8.- Un hidrocarburo saturado gaseoso está formado por el 80% de carbono. ¿cuál es su fórmula molecular si en condiciones normales la densidad es 1, 34 g/L? Solución: C2H6

9.- Si se parte de un ácido nítrico del 68% en peso y densidad 1, 52 g/mL: 1 ¿Qué volumen debe utilizarse para obtener 100 mL de ácido nítrico del 55% en peso y densidad 1, 43 g/mL? 2 ¿Cómo lo prepararía en el laboratorio? Solución: a) V = 76,2 mL b) Consultar libro de texto. 10.- Se valora una muestra de 3, 0 g de sosa caústica (formada por hidróxido de sodio e impurezas inertes), empleando como agente valorante una disolución de ácido sulfúrico 2,0 M. El punto final de la valoración se alcanza cuando se han consumido 13, 2 cm3 de ácido. 1 2

Escriba la reacción de neutralización que tiene lugar en la valoración. Calcule el porcentaje de hidróxido de sodio presente en la sosa caústica.

3

Describa el procedimiento de laboratorio que corresponde a esta valoración e indique y nombre el equipo necesario para llevarlo a cabo.

Datos: Masas atómicas: H=1; O=16; Na= 23, S=32 Solución: b) 70,3% en masa 11.- El cloro se obtiene en el laboratorio por oxidación de ácido clorhídrico con MnO 2, proceso del cual también se obtienen cloruro de manganeso (II) y agua. 1 2

Escriba la reacción que tiene lugar (convenientemente ajustada) Calcule el volumen de disolución de ácido clorhídrico de densidad 1, 15 g/cm 3 y 30% en masa que se necesita para obtener 10 L de gas cloro, medidos a 30ºC y 1, 02. 10 5 Pa.

Datos: Masas atómicas: H=1; Cl = 35, 5 R= 0, 082 atm.L/mol.K = 8, 31 J/K.mol Solución: b) V = 173,7 cm3 12.- En la combustión de 2, 37 g de carbono se forman 8, 69 g de un óxido gaseosos de este elemento. Un litro de este óxido, medios a 1 atmósfera de presión y a 0ºC, pesa 1, 98g. Obtenga la fórmula empírica del óxido gaseoso formado. ¿Coincide con la fórmula molecular?. Razona la respuesta. Solución: CO2 13.- a) El clorato de potasio se descompone por el calor en cloruro de potasio y oxígeno molecular. ¿Qué volumen de oxígeno, a 125ºC y 1 atm, puede obtenerse por descomposición de 148 g de una muestra que contiene el 87% en peso de clorato de potasio? b) ¿Cuántas moléculas de oxígeno se formarán?

Solución: a) V = 51,4 L b) 9, 48.1023 moléculas de O2 14.- Una disolución contiene 147 g de ácido sulfúrico a 1500 mL de disolución. La densidad de la disolución es 1, 05 g/mL. Calcule la molaridad, la molalidad, las fracciones molares de soluto y disolvente, y la concentración centesimal en peso de la disolución. Solución: M = 1 mol/L ; m = 1,05 mol / kg de disolvente; Xs = 0,0186 ; Xd = 0,9814, 9,3% 15.- En el laboratorio se puede obtener dióxido de carbono haciendo reaccionar carbonato de calcio con ácido clorhídrico; en la reacción se produce también cloruro de calcio y agua. Se quiere obtener 5 litros de dióxido de carbono, medidos a 25ºC y 745 mm de Hg. Suponiendo que haya suficiente carbonato de calcio, calcular el volumen mínimo de ácido clorhídrico del 32 % en peso y densidad 1, 16 g/mL que será necesario utilizar. Solución: V = 39,3 mL

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2003) ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 1.- Una disolución de HNO3 15M tiene una densidad de 1, 40 g/mL. Calcule: 1 2

La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO 3. El volumen de la misma que debe tomarse para prepara 10 litros de disolución de HNO 3 0, 05M

Datos: N =14 O = 16 H = 1 Solución: a) 67,5 % b) V = 33,3mL 2.- Calcule: 1 2 3

La masa, en gramos, de una molécula de agua. El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 gramos de agua. El número de moléculas que hay en 11, 2 litros de H 2 , que están en condiciones normales de presión y temperatura.

Datos: H =1 O =16 Solución: a) 2,99.10-23 g b) 1,33.1023 átomos de H c) 3,01.1023 moléculas de H2 3.- En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos: 36, 23% de masa de HCl, densidad 1, 180 g/cm3. Calcule: 1 2

La molaridad y la fracción molar del ácido. El volumen de este ácido concentrado que se necesita para preparar un litro de disolución 2 molar.

Datos: H = 1 Cl = 35, 5 Solución: a) 11,8 M; X = 0,22 b) V = 169 mL 4.- Sean dos depósitos de igual volumen A y B. En el depósito A hay monóxido de carbono gas a una presión y temperatura. En el depósito B hay dióxido de carbono gas a la misma presión y doble temperatura. Contestar razonadamente: 1 2 3 4

¿En qué depósito hay mayor número de moles? ¿En que depósito hay mayor número de moléculas? ¿En que depósito hay mayor número de átomos? ¿En que depósito hay mayor masa de gas?

C= 12 O=16 Solución: a) nA = 2 nB b) A doble que B c) más en A d) A>B 5.- El carbono reacciona a altas temperaturas con vapor de agua produciendo monóxido de carbono e hidrógeno. A su vez, el monóxido de carbono obtenido reacciona posteriormente con vapor de agua, produciendo dióxido de carbono e hidrógeno. Se desea obtener 89, 6 litros de hidrógeno medidos en condiciones normales. 1 2

Calcular los gramos de carbono y de vapor de agua necesarios si el vapor de agua interviene con un exceso del 50%. Si la mezcla gaseosa final se lleva a un depósito de 50 litros a 200ºC, calcular la presión parcial del dióxido de carbono.

H = 1 C = 12 O = 16 R = 0, 082 atm.L.mol -1.K-1 Solución: a) 24 g de C b) P = 1, 6 atm. 6.- El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: MnO2 + 4HCl →MnCl2 + H2O + Cl2 Calcule: 1 La cantidad de reacitivos necesarios para obtener 100 litros de cloro medidos a 15ºC y 720 mmHg 2 El volumen de ácido clorhídrico 0, 6M que habría que utilizar. Solución: a) 3,98 moles de MnO2 y 15,92 moles de HCl b) V = 26,53 L 7.- El “hielo seco” es dióxido de carbono sólido a temperatura inferior a –55ºC y presión de 1 atmósfera. Una muestra de 0, 050 g de hielo seco s coloca en un recipiente vacío cuyo volumen es de 4, 6 litros, que se termostata a la temperatura de 50ºC. 1 2

Calcule la presión, en atm, dentro del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en gas. Explique si se producen cambios de presión y en la cantidad de moles gaseosos si el experimento lo realizáramos termostatando el recipiente a 60ºC.

Solución: a) P = 6,6 .10-3 atm b) P’ = 6,8 .10-3 atm.

8.- Se desea preparar 250 cc de una disolución 0, 29 molar de ácido clorhídrico. Para ello, se dispone de agua destilada y de un reactivo comercial de dicho ácido, cuya etiqueta, entre otros, contiene los siguientes datos: HCl, densidad 1, 184 g/ml y 37, 5% en peso. 1 2

¿Cuántos mililitros del reactivo comercial se necesitarán para preparar la citada disolución? Explique cómo actuará para preparar la disolución pedida y el material utilizado.

Solución: a) V = 5,93 mL b) Consultar libro de texto. 9.- a) Calcule qué volumen de una disolución 1, 2 M de hidróxido de sodio hay que diluir hasta 500 cm 3 para obtener una disolución de concentración 4, 8 . 10 -2 mol.dm-3. b) Explique el procedimiento y los instrumentos de laboratorio que utilizaría para preparar esta disolución diluida. 1

Indique si habría que poner alguna advertencia de peligrosidad en el frasco de hidróxido de sodio y en caso afirmativo cual sería.

Solución: a) V = 20 cm3 b) Consultar libro de texto. c) Sí. Consultar libro de texto. 10.- Se quema una muestra de 0, 876 g de un compuesto orgánico que contiene carbono, hidrógeno y oxígeno, obteniéndose 1, 76 g de dióxido de carbono y 0, 72 g de agua. 1 2 3

Determine la masa de oxígeno que hay en la muestra. Encuentre la fórmula empírica del compuesto. El compuesto en cuestión es un ácido orgánico. Justifique de qué ácido se trata y dé su fórmula.

H = 1 C = 12 O = 16 Solución: a) m = 0, 316 g b) C2H4O c) Ácido butanoico o ácido 2-metilpropanoico 11.- Una fábrica produce cal (óxido de calcio) a partir de calcita, mediante la reacción: CaCO3 → CaO + CO2 Calcule la producción diaria de óxido de calcio si la fábrica consume 50 Tm de calcita del 85% de pureza en carbonato de calcio, y el rendimiento de la reacción es del 95%

Solución: m = 2,27.107 g de CaO. 12.- Considere una muestra de 158 gramos de trióxido de azufre a 25ºC (gas ideal) en un recipiente de 10 litros de capacidad. 1 2

¿Qué presión ejerce el gas? ¿Cuántas moléculas de oxígeno harían falta para ejercer la misma presión? ¿Qué masa de dióxido de azufre puede obtenerse de la descomposición de la muestra de trióxido de azufre si el rendimiento es del 85%?

Solución: a) P = 4,18 atm, 1,19.1024 moléculas. b) m = 107 g. 13.- Se hacen reaccionar 200 g de piedra caliza, que contiene un 60 por 100 de carbonato de calcio (trioxocarbonato (IV) de calcio), con un exceso de ácido clorhídrico, suficiente para que reaccione todo el carbonato. El proceso transcurre a 17ºC y 740 mmHg de presión. En dicho proceso se forma dióxido de carbono, cloruro de cálcio y agua. Calcular: 1 2

La masa de cloruro de cálcico obtenido. El volumen de dióxido de carbono producido en las condiciones de reacción.

R= 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 Solución: a) 133,2 g . b) V = 29,3 L. 14.- Describir (material, cálculos y procedimiento) cómo se prepararía en el laboratorio 100ml de disolución 0, 5M de HCl a partir de la disolución comercial ( 37% en peso y densidad 1, 19 g/ml). Solución: V = 4,16 mL del comercial 15.- Una muestra de 0, 560 g que contenía bromuro de sodio y bromuro potásico se trató con nitrato de plata acuoso, recuperándose todo el bromuro como 0, 970 g de bromuro de plata. 1 2

¿Cuál es la fracción de bromuro de potasio en la muestra original? ¿Qué volumen de disolución 1M de nitrato de plata es necesario para precipitar todo el bromo de la muestra?

Datos: Mm (NaBr) = 102,9; Mm (KBr) = 119; Mm (AgBr) = 178,8; Solución: a) X = 0,48 b) V = 5,17 m

Mm (AgNO 3) = 170

16.- Un gramo de un compuesto gaseoso de carbono e hidrógeno da por combustión 3, 30 g de anhídrido carbónico y 0, 899 g de agua. Sabiendo que la densidad de una muestra gaseosa del compuesto es 1, 78 g/l, en condiciones normales de temperatura y presión, indique si se trata de un hidrocarburo saturado o insaturado y escriba todos los isómeros posibles. C= 12 H=1 O=16 Solución: C3H4 (insaturado) 17.- Razone dónde habrá mayor número de átomos de oxígeno: en 20,0 gramos de hidróxido de sodio o en 5, 6 litros de oxígeno medidos a 0ºC y 2 atmósferas. R= 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 Na= 23 O=16 H=1 Solución: En O2. 18.- En un recipiente cerrado de 10 litros se introducen 4 g de oxígeno y 4, 5 g de helio a 35ºC. Calcule la presión total de la mezcla, la presión parcial de helio, la fracción molar de oxígeno y el % del volumen de ese recipiente que estará ocupado por el gas helio. Datos: R= 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 O=16 He=4 Solución: P = 3,1 atm; PHe = 2,8 atm ; XO2 = 0,1 ; 90% 19.- En la etiqueta de una botella de vinagre comercial se indica que la acidez es del 5 %, es decir, que contiene ese porcentaje en peso de ácido acético. Para comprobar si es cierto, vas a realizar una valoración ácio – base utilizando NaOH 0, 1 M. 1 2 3 4

Describe otras sustancias y aparatos que utilizarás. Explica el procedimiento. Si para valorar 5 ml de vinagre se consumen 33 ml de hidróxido de sodio. ¿Cuál será su molaridad? ¿Es cierto lo que dice la etiqueta?

H = 1 C =12 O =16 La densidad del vinagre se considera igual que la del agua. Solución: a) y b) Consultar libro de texto. c) 0,66 M d) No 20.- Un compuesto está formado por C, H, O y su masa molecular es de 60 g/mol. Cuando se queman 30 g del compuesto en presencia de un exceso de oxígeno, se obtiene un número igual de moles de dióxido de carbono (CO2) y de agua. Sabiendo que el dióxido de carbono obtenido genera una presión de 2449 mmHg en un recipiente de 10 litros a 120ºC de temperatura:

1 2

Determine la fórmula empírica del compuesto. Escriba la fórmula molecular y el nombre del compuesto.

C=12 O=16 H=1 R= 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 1 atm = 760 mmHg Solución: a) CH2O b) C2H4O2

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2004) ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 1.- Una bombona de butano (C4H10) contiene 12 kg de este gas. Para esta cantidad calcule: 1 2

El número de moles de butano. El número de átomos de carbono e hidrógeno.

Datos: masas atómicas relativas: C=12; H=1 Solución: a) n= 207 moles de butano. b) 4,98.1026 átomos de C; 1,24.1027 átomos de H. 2.- Una mezcla de yoduros de litio y de potasio tiene una masa de 2,5 g. Al tratarla con nitrato de plata 1,0 M se obtuvieron 3,8 g de yoduro de plata. 1 2

Determine la composición porcentual de la muestra. Calcule el mínimo volumen necesario de la disolución de nitrato de plata.

Datos: masas atómicas relativas: Li = 7; K = 39; I = 127; Ag = 108. Solución: a) 31,68% LiI, 68,32% de KI b) 16,2 ml 3.-Por combustión de propano con suficiente cantidad de oxígeno se obtienen 300 litros de CO 2 medidos a 0, 96 atm y 285 K. Calcular: 1 2

Número de moles de todas las sustancias que intervienen en la reacción. Volumen de aire necesario, en condiciones normales, suponiendo que la composición volumétrica del aire es 20% oxígeno y 80 % de nitrógeno.

Solución: a) 12,3 moles de CO2, 4,1 moles de C3 H8, 20,5 moles de O2 , 16,4 moles de H2O. b) V= 2 296 L 4.- Disponemos de propanol líquido puro y de una disolución 1 M de yoduro de potasio. Queremos preparar 500 cm3 de una disolución acuosa que contenga 0,04mol.dm -3 de yoduro de potasio y 0, 4 mol.dm -3 de propanol. 1 2

Calcule los volúmenes de cada una de las disoluciones de partida que hay que utilizar para hacer esta proparación. Describa con detalle el procedimiento en el laboratorio que debe seguirse para hacer la preparación e indique el nombre del material que debe emplearse.

Datos: H=1; C=12; O=16 Densidad del propanol: 0, 80 g.cm 3

Solución: a) 20 cm3 KI, 15 cm3 propanol b) Consultar libro de texto. 5.-El benceno (C6H6) es líquido a la temperatura ordinaria y tiene una densidad de 878kg.m -3. a) Escriba la reacción de combustión del benceno. b) Si quemamos 50 cm 3 de benceno, calcule el volumen de aire necesario para la combustión, medido a 20ºC y 1 atm. c) Encuentre también el número de moléculas de CO 2 obtenidas en la combustión. Datos: H=1; C=12; O=16 R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1 = 8, 31 J.K-1.mol-1 Contenido de oxígeno en el aire: 20% en volumen. Na= 6,022.1023mol-1 Solución: b) V = 507 L c) 2,034 .1024 moléculas de CO2 6.-Una reacción para obtener bromobenceno es la siguiente: C6H6 + Br2 C6H5Br + HBr Cuando se hacen reaccionar 29 mL de benceno líquido con un exceso de bromo, se obtienen 25 g de bromobenceno. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? Dato: d benceno=0,88 g/ml Solución: 48,6% 7.- De una botella de ácido sulfúrico concentrado del 96% en peso y densidad 1, 79 g/mL, se toma 1 mL y se lleva hasta un volumen final de 500mL con agua destilada. Determinar su molaridad. Solución: 0,035M 8.-Disponemos de 20 mL de una disolución 0, 1 M de ácido clorhídrico que se neutralizan exactamente con 10 mL de hidróxido de sodio de concentración desconocida. Determine la concentración de la base describiendo con detalle el material, el indicador y las operaciones a realizar en el laboratorio. Solución: 0,2M 9.-Se forma una disolución de cloruro de calcio disolviendo 8 gramos de la sal en 100 gramos de agua. Si la densidad es 1, 05 g/mL, calcula: 1 2

Su molaridad. La fracción molar de la sal.

Solución: a) 0,7M b) 0,013 10.- a) Un hidrocarburo gaseoso contenido en un matraz de 500 mL en condiciones normales pesa 0, 671 gramos. Si contiene un 80% de carbono, ¿cuál es su fórmula empírica? ¿Y su fórmula molecular? b) ¿Qué volumen de oxígeno en condiciones normales es necesario para quemar 1 kg de butano? C4H10 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(l) Datos: masas atómicas relativas: C=12; H=1 Solución: a) CH3 b) C2H6 c) 2508 L 11.-Se mezcla un litro de ácido nítrico de densidad 1, 380 g/cc y 62,7 % de riqueza en peso con medio litro de ácido nítrico de densidad 1, 130g/cc y 22,38% de riqueza en peso. Calcule la molaridad de la disolución resultante, admitiendo que los volúmenes son aditivos. Datos: Masas atómicas relativas: N = 14; O = 16; H = 1 Solución: 10,5 M 12.-Determinar la concentración en moles/litro de una disolución de hidróxido de sodio sabiendo que la neutralización de 20 mL de dicha sustancia requieren la adición de 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico del 95 % y densidad 1, 83 g/mL. Solución: 3,5 moles/L 13.-Un recipiente contiene 2 L de amoníaco a 7,6 mmHg y 27ºC. a) Calcule el número de moléculas que habrá en él suponiendo que en esas condiciones el amoníaco se comporte como un gas ideal. b) A continuación, disolvemos en agua a 27ºC todo el amoníaco contenido en el recipiente anterior hasta alcanzar un volumen de 0,5 L de disolución acuosa. Calcule entonces la concentración de la disolución formada. Datos: R=0,082 atm.L.mol-1.K-1 Na= 6.022.1023 Masas atómicas relativas: N=14,0; H=1,0

Solución: a) 4,9.1020moléculas b) M = 1,63 .10-3 mol/L 14.-Un compuesto, A, presenta la siguiente composición centesimal: C= 85,7%; H=14,3%. Por otro lado, se sabe que 1,66 gramos del compuesto A ocupan un volumen de 1 litro, a la temperatura de 27ºC, siendo la presión de trabajo de 740 mmHg. Determine: a) Su fórmula empírica b) Su fórmula molecular c) Si un mol de A reacciona con un mol de bromuro de hidrógeno, se forma un compuesto B. formule y nombre los compuestos A y B. Datos: R=0,082 atm.L.mol-1.K-1 Masas atómicas relativas: C=12,0; H=1,0 1 atmósfera = 760 mmHg Solución: a) CH2 b) C3H6

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2005) ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 1.- Calcula el número de átomos contenidos en: 1 2 3

10 g de agua 0, 2 mol de C4H10 10 L de oxígeno en condiciones normales

Datos: Masas atómicas relativas: H = 1, O = 16 Solución: a) 1024 átomos b) 1,69. 1024 átomos c) 5,38.1023 átomos 2.-Un compuesto orgánico contiene solamente carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se queman 8 g del compuesto se obtienen 15,6 g de CO 2 y 8 g de H2O en el análisis de los productos de la combustión. Su masa molecular es 90. Calcula: a) Su fórmula empírica y b) su fórmula molecular. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1, O=16, C = 12 Solución: a) C2H5O b) C4H10O2 3.- El amoníaco, gas, se puede obtener calentando juntos cloruro de amonio e hidróxido de calcio sólidos. En la reacción se forman también cloruro de calcio y agua. Si se calienta una mezcla formada por 26, 75 g de cloruro de amonio y 14,8 g de hidróxido de calcio, calcula: 1 2

Cuántos litros de amoníaco, medidos a 0ºC y 1, 0 atmósferas, se formarán. Qué reactivo queda en exceso y en qué cantidad.

Datos: Masas atómicas relativas: N = 14, H = 1, O = 16, Cl = 35,5, Ca = 40 R = 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 Solución: a) 8,96 L b) 0, 1 mol de NH4Cl en exceso. 4.-La etiqueta de una botella de ácido nítrico señala como datos del mismo: densidad 1, 40 kg/L y riqueza 65% en peso, además de señalar sus características de peligrosidad. 1 2

¿Qué volumen de la misma se necesitarán para preparar 250 cm 3 de una disolución 0, 5 M? Explica el procedimiento seguido en el laboratorio y dibuja y nombra el material necesario para su preparación.

Solución: a) V=8,66 ml b) Consultar libro de texto. 5.-Se hace reaccionar una cierta cantidad de NaCl con H 2SO4 según la ecuación: 2 Na Cl + H2SO4 Na2SO4 + 2 HCl El resultado se valora con una disolución de NaOH 0, 5 M, consumiéndose 20 mL de esta. ¿Cuántos gramos de NaCl reaccionaron? Solución: m = 0,585 g NaCl 6.- Una muestra de 1, 268 gramos de cinc del 95% de pureza se trató con un exceso de una disolución 0,65 M de ácido sulfúrico a 60ºC. ¿Qué volumen se desprendió de hidrógeno en condiciones normales? Datos: Zn = 65,39 Solución: V = 0,413 L 7.- ¿Cuántos mL de H2SO4 concentrado de densidad 1, 84 g/mL y 96% en peso de ácido son necesarios para preparar un litro de disolución molar? Datos: H = 1, S = 32, = = 16 Solución: V = 55,5 mL 8.-En la determinación de la concentración de una disolución de hidróxido de calcio se utilizó una disolución de ácido clorhídrico de densidad 1, 032 g/mL que contenía un 8% en peso. Se necesitan 17,6 mL de la disolución de ácido clorhídrico para neutralizar 25 mL de la disolución de hidróxido de calcio. Calcula: 1 2 3

El número de equivalentes de ácido clorhídrico empleados. La molaridad de la disolución de hidróxido de calcio. La masa de hidróxido de calcio presente en la disolución expresada en gramos.

Datos: Cl = 35, 5, H = 1, Ca = 40, O = 16 Solución: a) 0,0397 equivalentes b) 0,466M c) 1,47 g 9.- La combustión completa de 2 g de un hidrocarburo saturado de cadena abierta conduce a 9, 11 g de productos.

1 2

Calcula la fórmula del compuesto. Supón que todo el dióxido de carbono formado se recoge en agua formándose ácido carbónico. Calcula el volumen de disolución 0, 5 M de NaOH que hay que añadir para provocar la neutralización completa hasta carbonato.

Solución: a) C5H12 b)V = 556 ml 10.- Un espeólogo se introduce en una cueva con una lámpara de carburo para iluminarse. En la lámpara coloca 300 g de carburo, cuyo contenido en carburo de calcio es del 65% en peso, y medio litro de agua. En el interior de la lámpara se verifica la reacción (sin ajustar): CaC2 (s) + H2O (aq) C2H2 (g) + Ca (OH)2 (aq) Desprendiéndose acetileno, que es el gas que quema para dar luz. Calcula el volumen de acetileno que producirá dicha lámpara en las condiciones ambientales de la cueva ( 11ºC y 750 mmHg) y el tiempo que podrá mantenerse encendida si consume 1, 4 L/min de acetileno en la producción de luz. Datos: R = 0, 082 atm.L mol-1.K-1 ; H = 1 , C = 12, Ca= 40 Solución: a) V = 71,7 L b) 51,2 min 11.- Disponemos de un recipiente de 5 L que contiene oxígeno a 5 atm de presión y de otro recipiente de 20 L que contiene nitrógeno a 3 atm, ambos a 20ºC. A continuación, conectamos los dos recipientes. Explique qué ocurrirá: ¿El nitrógeno pasa al recipiente del oxígeno? ¿El oxígeno pasa al del nitrógeno? Calcula la presión del conjunto una vez conectados a 20ºC, así como las presiones parciales de ambos gases. Datos: R = 0, 082 atm.L mol-1.K-1 ; N = 14 , O = 16 Solución: P = 3,4 atm; P oxígeno = 1 atm; P nitrógeno = 2, 4 atm 12.- El carburo de silicio, Si C, o carborundo, es un abrasivo de gran aplicación industrial. Se obtiene a partir de SiO2 (s) + 3 C (s) SiC (s) + 2 CO (g) Calcula: 1 2 3

La cantidad de SiC (en toneladas) que se obtendrá a partir de una tonelada de SiO 2 del 93% de pureza. La cantidad de carbono (en kilogramos) necesaria para completar la reacción anterior. El volumen de CO (m3) medido a 20ºC y 705 mmHg producido como consecuencia de la reacción anterior.

Datos: Masas atómicas relativas: C = 12, O = 16, Si = 28. R = 0, 082 atm.L mol -1.K-1 Solución: a) 0,62 T b) 558 kg c) V = 802,9 m3 13.- Un compuesto orgánico presenta la siguiente composición centesimal : C = 58,5 %, H = 4, 1 %, N = 11,4% y O = 26%. Por otra parte se sabe que 1, 5 gramos de ese compuesto en fase gaseosa a la presión de 1 atmósfera y a 500 K de temperatura, ocupan un volumen de 500 mL. Determina: 1 La fórmula empírica de ese compuesto. 2 Su fórmula molecular.

Datos: Masas atómicas relativas: H = 1, C = 12, N = 14, O = 16 R = 0, 082 atm.L mol-1.K-1 Solución: a) C6H5NO2 b) C6H5NO2

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2002) ESTRUCTURA ATÓMICA. SISTEMA PERIÓDICO 1.- a) Defina afinidad electrónica. b) ¿Qué criterio se sigue para ordenar los elementos en la tabla periódica? c) Justifique cómo varía la energía de ionización a lo largo de un período. 2.- La primera energía de ionización del fósforo es de 1012 kJ.mol -1, y la del azufre, de 999,5 kJ.mol -1. Defina energía de ionización e indique, razonadamente, si los valores anteriores son los que cabe esperar para la configuración electrónica de los dos elementos. 3.- Dadas las configuraciones electrónicas para los átomos neutros: M: 1s2 2s2 2p6 3s1 N: 1s2 2s2 2p6 5s1 Explique cada una de las siguientes afirmaciones e indique si alguna de ellas es falsa: 1 La configuración M corresponde a un átomo de sodio 2 M y N representan elementos diferentes 3 Para pasar de la configuración M a la N, se necesita energía. 4.- a) Escribir las configuraciones electrónicas de los elementos de números atómicos Z=11 y Z=16. Basándose en ellas, decir de qué elementos se trata y razonar la f´romula y el tipo de enlace químico del compuesto binario que son capaces de formar. b) Utilizando el modelo de repulsión de los pares de elctrones de la capa de valencia (RPECV), predecir la geometría de la molécula CH3Cl.Razonar si se trata de una molécula polar. c) Explicar cuál puede ser la razón de la diferencia en los puntos de ebullición de las siguientes sustancias:

5.- a) Escribir la estructura de Lewis y el nombre de un compuesto representativo de cada una de las siguientes Sustancia Masa molecular Punto de e clases de CH2O 30 compuestos C2H6 30 orgánicos: aldehídos, ácidos carboxílicos y ésteres. b) Escribir y nombrar un producto de oxidación del aldehído seleccionado. c) Explicar por qué el metanoato de metilo (masa molecular = 60) tiene un punto de ebullición inferior al del ácido etanoico (masa molecular = 60). 6.-El último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado fundamental, de un átomo del elemento A del Sistema Periódico tiene como números cuánticos: n=3, l=2.

El último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado fundamental, de un átomo del elemento B del Sistema Periódico tiene como números cuánticos n=4 y l=1. 1 2

Indicar, razonadamente, entre qué valores está comprendido el número atómico del elemento A y el del elemento B. Indicar, razonadamente, el elemento más electronegativo.

7.-Indicar los valores posibles de los números cuánticos n, l, m y s para un electrón situado en un orbital 4f. 8.- a) Las siguientes configuraciones electrónicas de átomos en su estado fundamental son incorrectas. Indica por qué: i. 1s2 2s2 2p5 3s1 ii. 1s2 2s1 2p6 3s2 iii. 1s2 2s2 2p6 3s2 3d2 iv. 1s3 2s2 2p4 b) Ordena los siguientes cationes en orden creciente de radio atómico: Be 2+, Li+, Na+ y K+. Razona tu respuesta. 9.- a) Escriba las configuraciones electrónicas externas características de los metales alcalinotérreos y de los halógenos. Ponga un ejemplo de cada uno. b) ¿Quien presenta mayor afinidad electrónica, los metales alcalinos o los alcalinotérreos? c) Defina potencial (energía) de ionización. Indique y justifique qué elemento del sistema periódico tiene la mayor energía de ionización . 10.- a) Razone cuál de los dos iones que se indican tiene mayor radio iónico: Na + y Al3+. b) ¿Cuántos electrones puede haber con n=3 en un mismo átomo? ¿En qué principio de basa? 11.- Para los tres elementos siguientes, el número atómico es 19, 35 y 54. Indique de forma razonada: 1 2 3 4 5

El elemento y su configuración electrónica Grupo y período del sistema periódico al cual pertenece. El elemento que tiene menor potencial de ionización. El estado de oxidación más probable en cada caso. Configuración electrónica de los iones resultantes en el apartado anterior.

12.- Un átomo tiene la configuración electrónica siguientes: 1s 2 2s2 2p6 2s2 3p6 5s1: ¿cuáles serán los números cuánticos de su electrón más externo?. Justifique la veracidad ola falsedad de las afirmaciones siguientes sobre el átomo anterior y su configuración electrónica: 1

Se encuentra en su estado fundamental.

2

Pertenece al grupo de los elementos alcalinos.

3

El del quinto período del sistema periódico.

4

Formará preferentemente compuestos con enlace covalente.

13.- Supongamos cuatro elementos del sistema periódico A, B, C y D, cuyos números atómicos son: 37, 38, 53 y 54, respectivamente: 1 2 3 4 5

Escriba sus configuraciones electrónicas. ¿A qué grupo y período pertenece cada elemento? Señale y justifique cuál de los elementos presenta mayor afinidad electrónica. Razone el tipo de enlace que se establecerá entre A y C. ¿Qué elemento presenta mayor radio atómico?

14.-a) Ordene de mayor a menor radio iónico, justificando tu respuesta, los siguientes iones, Be 2+, Li+, F-, N3-. b) Ordene de mayor a menor potencial de ionización, justificando su respuesta, los elementos de los que estos iones proceden. 15.- En la misma columna del Sistema Periódico se encuentran los siguientes elementos, colocados por orden creciente de número atómico: Flúor, cloro, bromo. El número atómico del flúor es el 9. 1 2 3 4

Escribe la configuración electrónica de los tres elementos. Razona cuál de ellos es el más electronegativo. Explica el ion que tiene tendencia a formar cada uno de ellos. Explica si cada ion es mayor o menor que el átomo del que procede.

16.-Ordene, razonando la respuesta, los siguientes elementos: sodio, aluminio, silicio, magnesio, fósforo y cloro, según: 1 2 3

Su poder reductor. Su carácter metálico. Su electronegatividad.

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2003) ESTRUCTURA ATÓMICA. SISTEMA PERIÓDICO 1.- Dado el elemento Z =19: 1 2 3

Escriba su configuración electrónica Indique a qué grupo y período pertenece ¿Cuáles son los valores posibles que pueden tomar los números cuánticos de su electrón más externo?

2.- Dados los elementos de números atómicos 19, 25 y 48: 1 2 3

Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental de estos elementos. Indique el grupo y período al que pertenece cada uno y explique si el elemento de número atómico 30 pertenece al mismo período o al mismo grupo que los anteriores. ¿Qué características común presentan en su configuración electrónica los elementos de un mismo grupo?

3.- Los números atómicos de varios elementos son los siguientes: A = 9, B=16 , C= 17 , D=19 , E=20. Explique razonando la respuesta: 1 2 3

Cuál de ellos es un metal alcalino. Cuál es el más electronegativo. Cuál es el de menor potencial de ionización.

4.-a) Indicar razonadamente los números cuánticos que pueden tener los electrones desapareados del elemento del Sistema Periódico de número atómico Z=16. b) Dados los números cuánticos del último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado fundamental, de dos elementos del Sistema Periódico. ¿Cómo puede saberse si forman un enlace iónico? 5.-Justifica la verdad o falsedad de los siguientes enunciados: 1 2

Una combinación posible de números cuánticos para un electrón situado en un orbital 2p es (2, 0, 0, •••). El primer potencial de ionización del Ne es superior al del Na.

6.- Indica en los siguientes pares de iones cuál es el de mayor radio: K + y Ca2+; S2- y Cl- Justifica la respuesta. Datos: K=19 Ca=20 S=16 Cl=17 7.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de dos elementos: A : 1s2 2s2 2p2 ;

B: 1s2 2s2 2p1 3s1

Indique de un modo razonado si las afirmaciones siguientes son verdaderas o falsas:

1 2 3

Es posible la configuración dada para B. Las dos configuraciones corresponden al mismo elemento. Para separar un electrón de B se necesita más energía que para separarlo de A.

8.- Dos átomos de hidrógeno se encuentran en los estados excitados correspondientes a los niveles n=2 y n=4, respectivamente. Si estos átomos vuelven directamente a su estado fundamental: 1 2 3

Justifique si los átomos emitirán o absorberán energía en forma de radiación. Razone para cuál de los dos átomos la radiación electromagnética implicada tendrá más energía y para cuál de ellos la longitud de onda será mayor. Defina energía de ionización de un átomo y discuta cómo varía con su tamaño.

9.- a) Indique la estructura electrónica de los elementos cuyos números atómicos son: 11, 12, 13, 15 y 17. Razone la naturaleza de los enlaces que darían: b) El elemento de número atómico 11 con el de número atómico 17. 1 El de número atómico 12 con el de número atómico 17. 2 El de número atómico 13 con el de número atómico 17. 3 El de número atómico 15 con el de número atómico 17. 10.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s2 2s2 2p3 B: 1s2 2s2 2p6 3s1 C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 D: 1s2 2s2 2p63s2 3p3 E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Indica las fórmulas y los tipos de enlace predominantes en los posibles compuestos que pueden formarse al unirse: AE, BE, CE, DE y EE 11.-Responder, razonando las respuestas, a las siguientes cuestiones que se plantean, indicado si son verdaderas o falsas: 1 2 3 4

Los valores (3, 2, 2,+1/2) representan a un electrón situado en un orbital 3d. A lo largo de un período, las propiedades químicas de los elementos son semejantes. La energía de ionización en un período aumenta de izquierda a derecha. Los elementos de un mismo grupo presentan propiedades químicas muy similares pero no iguales, debido a que su configuración electrónica externa varía muy poco de unos a otros.

12.-Dadas las siguientes configuraciones electrónicas más externas: 1 2 3 4

ns1 ns2 np1 ns2 np3 ns2np6

Identifique dos elementos de los grupos anteriores y razone cuáles serán los estados de oxidación más estables de esos elementos. 13.- Dado el elemento A(Z=17), justifique cuál o cuales de los siguientes elementos, B(Z=19) , C(Z=35) yD(Z=11): 1 2 3 4

Se encuentra en su mismo período. Se encuentran en su mismo grupo Son más electronegativos Tienen menor energía de ionización

14.- Enuncie los postulados del modelo atómico de Bohr y explique la diferencia fundamental entre este modelo y el de Rutherford. 15.- Defina la electronegatividad y justifique el orden que presentará respecto a esta propiedad los elementos: calcio, aluminio, potasio, oxígeno, helio y fósforo. Datos: Ca=20 K=19 P=15 Al=13 O=8 He=2 16.- a) Escribe la configuración electrónica de los átomos de azufre (Z=16), calcio (Z=20) y selenio (Z=34). Ordénalos de mayor a menor tamaño. b) Escribe la configuración electrónica de los iones S 2- , Ca2+ y Se2-. Ordénalos de mayor a menor tamaño. 17.- a) Ordene razonadamente los elementos A, B y C cuyos números atómicos son 3, 11 y 19 respectivamente, por orden creciente de su energía de ionización. b) Ordene razonadamente los elementos D, E y F cuyos números atómicos son 4, 6 y 9 respectivamente, por orden creciente de su radio atómico.

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2004) ESTRUCTURA ATÓMICA. SISTEMA PERIÓDICO 1.- La configuración electrónica de un átomo excitado de un elemento es 1s 22s22p63s23p65s1. Razone cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas y cuáles falsas para ese elemento: 1 2 3

Pertenece al grupo de los alcalinos. Pertenece al período 5 del sistema periódico. Tiene carácter metálico.

Solución: a) V b) F c) V 2.- Sabiendo que los números atómicos del argón y del potasio son 18 y 19, respectivamente, razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones: 1 2 3 4

El número de electrones de los iones K+ es igual al de los átomos neutros del gas argón. El número de protones de los iones 39K+ es igual al de los átomos 40Ar. Los iones K+ y los átomos de gas argón no son isótopos. El potasio y el argón tiene propiedades químicas distintas.

Solución: a) V b) F c) V d) V 3.- La configuración electrónica de un átomo de un elemento del sistema periódico, en su estado fundamental, es: 1s22s22p63s23p63d84s2. 1 2 3 4

Indicar razonadamente los números cuánticos del último electrón que completa la configuración electrónica anterior. Indicar razonadamente los números cuánticos del electrón más externo en la configuración electrónica anterior. Indicar razonadamente la situación de este elemento en el sistema periódico. Indicar razonadamente cuántos electrones desapareados tiene un átomo de este elemento, en su estado fundamental.

Solución: a) 10 posibilidades (Ej: (3, 2, 0,-1/2) b) 2 posibilidades (Ej: (4, 0, 0, 1/2) c) 4º periodo. d) 2 4.- A es un elemento químico cuya configuración electrónica en la última capa es 3s 1, mientras que B es otro elemento cuya configuración para la capa de valencia es 4s 24p5.

1 2

¿Cuál de estos elementos tiende a perder electrones y cuál a ganarlos? ¿Qué tipo de enlace cabe esperar para el compuesto AB?

Solución: a) A y B b) Iónico. 5.-Indicar, y justificar en cada caso, el elemento químico que se corresponde con la característica señalada: 1 2 3

Es el elemento del grupo del nitrógeno que posee mayor carácter metálico. Es el elemento del grupo del nitrógeno que posee mayor energía de ionización. Es el elemento cuyo ion dipositivo posee la configuración electrónica [Ar]4s 2.

Solución: a) Bi b) N c) Ti 6.-Sea el elemento de Z = 20. Explique de manera razonada: 1 2 3 4

Su configuración electrónica, su nombre y el tipo de elemento que es. Su situación en el sistema periódico, y cite otro elemento de su mismo grupo. Las valencias más probables que puede presentar. Cuáles son los números cuánticos de su electrón diferenciador.

Solución: a) Ca b) 4º periodo. Grupo 2 (Alcalinotérreos). c) + 2 d) (4, 0, 0, ±1/2) 7.-Considere la configuración electrónica: 1s 22s22p63s23p63d84s2. 1 2 3 4

¿A que elemento corresponde? ¿Cuál es su situación en el sistema periódico? Indique los valores de los números cuánticos del último electrón. Nombre dos elementos cuyas propiedades sean semejantes a este.

Razone las respuestas. Solución: a) Ni b) 4º Periodo. Grupo 10 (Metales de transición). c) Electrón diferenciador: 5 posibilidades. Electrón más externo: 2 posibilidades d) Pd y Pt 8.- En la siguiente tabla se indica el número de partículas subatómicas de diferentes átomos. Indica y justifica:

1 2 3 4

Cuáles de estas especies son átomos neutros. Cuáles son iones e indica de qué iones se trata. Cuáles son isótopos y en qué se diferencian. Cuáles son metales y cuáles no metales. Átomo Número de electrones Número de protones Número de neutrones

I 5 5 5

II 5 5 6

III 10 7 7

IV 10 12 13

V 13 13 14

Solución: a) I, II, V b) III, IV c) I, II d) Metales: IV, V No Metales: I, II, III 9.- El elemento A (Z=11) se combina con el elemento B (Z = 17). Responder a las siguientes cuestiones: 1 2 3 4

Indicar las configuraciones electrónicas de dichos elementos. Indicara qué grupo y período pertenecen. ¿Cuál de ellos tendrá mayor afinidad electrónica? Razonar la respuesta. Razonar qué tipo de enlace se podrá formar entre A y B, y cuál será la fórmula del compuesto resultante.

Solución: a) 3º Periodo. Grupo 1 (alcalinos) y G 17 (halógenos) b) B c) Iónico 10.-Explique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: 1 2 3 4

Un ion Ca2+ tiene más protones que un átomo de Ca. Un ion Na+ pesa más que un átomo de Na. Un ion S2- tiene configuración electrónica de gas noble. El ion Li+ es isoelectrónico con el ion Be2+.

Solución: a) F b) F c) V d) V 11.- Dado el elemento de Z = 22 responda a las siguientes cuestiones: 1 2

Escriba su configuración electrónica. Indique a qué grupo y período pertenece.

3

¿Cuáles serán los iones más estables de este elemento?

Solución: a) 1s22s22p63s23p64s2 3d2 b) 4º Periodo. Grupo 4 (Metales de transición). c) X2+, X4+. 12.- Para el elemento químico que se ubica dentro del sistema periódico en el grupo 16 o (VIA) y en el tercer período, indique: 1 2 3 4

La estructura electrónica en su estado fundamental El número de electrones de valencia que poseerá. El tipo de enlace (iónico, covalente, etc.) que formará cuando se enlace con oxígeno. Formule las sustancias que se obtienen cuando ese elemento se combina con oxígeno y resalte alguna propiedad destacada de las mismas.

Solución: a) 1s22s22p63s23p64s2 3d10 4p4 b) 6 c) Covalente d) SO, SO2 y SO3 13.-Indique la posición en el sistema periódico de los elementos calcio, cesio, fósforo, neón y cinc, y discuta sus propiedades periódicas. Datos: números atómicos: Ca= 20, Cs= 55, P= 15, Ne= 10 Zn = 30 Solución: 4º Periodo y Grupo 2 (alcalinotérreos). 6º Periodo y Grupo 1 (alcalinos). 3º Periodo y Grupo 15 (nitrogenoideos). 2º Periodo y Grupo 18 (gases nobles). 4º Periodo y Grupo 12 (metales de transición). 14.-Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s22s22p2 B: 1s22s22p13s1 Razona si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas: 1 2 3 4

Ambas configuraciones corresponden a átomos en su estado fundamental. La configuración A corresponde a un átomo de un gas noble. Las dos configuraciones corresponden a átomos de un mismo elemento. Para separar un electrón de A se requiere más energía que para separarlo de B.

Solución: a) F b) F c) C

d) C 15.- a) Ordene los siguientes elementos según el tamaño creciente de sus átomos, justificando la respuesta: F; Mg; Ne; K; Cl; P. b) Ordene las siguientes especies químicas de mayor a menor tamaño justificando la respuesta: Na +; F-, Mg2+, O2-, N3-; Al3+. Datos: Números atómicos: N:7; O:8; F:9; Ne:10; Na:11; Mg:12; Al:13; P:15; Cl:17; K:19. Solución: a) Ne < F < Cl < P < Mg < K b) N3- > O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2005) ESTUCTURA ATÓMICA. SISTEMA PERIÓDICO 1.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas externas: ns1

ns2np1 ns2np6 1 2

Identifica el grupo del Sistema Periódico al que corresponde cada una de ellas. Para el caso n = 4, escribe la configuración electrónica completa del elemento de cada uno de esos grupos y nómbralo.

2.- a) Indica la configuración electrónica de los átomos de los elementos A, B y C cuyos números atómicos son 13, 17 y 20, respectivamente. b) Escribe la configuración electrónica del ion más estable de cada uno de ellos. c) Ordena estos iones por orden creciente de sus radios, explicando su ordenación. 3.- Dados los elementos A (Z = 13), B (Z = 9) y C (Z = 19): 1 2 3

Escribe sus configuraciones electrónicas utilizando la notación s, p , d. ¿Cuál será la configuración electrónica del ion más estable de cada uno? Define el concepto de electronegatividad e indica cuál de los elementos anteriores se espera que tenga el valor más alto y cuál el más bajo.

4.- Indica, razonadamente, los números cuánticos (n, l, m, s) del último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado fundamental, de los elementos del sistema periódico del número atómico 32, 33, 34 y 35. 5.- Los siguientes enunciados son falsos: indica la razón de ello y rescríbelos correctamente: 1

Para los siguientes cationes, el orden de tamaño del radio iónico es:

Al3+ > Na+ > Mg2+ 1 El azufre, el oxígeno y el selenio poseen valencias 2, 4 y 6. Datos: Números atómicos O = 8, Na = 11; Mg = 12; Al = 13; S = 16; Se = 34 6.- Indica la configuración electrónica de la capa de valencia correspondiente al elemento del grupo V A ( o grupo 15) situado en el cuarto período. ¿Qué tipo de enlace poseen los óxidos de este elemento? ¿Por qué? 7.- Contesta a los siguientes apartados: 1 2 3

Enuncia el principio de exclusión de Pauli y analiza las consecuencias que se derivan del mismo. Enuncia el principio de incertidumbre de Heisenberg. Define qué es un orbital atómico.

8.- Considera las siguientes configuraciones electrónicas en estado fundamental: 1ª) 1s2 2s2 2p7 ; 2ª) 1s2 2s3 ; 3ª) 1s2 2s22p5 ; 4ª ) 1s2 2s2 2p6 3s1

1 2

Razona cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli. Deduce el estado de oxidación más probable de los elementos cuya configuración sea correcta.

9.- Dados los átomos e iones siguientes: ion cloruro, ion sodio y neón: 1 2 3

Escribe su configuración electrónica Justifica cuál de ellos tendrá un radio mayor Razona a cuál de ellos será más fácil arrancarle un electrón.

10.- Sean las configuraciones electrónicas de los átomos neutros: A (1s2 2s2 2p6 3s1)

B (1s12s22p6 6s1)

Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: 1 2 3

Se necesita energía para pasar de A y B. A y B representan elementos distintos. Se requiere una menor energía para arrancar un electrón de B que de A.

11.- Los números atómicos de tres elementos A, B y C son 11, 17 y 20 respectivamente: 1 2 3 4

Escribe sus configuraciones electrónicas, e indica de qué elemento se trata: nombre, símbolo, familia y período. ¿Cuáles serían los iones más estables que se obtendrían a partir de los mismos? Justifica la respuesta. Si comparamos A con B: ¿Cuál es más electronegativo? ¿Cuál tiene menor energía de ionización? Justifica las respuestas. Explica qué tipo de enlace se podrá formar entre B y C, y cuál será la fórmula del compuesto resultante.

12.- Dados los elementos X, Y y Z, cuyos números atómicos son 19, 17 y 12, respectivamente, indica, razonando las respuestas: 1 2 3

La estructura electrónica de sus respectivos estados fundamentales y a qué grupo pertenecen. Tipo de enlace cuando se unen X e Y, y cuando se unen entres sí átomos de Z. El elemento de menor potencial de ionización.

13.- a) Define número másico, número atómico e isótopo. b) Si 63 Li y 73Li presentan masas atómicas de 6,0151 y 7,0160 u, y porcentajes de abundancia del 7, 42 y 92, 58%, respectivamente. Calcula la masa atómica media del litio. 14.- Describe la estructura electrónica en su estado fundamental de los elementos químicos cuyos números atómicos son 17 y 37. Ubícalos en el Sistema Periódico y razona si esos elementos presentarán carácter metálico o si tendrán, en general, carácter oxidante.

15.- El catión monovalente de cierto elemento X y el anión divalente de otro elemento Y tienen la misma configuración electrónica: 1s22s22p63s23p64s23d104p6 1 2

Razonando la contestación, sitúa los elementos X e Y en el grupo y período del Sistema Periódico que les corresponde e indica sus números atómicos. Explica cuál de los dos iones tiene mayor volumen.

16.- Los elementos A, B, C y D tiene números atómicos 12, 14, 17 y 37, respectivamente. 1 2

Escribe la configuración electrónica de A 2+, B , C- y D. Indica, justificando la respuesta, si las siguientes proposiciones referidas a los elementos anteriores A, B, C y D son verdaderas o falsas:

B1) El elemento que tiene el radio atómico más pequeño es el B. B2) El elemento D es el que tiene mayor energía de ionización (I 1). B3) El elemento C es el que tiene mayor afinidad electrónica. B4) Cuando se combinen C y D se forma un compuesto molecular.

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2002) ENLACE QUÍMICO 1.- Describa la geometría molecular del tricloruro de nitrógeno y del agua que se obtendría al aplicar cada uno de los siguientes métodos: 1 2 3

El método de enlace de valencia utilizando orbitales (puros) simples. Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). Método de enlace de valencia utilizando orbitales híbridos.

2.- a) Ordena las siguientes moléculas por orden creciente de su momento dipolar: BCl 3, H2O y H2S. b) Explica la hibridación del átomo de B en la molécula de BCl 3 Datos: Números atómicos: B=5 Cl=17 3.-a) Indique cuál es la geometría de las moléculas AlH 3, BeI2, PH3 y CH4 según la teoría de la repulsión de par de electrones en la capa de valencia. b) Señale y justifique si alguna de las moléculas anteriores es polar. 4.- Conteste razonadamente: a) ¿Qué tipo de enlace N-H existe en el amoníaco? ¿Y entre los átomos de K en el potasio sólido? b) ¿Qué fuerzas hay que romper para fundir el bromuro potásico sólido? ¿Y para fundir el (I 2) sólido? 5.- a) ¿Cuál de los siguientes compuestos es más soluble en agua: CsI o CaO? Justifique la respuesta. b) ¿Cuáles son las diferencias más importantes entre un enlace sigma y uno pi? 6.-Deduzca las geometrías moleculares de las especies NF 3 y BF3, indicando en cada caso la hibridación de orbitales atómicos del elemento central y su polaridad (si existe). 7.- Defina el concepto de energía de red y explique cuáles son los factores que afectan a dicha magnitud mediante ejemplos adecuados. 8.- De las siguientes moléculas: NO, C 2H4, CO2, N2, CCl4 y SO2, indique: 1 2 3

¿En que moléculas todos los enlaces son sencillos? ¿En qué moléculas existe algún enlace doble? ¿En qué moléculas existe un número impar de electrones. Razone la respuesta utilizando estructuras de Lewis.

9.- Dadas las siguientes sustancias: H 2, NaF, H2O, C (diamante) y CaSO4: a) Explique el tipo de enlace que presenta cada una. b) Indique el estado de agregación para esas sustancias en condiciones normales. 10.-Según la teoría del modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia, indique para las moléculas de metano, CH4, tricloruro de fósforo, PCl3; hexafluoruro de azufre SF6:

a) El número de pares de electrones de enlace y de pares de electrones solitarios que presentan. b) La ordenación espacial de los pares de electrones de valencia para el átomo central. c) La geometría que presenta la molécula.

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2003) ENLACE QUÍMICO 1.- Justifique las siguientes afirmaciones: 1 2 3

A 25ºC y 1 atm, el agua es un líquido y el sulfuro de hidrógeno un gas. El etanol es soluble en agua y el etano no lo es En condiciones normales el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo es sólido.

2.-En las siguientes parejas de moléculas, una de ellas es polar y la otra no lo es: HI, I2 NH3 , BF3 H2O, BeCl2 1 2

Explique razonadamente la geometría de estas moléculas Indique razonadamente en cada pareja cuál es la molécula polar y cuál la no polar.

3.- Responder a las siguientes cuestiones: 1 2 3

Representar las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas es estado gaseoso indicando el número de pares enlazantes y no enlazantes (libres) en el entorno de cada átomo central: H 2O, BeCl2, BCl3, NH3 Razonar qué moléculas se pueden considerar como excepciones a la regla del octeto. Dibujar la geometría de cada molécula.

Datos: Números atómicos (Z): Cl=17 Be=4 B=5 C=6 N=7 O=8 H=1 4.- a) Definir energía reticular b) Relacionar la energía reticular con otras energías en el ciclo de Born – Haber para la formación de NaCl. c) Se consideran los compuestos iónicos los formados por un mismo catión y los aniones halógenos (F -,Cl-, Br-, I-). A medida que aumenta el número atómico de los halógenos, ¿cómo varía el punto de fusión de los compuestos iónicos? Razónalo. 5.- a) Explica cuál es la hibridación de los orbitales de los átomos de carbono en la molécula de eteno. b) Indica si las fórmulas de: H2O y CO2 presentan momento bipolar. 6.- Discuta si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: 1 2

Todos los compuestos covalentes tienen bajos puntos de fusión y ebullición. Todas las moléculas que contienen hidrógeno pueden unirse a través de enlaces de hidrógeno intermoleculares.

7.- A 272 K el magnesio, el agua y el diamante son sólidos, pero la naturaleza de sus redes cristalinas es muy diferente. Explica el tipo de sólido que forman e indica, justificándolo, quién presenta un mayor punto de fusión.

8.- De acuerdo con la teoría de hibridación de los orbitales, predice la geometría de las moléculas de BeCl 2, BCl3 y CH4. 9.-Indica, justificándolo, cuál de los siguientes compuestos es más soluble en agua: 1 2 3

NaCl/CCl4 CH3OH/CH3-O- CH3 C6H6 /H2O2

10.- Calcule la energía de red del cloruro de calcio a partir de los siguientes datos: ∆H formación (CaCl2)= -796 kJ/mol ; ∆Hsublimación (Ca) = 178 kJ/mol; ∆H disociación (Cl2) = 244 kJ/mol ; ∆H1ª ionización (Ca) = 590 kJ/mol ; ∆H2ª ionización(Ca) = 1146 kJ/mol; ∆Haf. electrónica(Cl) = -349 kJ/mol. 11.- Defina energía reticular de un compuesto iónico y conecte este concepto con el ciclo de Born-Haber. 12.- Desarrolle, la geometría de las moléculas de BF 3, NH3 y CH4. Comente las diferencias, si las hay, justificando sus afirmaciones. 13.- Dadas las siguientes sustancias: flúor, fluoruro sódico, fluoruro de hidrógeno. 1 2

Explica el tipo de enlace que se puede encontrar en cada una de ellas. Ordénelas, razonadamente, de mayor a menor punto de fusión.

Datos: (Z): H=1 F=9 Na=11 14.- Considere las siguientes moléculas CCl 4, F2O y NCl3. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones: 1 2 3

Dibuje su estructura de Lewis Describa su forma geométrica. Clasifique las moléculas anteriores como polares o apolares.

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2004) ENLACE QUÍMICO 1.- En los siguientes compuestos: BCl 3, SiF4 y BeCl2. 1 2

Justifique la geometría de estas moléculas mediante la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. ¿Qué orbitales híbrido presenta el átomo central?

2.-Defina el concepto de energía de red y ordene los compuestos iónicos: NaF, KBr y MgO según los siguientes criterios. 1 2

Energía de red creciente. Punto de fusión creciente.

Justifica la respuesta. 3.- Una sustancia desconocida tiene un punto de fusión bajo, es muy soluble en benceno, ligeramente soluble en agua y no conduce la electricidad. Explique razonadamente a cuál de los siguientes grupos pertenecería probablemente: 1 2 3 4

Un sólido covalente o atómico. Un metal Un sólido iónico Un sólido molecular.

4.-Las moléculas NO y BF3 son ejemplos de excepción en el cumplimiento de la regla del octeto. Se pide: 1 2 3

Explicar en qué consiste la mencionada regla. Escribir las estructuras de Lewis para esas moléculas y justificar por qué no cumplen la mencionada regla. Predecir la forma geométrica y la posible polaridad de la molécula de formaldehído (H 2CO)

Datos: (Z) H:1; B:5; C:6; N:7; O:8; F:9 5.-Considerar la molécula BF3. Explicar razonadamente: 1 2 3 4

Cómo se forma la hibridación que presenta el átomo de boro. La polaridad de los enlaces B-F La geometría de la molécula La polaridad de la molécula.

Datos: B (Z=5), F (Z=9) 6.-Razona el tipo de enlace químico que predomina en cada una de las siguientes sustancias: 1

Yoduro de cesio

2

Níquel

3

Cloruro cálcico

4

Trióxido de dicloro

7.- a) Escribir las estructuras de Lewis correspondientes a las especies químicas: monoclorometano, dióxido de carbono y amoníaco. b) Indicar, razonadamente, si alguna de ellas presenta polaridad. 8.- En las cuatro preguntas siguientes, escoja la única respuesta que considere válida: 8.1. Una molécula biatómica: 1 2 3 4

Siempre tiene carácter polar. Sólo es polar si los dos átomos son diferentes. Sólo es polar si los dos átomos son iguales. No puede ser polar, porque no puede tener estructura angular.

8.2. Una reacción endotérmica: ( pertenece a otro tema) 1 2 3 4

Calentará el recipiente en el que tenga lugar. No puede ser espontánea, porque ∆Gº será siempre positivo. Implica ∆Sº> 0 Refavorecerá si incrementamos la temperatura.

8.3. Indique cuáles de los siguientes compuestos son gases a temperatura ambiente y 1 atm de presión: 1) HCl 2) CO2 3) I2 4)KCl 5)NH3 1 2 3 4

2y5 2,3 y 5 1,2 y 5 1, 2 y 4

9.-Para las siguientes especies: F2, NaCl, CsF, H2S, AsH3, SiH4, explique razonadamente: 1 2 3 4

Cuáles tendrán enlaces covalentes puros Cuáles tendrán enlaces covalentes polares Cuáles tendrán enlaces iónicos Cuál será el enlace con mayor carácter iónico

Datos: Electronegatividades de Pauling: F = 4,0; Na = 0,9; Cl = 3,0; Cs = 0,7; H = 2,1; S = 2,5; As = 2,0; Si =1,8. 10.-Considere la molécula de acetileno, C 2H2. Conteste razonadamente: 1

¿Qué tipo de hibridación presenta el átomo de carbono en este compuesto? ¿Cuántos enlaces de tipo σ y cuantos de tipo π presenta la molécula?

2

¿Qué tipo de reacción química tendría lugar esntre esta especie e hidrógeno molecular? Escriba las reacciones correspondientes indicando los nombres de los productos.

11.- a) Justificar la polaridad de las siguientes moléculas: HCl, I 2 y CH2Cl2 y comente la naturaleza de las fuerzas intermoleculares presentes. b) Indique, mediante un ejemplo, la propiedad característica que diferencie un sólido o compuesto iónico de un sólido o compuesto molecular. 12.-Justifique que el cloruro de potasio tiene un punto de fusión de 770ºC, mientras que el cloro es un gas a temperatura ambiente. 13.- Predice si serán polares o no las siguientes moléculas: ICl, H 2S, CH4, PCl3, BeCl2. Justifica la respuesta. 14.-El compuesto AX3 no tiene momento dipolar, mientras que el EX 3 sí lo tiene, siendo en ambos casos X un halógeno. A partir de estos datos, indica justificándolo si cada una de las siguientes proposiciones es correcta o no: 1 2 3 4

El compuesto AX3 debe tener un enlace doble. La molécula AX3 debe tener forma planar con ángulos de 120º. El átomo E del compuesto EX3 tiene electrones de valencia sin compartir. El átomo E es más electronegativo que el átomo A.

15.-El elemento A (Z=11) se combina con el elemento B (Z=17). Responder a las siguientes cuestiones: 1 2 3 4

Indicar las configuraciones electrónicas de dichos elementos. Indicar a qué grupo y período pertenecen. ¿Cuál de ellos tendrá mayor afinidad electrónica? Razonar la respuesta. Razonar qué tipo de enlace se podrá formar entre A y B, y cuál será la fórmula del compuesto resultante.

16.- Dadas las siguientes moléculas: a) CF 4; b) C2Br2 (enlace carbono-carbono); c) C2Cl4 (enlace carbonocarbono). Justificar la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: 1 2 3

En todas las moléculas, los carbonos presentan hibridación sp 3. El ángulo Cl – C – Cl es próximo a 120º. La molécula C2Br2 es lineal.

17.-Para la molécula NF3: 1 2 3

Representa la estructura de Lewis. Prediga la geometría de esta molécula según la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia. Justifique si la molécula de NF3 es polar o apolar.

18.-Explica claramente: 1 2 3 4

Polaridad de un enlace. Moléculas polares. La polaridad en el caso de la molécula de agua. Propiedades especiales del agua.

19.- Dadas las moléculas: CF4, CO2, Cl2CO, NCl3, responda razonadamente a las siguientes cuestiones: 1 2 3

Represente su estructura de Lewis. Prediga su geometría molecular. Explique si cada una de estas moléculas tiene o no momento bipolar.

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2005) ENLACE QUÍMICO 1.- Dadas las especies químicas Cl2, HCl y CCl4: 1 2 3

Indica el tipo de enlace que existirá en cada una. Justifica si los enlaces están polarizados. Razona si dichas moléculas serán polares o apolares.

2.- Para las moléculas BCl3 y NH3, indica: 1 2 3

El número de pares de electrones sin compartir de cada átomo central. La hibridación del átomo central. Justifica la geometría de cada molécula según la teoría de Repulsión de Pares de la capa de Valencia.

3.- Justifica por qué entre las moléculas de CH 3OH se produce enlace de hidrógeno mientras que no existe este tipo de enlace entre las moléculas de HCHO. 4.- a) Ordena, razonadamente, de mayor a menor punto de fusión, compuestos: BaCl 2, MgCl2, SrCl2 y Ca Cl2. b) De los cinco elementos que forman los compuestos anteriores, indica, razonadamente, el más electropositivo y el más electronegativo. Números atómicos: Mg ( Z = 12); Cl(Z=17) ; Ca(Z=20); Sr (Z=38) ; Ba(Z=56). 5.- Indica, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: 1 2 3 4

El Ca y el O forman un enlace covalente polar. El cloruro de rubidio presentan un mayor carácter iónico que el óxido de magnesio. El cloro y el hidrógeno forman un enlace covalente apolar. El K y el F forman un enlace iónico.

6.-Define los conceptos siguientes aportando algún ejemplo: 1 2 3

Enlace iónico Enlace covalente Enlace metálico

7.- La molécula de NH3 es polar porque: 1 2 3 4

Tiene tres hidrógenos y un solo nitrógeno. Tiene geometría piramidal El hidrógeno tiene mucha afinidad por el agua Todas las moléculas que tienen nitrógeno son polares.

8.- Explica, utilizando orbitales híbridos y razonando las respuestas, el tipo de enlace y la geometría de las siguientes moléculas:

1 2 3

Etino o acetileno Amoníaco Dióxido de azufre

9.- Indica razonadamente la geometría del tricloruro de boro y del tricloruro de nitrógeno. Justifica las diferencias entre ambos compuestos. 10.- Entre las siguientes sustancias: HF, SiO 2, CH4, I2 y NaCl identifica, razonándolo: 1 2 3 4

Un gas formado por moléculas tetraédricas. Aquellos compuestos solubles en tetracloruro de carbono Una sustancia que presenta interacciones por puente de hidrógeno Una sustancia soluble en agua que, fundida, conduce la corriente eléctrica.

11.- Supongamos que los sólidos cristalinos siguientes, en cada uno de los grupos, cristalizan en el mismo tipo de red: 1) NaF, KF, LiF 2) NaF, NaCl, NaBr Indica razonadamente: 1 2

El compuesto con mayor energía de red de cada uno de los grupos. El compuesto con menor punto de fusión en cada uno.

12.- Dadas las siguientes moléculas: BeCl 2, Cl2CO, NH3 y CH4. 1 2 3 4

Escribe las estructuras de Lewis Determina sus geometría (puedes emplear la Teoería de Reulsión de Pares de Electrónicos o de Hibridación). Razona si alguna de las moléculas puede formar enlaces de hidrógeno Justifica si las moléculas BeCl2 y NH3 son polares o no.

Datos: Números atómicos (Z) : Be = 4 , Cl = 17; C = 6, O=8, N=7, H=1 13.- Las temperaturas de fusión de : a) aluminio, n) diamante, c) agua, d) nitrógeno son: -196ºC, 0ºC, 650ºC y 3550ºC aunque no en ese orden. Asigna razonadamente a cada sustancia a), b), c), y d) una temperatura de fusión, justificándola con el tipo de enlace y/o fuerza intermolecular que está presente en cada una de ellas. Datos: Números atómicos: H = 1, C = 6; N = 7; O=8, Al = 13 14.- Dadas las especies químicas H2CO, PH3, SF2, SiH4, responde razonadamente a las siguientes cuestiones: 1 2 3

Representa su estructura de Lewis Predice su geometría molecular Explica si cada una de estas moléculas tiene o no momento dipolar.

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2002) ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 1.- Explique razonadamente las siguientes cuestiones: a) Se sabe que la reacción A(s) B(s) + C (g) es espontánea. Si en esta reacción ∆S es positivo, ¿podemos deducir que ∆H debe ser negativo? b) ¿Puede ser espontánea una reacción endotérmica? ¿Qué condiciones deben cumplirse para ello? c) Una determinada reacción de hidrogenación es exotérmica y espontánea, pero muy lenta, si se realiza a 25 ºC y presión atmosférica. ¿Qué puede decir (magnitud o signo) acerca de los valores de ∆H, ∆G y energía de activación? Si se añade un catalizador a la reacción, ¿qué valores de los anteriores se modificarán? Solución: a) No. b) Sí. c) Exotérmica y espontánea. Sólo la Ea. 2.-Defina el concepto de energía libre de Gibbs y escriba su expresión matemática. ¿Para qué se utiliza? Solución: Consultar libro de texo. 3.- a) Para una reacción química entre gases, ¿Qué relación existe entre el calor de reacción a volumen constante y la variación de entalpía en la reacción? ¿Pueden ser iguales? Razónelo. b) ¿Podría decirse que una reacción cuya variación de entalpía es negativa es espontánea? Justifíquelo. Solución: a) ΔH = ΔU + Δn.R.T b) No. 4.- Para una determinada reacción a 25ºC, el valor de ∆Hº es 10,5 kJ y el de ∆Sº es podemos afirmar que: 1 2 3 4

Se trata de una reacción espontánea Es una reacción exotérmica Es una reacción en la que disminuye el desorden La variación de energía libre es negativa.

Solución: a) F. b) F. c) F. d) F.

30, 04 J/K. Según esto,

5.- a) Calcule la variación de la entalpía estándar de la reacción: CaC2(s) + 2 H2O (l) Ca (OH)2 (s) + C2H2 (g)

b) Qué calor se desprende en la combustión de 100 dm 3 de acetileno, C2H2, medidos a 25ºC y 1 atm.

Datos: Entalpías estándar de formación en kJ.mol -1: CaC2= -59,0; CO2 = -393,5; H2O = -285,8; Ca(OH)2 = -986,0; C2H2 = 227,0. Solución: a) -128,4 kJ b) 5316,2kJ 6.las de

∆Hº (kJ) -572

2H2(g)+ O2 (g) → 2H2O (l) 2C2H6(g) + 7O2 (g) → 4 CO2(g) + 6H2O (l)

-3120

C2H4(g) + 3O2 (g) → 2 CO2(g) + 2H2O (l)

-1411

Dadas entalpías las

siguientes reacciones a 25ºC:

1 2

Escribir la reacción de hidrogenación del eteno y deducir si se trata de una reacción endotérmica o exotérmica. Predecir, razonadamente, el signo para su cambio de entropía y justificar por qué puede ser espontánea a bajas temperaturas y, sin embargo, no puede serlo a temperaturas altas.

Solución: b) Exotérmica y espontánea. 7.- Los calores de formación estándar de los hidrocarburos C 4H8 y C4H10 son, respectivamente, -13,8 kJ/mol y -123,6 kJ/mol.

a) Calcular el calor absorbido o desprendido, en condiciones estándar, en la hidrogenación de 15 g de C 4H8 según la reacción: C4H8 (g) + H2 (g) C4H10 (g) b) Razonar si la hidrogenación será espontánea a temperaturas altas o bajas. Datos: Masas atómicas: H=1 C=12

Solución: a) -109,8 kJ, para15 g -29,4 kJ

8.- El aluminio es un agente eficiente para la reducción de óxidos metálicos. Un ejemplo de ello es la reducción del óxido de hierro (III) a hierro metálico según la reacción: Fe2O3 (s) + 2 Al (s) Al2O3 (s) + 2 Fe (s)

Calcula: 1 2

El calor desprendido en la reducción de 100 g de Fe 2O3 a 298 K. La variación de energía libre de Gibbs a 298 K. ¿Es espontánea la reacción a esa temperatura?

Datos: ∆Hºf en kJ/mol: Fe2O3 (s) = -821,37; Al2O3 (s) = -1668,24. Sº en J.mol-1.K-1: Fe2O3 (s) = 90 ; Al2O3 (s) = 51; Al= 28,3; Fe=27,2 Masas atómicas: Fe = 55,85; O=16 Solución: a) Q = 530,3 kJ b) Sí. 9.-La reacción de una mezcla de aluminio en polvo con óxido de hierro (III) genera hierro y óxido de aluminio. La reacción es tan exotérmica, que el calor liberado es suficiente para fundir el hierro que se produce. 1 2

Calcula el cambio de entalpía que tienen lugar cuando reaccionan completamente 53,96 gramos de aluminio con un exceso de óxido de hierro (III) a temperatura ambiente. ¿Cuántos gramos de hierro se obtienen si el rendimiento de la reacción es del 85%?

Datos: ∆Hºf Fe2O3 (s) = -822,2 kJ; Al2O3 (s) = -1676 kJ Solución: a) -854,1 kJ b) 94,9 g de Fe 10.-El clorato de potasio de descompone en cloruro de potasio y oxígeno. Las entalpías estándar de formación del cloruro de potasio y el clorato de potasio a 25ºC son, respectivamente, -437 kJ.mol -1 y -398 kJ.mol-1. 1 2 3 4

Escriba la reacción correspondiente a la descomposición. Calcule la variación de entalpía de la reacción e indique si esta es exotérmica o endotérmica. Razone cuál será el signo de la variación de la entropía estándar de la reacción. Justifique si la reacción será o no espontánea en condiciones estándar.

Solución: -39 kJ

11.- a) Calcule la variación de entalpía estándar correspondiente a la disociación del carbonato de calcio sólido en óxido de calcio sólido y dióxido de carbono gaseoso. ¿Es un proceso exotérmico o endotérmico? Razone la respuesta. Escriba todas las reacciones implicadas. b) ¿Qué volumen de CO2, en condiciones normales, se produce al descomponerse 750 g de CaCO 3? Datos: ∆Hºf CaCO3 = -1206,9 kJ/mol; ∆Hºf CO2= -393,13 kJ/mol; ∆Hºf CaO= -635,1 kJ/mol Solución: a) + 178,7 kJ b) V= 167,8 L 12.-Se quiere determinar ∆H del proceso de disolución de un compuesto iónico AB. Indique el procedimiento que debe seguirse y el material necesario. Si al disolverse 0, 2 moles de dicha sustancia en 500 mL de agua se produce un incremento de temperatura de 2ºC, ¿cuál será el valor de ∆H, en J/mol para dicho proceso de disolución? Datos: Ce (disolución) =Ce (agua) = 4,18 J/g.ºC Densidad del agua= 1g/mL Masa de disolución = Masa de agua. Solución: -20 900 J/mol 13.-Calcule el calor de hidrogenación del eteno, sabiendo que el calor de combustión del eteno y del etano son del -337,3 y -372,9 kcal/mol, respectivamente, y que la entalpía de formación del agua es de -68,3 kcal/mol. Solución: -32,7 kcal 14.- Cuando se quema 1 g de ácido acético (ácido etanoico) de desprenden 14,5 kJ, según: CH3COOH + O2 (g) CO2 + H2O 1 2

¿Cuál será el valor de la entalpía de combustión? Halle la entalpía estándar de formación del ácido acético.

Datos: Masas atómicas: C=12; H=1; O=16 ∆Hºf (CO2) = -394 kJ/mol ∆Hºf (H2O) = -259 kJ/mol. Solución: a) 870 kJ b) -436 kJ/mol 15.- Por necesidades de refrigeración se debe enfriar con hielo (0ºC) 100 L de agua que se encuentran a 80ºC en un recipiente, hasta alcanzar una temperatura de 25ºC. Suponiendo que no hay desprendimiento de calor el medio ambiente, ¿qué cantidad de hielo es necesaria para el proceso?

Datos: C fusión hielo = 334,7 kJ/kg Densidad agua= 1 kg/L Ce agua = 4, 18 kJ/kg.K Solución: m = 89,6 kg a 0ºC ∆Hºf kJ/mol 16.Determine H2O2(l) -187,8 la cantidad H2O(l) -285,8 de calor O2(g) 0 que se necesita emplear para producir 7 toneladas de óxido de calcio, mediante la descomposición de carbonato de calcio en su óxido de carbono, si el rendimiento de la descomposición de del 90 %. Datos: ∆Hºf (CaCO3) = - 1209,6 kJ/mol. ∆Hºf (CO2) = -393,3 kJ/mol ∆Hºf (CaO) = -635,1 kJ/mol. Mn (CaO) = 56,0 g/mol. Solución: Q = 2,52 .107 kJ 17.-Dadas la siguientes entalpías de formación: CO 2 (g) = -393,5 kJ/mol; C4H10 (g) = -124,7 J/mol:

H 2O (l) = -285,5 kJ/mol y

a) Escriba las reacciones a las que se refieren estos datos. b) Calcule el calor de combustión del C 4H10 (g). Solución: b) -2877 kJ 18.- Cuando se añade HCl al CH2=CH-CH3 (propeno), se obtiene CH3-CHCl-CH3 (cloruro de isopropilo). Calcule la entalpía de la reacción a partir de las energías de enlace siguientes: C-C = 348 kJ/mol; C=C = 619 kJ/mol; H-Cl = 432 kJ/mol; C-H = 413 kJ/mol; C-Cl = 326 kJ/mol. Solución: -36 kJ 19.- Dada la reacción: 2 H2O2 (l) 2 H2O (l) + O2 (g)

1 2

Explica si la descomposición del agua oxigenada es un proceso endotérmico o exotérmico. Determina si el proceso es espontáneo en condiciones estándar. ¿Es espontánea a cualquier temperatura?

Datos Solución:



a) -196 kJ. Exotérmico. b) -233,6 kJ. Exotérmico. 20.- El ácido acético se obtiene industrialmente por la reacción del metanol con monóxido de carbono. a) Razone si la reacción es exotérmica o endotérmica. b) Calcule la cantidad de energía intercambiada al hacer reaccionar 50 kg de metanol con 30 kg de monóxido de carbono, siendo el rendimiento de la reacción del 80%. Datos: Entalpía de formación: Metanol: -238 kJ.mol-1 Ácido acético: -485 kJ.mol-1 Monóxido de carbono: -110 kJ.mol-1 Masas atómicas: H=1; C=12; O=16 Solución: a) - 137 kJ (exotérmica). b) -1,17.105 kJ

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2003) ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 1.- El proceso de fotosíntesis se puede representar por la ecuación: 6CO2 (g) + 6 H2O (l) →C6H12O6(s) + 6 O2 (g)

∆Hº = 3402,8 kJ

Calcule: 1 2

La entalpía de formación estándar de la glucosa, C 6H12O6 La energía necesaria para la formación de 500 g de glucosa mediante fotosíntesis.

Datos: ∆Hºf [H2O(l)] = -285,5kJ/mol ∆Hºf [CO2(g)] = -393,5kJ/mol C=12 H=1 O=16 Solución: a) -673 kJ /mol b) 459,8 kJ 2.-Razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones: 1 2 3

Las reacciones endotérmicas tienen energías de activación mayores que las reacciones exotérmicas. En una reacción, A B, se determina que, a una cierta presión y temperatura, la reacción es espontánea y endotérmica, por lo que B tiene una estructura más ordenada que A. En un proceso espontáneo, la variación de entropía del sistema puede ser nula.

Solución: a) F. b) F. c) V. 3.- a) Calcule la energía estándar de la reacción que tiene lugar en la etapa final de la producción de ácido nítrico: NO2 (g) + H2O (l) HNO3 (ac) + NO (g)

En la que el dióxido de nitrógeno (gas) se disuelve en agua (líquida) dando ácido nítrico (acuoso) y monóxido de nitrógeno (gas). Datos: ∆Hºf [NO2(g)] = + 33,2kJ/mol ∆Hºf [HNO3(ac)] = -207,4kJ/mol

∆Hºf [NO(g)] = +90,25kJ/mol ∆Hº f [H2O(l)] = -241,8kJ/mol

b) Calcule la molaridad de la disolución de ácido nítrico que se obtendrá si se parte de 10litros de dióxido de nitrógeno, medidos a 25ºC y 3 atmósferas y se hace reaccionar con 4 litros de agua. (Suponga que el volumen del líquido, 4 litros, no cambia al disolverle gas). R= 0, 082 artm.L/mol.K

Solución: a) -182,3 kJ b) 0, 2M 4.- En la combustión completa en condiciones estándar de 6 litros de eteno (C 2H4), medidos a 27ºC y 740 mm de Hg, se desprenden 314kJ, quedando el agua en estado gaseoso. Calcula: 1 2 3

La entalpía de combustión estándar del eteno. La entalpía de formación a 298 K del eteno. La variación de entropía a 298 K para el proceso de combustión considerado (para 6 litros de eteno).

Datos: ∆Gº para la combustión del eteno: -1314,15 kJ.mol -1 ∆Hºf [CO2(g)] = -393,5 kJ/mol ∆Hºf [H2O(g)] = -241,8 kJ/mol R= 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 Solución: a) - 1309 kJ /mol b) + 38,4 kJ /mol c) 4,15 J/K 5.- Considere la reacción: H2 (g) + Cl (g) 2HCl (g) ; ∆H= -184,6kJ

Si reaccionan, en un recipiente, 3 moles de H2 (g) y 5 moles de Cl2 (g); manteniendo la presión constante de 1 atmósfera y a la temperatura de 25ºC 1 2

Calcular el trabajo realizado y dar el resultado en julios Calcular la variación de la energía interna del sistema

Solución: W = 0 ; ∆U = -553,8 kJ 6.- a) Para que una reacción química sea espontánea, ¿es suficiente con que sea exotérmica? Razone la respuesta. b) Enuncie la ley de Hess y comente alguna de sus aplicaciones. Solución: No 7.- De acuerdo con la ecuación que relaciona la variación de energía libre con la variación de entalpía y la variación de entropía, razonar: 1 2 3

Cuándo un proceso químico es espontáneo Cuándo un proceso químico es no espontáneo Cuándo está en equilibrio

8.- Determina la variación de entalpía estándar de la reacción de hidrogenación del eteno: 1 2 3

A partir de la entalpías de formación estándar. Utilizando las entalpías de enlace estándar Con las entalpías de combustión estándar del etano, el eteno y el calor de formación del agua.

Datos: ∆Hºf [eteno] = 52,30 kJ/mol ∆Hºf [etano] = -84,60 kJ/mol ∆Hºc [etano] = -1560,95 kJ/mol ∆Hºf [agua] = -285,50 kJ/mol ∆Hºc [eteno] = -1411,93 kJ/mol E ( C = C)= 610 kJ/mol E ( C - C)= 347 kJ/mol E ( H- H)= 436kJ/mol E ( C-H)=415 kJ/mol Solución: -136,9 kJ 9.- Sabiendo que los calores de formación a 298 K del butano (C 4H10), dióxido de carbono y agua, son -125 kJ/mol , -393 kJ/mol , -242 kJ/mol, respectivamente, calcular: 1 2

La entalpía de combustión del butano haciendo uso de la ley de Hess La variación de energía interna que acompaña al procso.

R= 8, 31. 10-3 kJ.mol-1K-1 Solución: a) -2657 kJ b) ∆U = 2661 kJ 10.- Explica razonadamente cómo variará con la temperatura la espontaneidad de una reacción en la que ∆Hº < 0 y ∆Sº > 0 , suponiendo que ambas magnitudes no varían con la temperatura. 11.- El calor de combustión del butano gaseoso a presión constante y 25ºC es -2 879 kJ. Sabiendo que los calores de formación de CO2 (g) y H2O(l) son -393,5 y -285 , 8 kJ, respectivamente. Calcular: 1 2

El calor de formación del butano a presión constante. El calor de combustión a volumen constante.

R= 8, 31 J.mol-1K-1

Solución: a) -124 kJ /mol b) Qv = -2870 kJ 12.- La entalpía de combustión del butano es ∆Hc = -2642 kJ.mol -1 si todo el proceso tiene lugar en fase gaseosa: 1 2

Calcule la energía media de enlace O – H. Determine el número de bombonas de butano ( 6 kg de butano/bombona) que hacen falta para calentar una piscina de 50 m3 de 14 a 27ºC.

Datos: R = 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 Ce (agua) : 4, 18 kJ.K-1kg-1 ρ(densidad del agua) = 1 kg.L-1 Energías medias de enlace: E(C – C) = 346 kJ.mol-1 E (C=O) = 730 kJ.mol-1 E (O=O) = 487 kJ.mol-1 E (C - H) = 413 kJ.mol-1

C=12 O=16 H=1

Solución: a) 514 kJ /mol b) 10 bombonas 13.- Discuta la espontaneidad de la reacción CaCO 3 CaO + CO2 a las siguientes temperaturas: 417,4ºC , 834,8 ºC y 1252 ºC. Justificando además, cuál de ellas sería la más adecuada para obtener óxido de calcio. Datos: ∆Hº = +177802 J ∆Sº = +160,5 J/K Solución: 1252 ºC 14.- En algunos países se utiliza el etanol como alternativa a la gasolina en los motores de automóviles. Suponiendo que la gasolina es octano puro: a) Escribe, ajustadas, las reacciones de combustión de ambas sustancias. b) Determina qué combustible tienen mayor poder calorífico (calor producido por cada kg quemado) Datos: H=1 C=12 O=16 Entalpías de formación:

∆Hºf (kJ/mol) Solución: Mayor la gasolina

Etanol

Octano

-278

-270

Dióxido carbono -394

de Agua -286

15.- El butano (C4H10) es un compuesto gaseoso que puede experiementar una reacción de combustión. 1 2 3

Formule la reacción y ajústela estequiométricamente. Calcule el valor (en kcal) que puede suministrar una bombona de butano que contiene 4 kg de dicho compuesto. Calcule el volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, que será necesario para la combustión de todo el butano contenido en la bombona.

Datos: C=12 O=16 H=1 ∆Hºf C4H10 (g) = -1125 kJ/mol ∆Hºf H2O (l) = -286 kJ/mol ∆Hºf CO2 (g) = -394 kJ/mol 1 kcal = 4, 18 kJ Solución: b) -31100 Kcal c) 10035,1 L de oxígeno. 16.-Utilizando los siguientes datos:

1

2 3

Sustancia

C2H6 (g)

CO2(g)

H2O(l)

∆Hºf ( kJ/mol)

-84,7

-394,0

-286,0

Calcular las entalpías de combustión del carbón C(s), y del etano, C 2H6 (g) A partir de los resultados del apartado anterior, calcular qué combustible posee mayor entalpía específica (entalpía de combustión por kg de combustible). El dióxido de carbono generado en las combustiones contribuye a la contaminación atmosférica. ¿Cuál es el efecto de esta contaminación?. Indicar otros gases que también sean responsables de este tipo de contaminación.

Solución: a) -394 kJ b) -1561,3 kJ c) etano > carbón

PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2004) ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 1.- Escriba las ecuaciones termoquímicas correspondientes a los procesos de formación estándar, a partir de sus elementos del dióxido de carbono, el agua y el ácido metanoico o fórmico, y la reacción de combustión de este último. 2.-Razonar en qué condiciones serán espontáneos los procesos cuyas variaciones de entalpía y de entropía son las siguientes: 1 2 3 4

∆H >0 ; ∆S>0 ∆H >0 ; ∆S