unidades 0,1,2 y 3 la química y sus cálculos, “estructura...

I.E.S. Guadalpeña Dpt. Física y Química 2º Bachillerato 2018-2019

UNIDADES 0,1,2 y 3 :"La química y sus cálculos", “Estructura de la materia” y "Sistema Periódico"

1.- a) Escriba las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes: Al, Na+, O2-.

b) Cuales son isoeléctricos?c) Cuál o cuáles tienen electrones desapareados?

2.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4; B: 1s2 2s2; C: 1s2 2s2 2p6.

Indique, razonadamente: a) El grupo y período en los que se hallan A, B y C.b) Los iones más estables que formarán A, B y C.

3.- a) Escriba la estructura electrónica de los átomos de los elementos cuyos números atómicos son 11, 13 y 16. b) Indique, justificando la respuesta, el elemento de mayor energía de ionización y el que tiene mayorcarácter metálico. c) ¿En qué grupo y período del sistema periódico está situado cada elemento?

4.- Para el ión Cl − (Z= 17) del isótopo cuyo número másico es 36: a) Indique el número de protones, electrones y neutrones.b) Escriba su configuración electrónica.c) Indique los valores de los números cuánticos de uno de los electrones externos

5.- a) Escriba las configuraciones electrónicas de los iones siguientes: Na+(Z=11) y F - (Z=9). b) Justifique que el ion Na+ tiene menor radio que el ion F -

c) Justifique que la energía de ionización del sodio es menor que la del flúor.

6.- a) ¿Por qué el volumen atómico aumenta al bajar en un grupo de la tabla periódica? b) ¿Por qué los espectros atómicos son discontinuos?c) Defina el concepto de electronegatividad.

7.- Dados los siguientes grupos de números cuánticos (n, l, m): (3, 2, 0); (2, 3, 0); (3, 3, 2); (3, 0, 0); (2,-1, 1); (4, 2, 0). Indique: a) Cuáles no son permitidos y por qué.b) Los orbitales atómicos que se corresponden con los grupos cuyos números cuánticos seanposibles.

8.- Dadas las especies: Cl-, K+ y Ar: a) Escriba la configuración electrónica de cada una de ellas.b) Justifique cuál tendrá un radio mayor.

9.- La configuración electrónica del ión X3+ es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. a) ¿Cuál es el número atómico y el símbolo de X?b) ¿A qué grupo y periodo pertenece ese elemento?c) Razone si posee electrones desapareados el elemento X.

10.- Los números atómicos de los elementos A, B, C y D son 2, 11, 17 y 25, respectivamente. a) Escriba, para cada uno de ellos, la configuración electrónica e indique el número de electronesdesapareados. b) Justifique qué elemento tiene mayor radio.c) Entre los elementos B y C, razone cuál tiene mayor energía de ionización.

11.- Los elementos X, Y y Z tienen números atómicos 13, 20 y 35, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos.b) ¿Serían estables los iones X2+, Y2+, Z2-? Justifique las respuestas.

12.- Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) El neón y el O2 − tienen la misma configuración electrónica.b) El neón tiene una energía de ionización menor que la del oxígeno.c) El neón y el O2 − tienen el mismo número de protones.

13.- Para un elemento de número atómico Z = 20 , a partir de su configuración electrónica: a) Indique el grupo y el periodo al que pertenece y nombre otro elemento del mismo grupo.b) Justifique la valencia más probable de ese elemento.c) Indique el valor de los números cuánticos del electrón más externo.

14.- Para un átomo en su estado fundamental, razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) El número máximo de electrones con número cuántico n = 3 es 6.b) En un orbital 2 p sólo puede haber 2 electrones.c) Si en los orbitales 3d se sitúan 6 electrones, no habrá ninguno desapareado.

15.- Un recipiente de 10 L contiene una mezcla de CO2 y CO (cuyas fracciones molares son 0’22 y 0’78, respectivamente), ejerciendo la mezcla una presión de 2 atm a la temperatura de 27 ºC. Calcule: a) La presión parcial ejercida por cada gas en el recipiente.b) El número de gramos de cada compuesto.

16.- Calcule la composición centesimal del ácido sulfúrico. Datos. Masas atómicas: H = 1; S = 32; O = 16

17.- Se disuelven 10 g de ácido nítrico en 1 L de agua. Calcule: a) La molaridad de la disolución anterior.b) La molaridad de la disolución resultante de diluir 100 mL de la disolución original hasta 2 L.Datos. Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16.

18.- Un hidrocarburo tiene la siguiente composición centesimal: 17´24 % de hidrógeno 82´76 % de carbono. Sabiendo que la masa molecular del compuesto es 58.Calcule: a) La fórmula empírica.b) La fórmula molecular. Datos. Masas atómicas: H = 1; C = 12

19.- Una sustancia orgánica está formada únicamente por C (64’80 %), H (13’61 %) y O (resto hasta 100 %). En condiciones normales 2 g del compuesto gaseoso ocupan 604’4 cm3. Calcule: a) La fórmula empírica.b) La fórmula molecular. Datos. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.

20.- Se toman 25 mL, de un ácido sulfúrico de densidad 1’84 g/ cm3 y del 96% de riqueza en peso y se le adiciona agua hasta 250 mL. a) Calcule la molaridad de la disolución resultante.b) Indique el material necesario y el procedimiento a seguir para preparar la disolución.Datos. Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32.

21.- a) Calcule la masa de NaOH sólido del 80% de pureza en peso, necesaria para preparar 250 mL de disolución acuosa 0’025 M. b) Explique el procedimiento para preparar la disolución, indicando el material necesario.Datos. Masas atómicas: H = 1; O = 16; Na = 23.


Unidad 4: ENLACE QUÍMICO I

1.- Haga un esquema del ciclo de Born-Haber para el cloruro de calcio y calcule la entalpía estándar de formación del mismo utilizando los valores de las energías de los procesos:

- Sublimación del calcio, 178,2 kJ/mol;

- Disociación de la molécula de cloro, 243,2 kJ/mol;

- Primera energía de ionización del calcio, 590 kJ/mol;

- Segunda energía de ionización del calcio, 1145 kJ/mol;

- Afinidad electrónica del cloro: -340 kJ/mol;

- Energía de red del cloruro de calcio, -2223 kJ/mol. Sol: -760 kJ/mol

2.- Calcula la segunda electroafinidad del oxígeno conociendo los valores energéticos siguientes:

- Energía reticular del Na2O, -602 kcal/mol

- Energía de ionización del sodio, 494 kJ/mol

- Primera electroafinidad del oxígeno, -141 kJ/mol

- Entalpía estándar de formación del Na2O, -415 kJ/mol

- Energía de sublimación del sodio, 107 kJ/mol

- Energía de disociación del oxígeno, 498 kJ/mol Sol: 791 kJ/mol

3.- Ordenar de forma creciente atendiendo a su energía reticular los siguientes compuestos iónicos. Justifica la respuesta.

a) NaCl, NaI, CaO Sol: NaI˂ NaCl ˂ CaO

b) KBr, BaO, Al2O3 Sol: KBr˂ BaO ˂ Al2O3

4.- Represente el ciclo de Born-Haber para el fluoruro de litio. Calcule el valor de la energía reticular del fluoruro de litio sabiendo:

Entalpía de formación del [LiF(s)] = –594,1 kJ/mol

Energía de sublimación del litio = 155,2 kJ/mol

Energía de disociación del flúor = 150,6 kJ/mol

Energía de ionización del litio = 520 kJ/mol

Afinidad electrónica del flúor = –333 kJ/mol Sol: -1011.6 kJ/mol


Unidad 4: ENLACE QUÍMICO II

1.- Dadas las especies: H2O, NH4+ y PH3. a) Represéntelas mediante estructuras de Lewis.b) Justifique su geometría mediante la TRECV.

2.- A partir de los átomos A y B cuyas configuraciones electrónicas son, respectivamente, 1s2 2s2 2p2 y 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5: a) Explique la posible existencia de las moléculas: AB, B2 y AB4.b) Justifique la geometría de la molécula AB4.c) Discuta la existencia o no de momento dipolar en AB4.

3.- Dadas las especies químicas H2S, PH3 y CCl4, indique: a) La estructura de Lewis de cada molécula.b) La geometría de cada molécula según la TRECV.c) La hibridación que presenta el átomo central de cada una de ellas.

4.- En función del tipo de enlace explique por qué: a) El NH3 tiene un punto de ebullición más alto que el CH4.b) El KCl tiene un punto de fusión mayor que el Cl2.c) El CH4 es insoluble en agua y el KCl es soluble.

5.- Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O. a) Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos.b) Ordénelos de menor a mayor punto de ebullición. Justifique las respuestas.

6.- Dadas las siguientes moléculas: CCl4, BF3 y PCl3. a) Represente sus estructuras de Lewis.b) Prediga la geometría de cada una de ellas según la Teoría de Repulsión de Pares deElectrones de la Capa de Valencia. c) Indique la polaridad de cada una de las moléculas.

7.- a) Represente las estructuras de Lewis de las moléculas de H2O y de NF3. b) Justifique la geometría de estas moléculas según la teoría de Repulsión de Pares deElectrones de la Capa de Valencia. c) Explique cuál de ellas presenta mayor punto de ebullición.

8.- Indique el tipo de hibridación que presenta cada uno de los átomos de carbono en las siguientes moléculas: a) CH3C≡CCH3 b) CH3CH=CHCH3 c) CH3CH2CH2CH3

9.- Dadas las siguientes especies químicas NCl3 y BCl3 : a) Explique por qué el tricloruro de nitrógeno presenta carácter polar y, sin embargo, eltricloruro de boro es apolar. b) ¿Cuál de las dos sustancias será soluble en agua? Justifique su respuesta.c) Indique la hibridación del átomo central en cada una de las especies.

10.- Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) El CsCl es un sólido cristalino conductor de la electricidad.b) El H2S tiene un punto de ebullición más bajo que el H2O.c) El cloruro de sodio es soluble en agua.


Unidad 5: CINÉTICA QUÍMICA

1. La ecuación de velocidad v=k·[NO]2[O2], corresponde a la reacción: 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)

Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) ¿Se puede considerar que, durante el transcurso de la reacción química, la velocidad de la

reacción permanece constante?

b) ¿Cuál es el orden parcial para cada uno de los reactivos?

c) ¿Cuál es el orden total de la reacción?

d) ¿En qué unidades vendrá expresada la constante de velocidad?

e) ¿Qué ocurrirá en las siguientes situaciones con la velocidad de reacción?

a. Aumentamos la concentración de los reactivos.

b. Aumentamos la temperatura.

c. Añadimos un catalizador.

2. La reacción: A+2B+C→D+E, tiene como ecuación de velocidad: v=k·[A]2[B]

a) ¿Cuáles son los órdenes parciales de la reacción y el orden total?

b) Deduzca las unidades de la constante de velocidad.

c) Justifique cuál es el reactivo que se consume más rápidamente.

2017. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 4. OPCIÓN B

3.- Experimentalmente se halla que la reacción, A→B+C en fase gas, es de orden 2 respecto de A.

a) Escriba la ecuación de velocidad

b) Explique cómo varía la velocidad de reacción si el volumen disminuye a la mitad

c) Calcule la velocidad cuando [A]= 0.3 M, si la constante de velocidad es k=0.36L·mol-1·s-1

2018. RESERVA 1. EJERCICIO 3. OPCIÓN A

4.- La reacción CO(g)+NO2(g)↔CO2(g)+NO(g) tiene la siguiente ecuación de velocidad obtenida

experimentalmente: v=k·[NO2]2.

Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) La velocidad de desaparición del CO es igual a la velocidad de desaparición del NO2

b) La constante de velocidad no depende de la temperatura porque la reacción se produce en fase

gaseosa.

c) El orden total de reacción es 1 porque la velocidad solo depende de la concentración de NO2.

2018. RESERVA 3. EJERCICIO 4. OPCIÓN B

5.- Indique verdadero o falso para las siguientes afirmaciones, justificando las respuestas:

En una reacción del tipo A+B→C, el orden total es siempre 2.

a) Al aumentar la temperatura a la que se realiza una reacción aumenta siempre la velocidad

b) En un equilibrio la presencia de un catalizador solo aumenta la velocidad de la reacción directa

2017. RESERVA 3. EJERCICIO 3. OPCIÓN A


Unidad 6: EQUILIBRIO QUÍMICO

1.- En un recipiente de 4 litros, a una cierta temperatura, se introducen 0,16 moles de HCl, 0,08

moles de O2 y 0,02 moles de Cl2 , estableciéndose el siguiente equilibrio:

4 HCl(g) + O2 (g) ↔ 2 H2O(g) + 2Cl2(g)

Cuando se alcanza el equilibrio hay 0,06 moles de HCl . Calcule:

a) Los moles de O2, H2O y Cl2 en el equilibrio.

b) El valor de Kc a esa temperatura.

QUÍMICA. 2017. RESERVA 1. EJERCICIO 5. OPCIÓN B

2.- Sea el sistema en equilibrio: CaCO3(s) ↔ CaO(s)+CO2(g)

indique razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) La presión total del reactor será igual a la presión parcial del CO2 .

b) Si se añade más CaCO (s) se produce más CO2 .

c) Kp y K c son iguales.

QUÍMICA. 2017. RESERVA 2. EJERCICIO 3. OPCIÓN A

3.- La deshidrogenación del alcohol bencílico para fabricar benzaldehído (un agente aromatizante)

es un proceso de equilibrio descrito por la ecuación:

C 6H 5CH2OH(g)↔C 6H 5CHO(g) + H 2 (g)

A 523 K el valor de la constante de equilibrio K p=0 ‘558.

a) Si colocamos 1,2 g de alcohol bencílico en un matraz cerrado de 2 L a 523 K, ¿cuál será la

presión parcial de benzaldehído cuando se alcance el equilibrio?

b) ¿Cuál es el valor de la constante Kc a esa temperatura?

Datos: Masas atómicas C=12 ; O=16 ; H=1 . R=0'082 atm· L · mol -1·

K -1

.


4.- Para el equilibrio: 2HI(g)↔ I2(g) + H2(g)

la constante Kc a 425ºC vale 1´82·10-2. Calcule:

a) Las concentraciones de todas las especies en equilibrio si se calientan a la citada temperatura 0,60

mol de HI y 0,10 mol de en un recipiente de 1 L de capacidad. 2 H

b) El grado de disociación del HI y Kp


5.- En un reactor de 5 L se introducen inicialmente 0’8 moles de CS2 y 0’8 moles de H2. A 300ºC se

establece el equilibrio: CS2(g) +4H2(g)↔CH4(g) +2H2S(g)

siendo la concentración de CH4 de 0’025 mol/L. Calcule:

a) La concentración molar de todas las especies en el equilibrio.


Únidad 7: ÁCIDOS Y BASES

1.- Se preparan 187 mL de una disolución de ácido clorhídrico (HCl) a partir de 3 mL de un ácido

clorhídrico comercial de 37% de riqueza en masa y densidad 1,184 g/mL. Basándote en las

reacciones químicas correspondientes, calcula:

a) La concentración de la disolución preparada y su pH.

b) El volumen (mL) de disolución de Ca(OH)2 0,1 M necesario para neutralizar 10 mL de la

disolución final preparada de HCl.

Datos: masas atómicas relativas H = 1 ; Cl = 35,5. JUNIO 2018. OPCIÓN A. EJERCICIO 6.

2.- a) Según la teoría de Brönsted-Lowry justifica, mediante las correspondientes reacciones químicas,

el carácter ácido, básico o neutro de disoluciones acuosas de HCl y de NH3

b) Según la teoría de Brönsted-Lowry escribe la reacción que se produciría al disolver etanoato de

sodio (CH3COONa) en agua, así como el carácter ácido, básico o neutro de dicha disolución.

c) Se tienen tres disoluciones acuosas de las que se conocen: de la primera [OH⎺]=10-4 M, de la segunda

la [H3O+]=10-4 M y de la tercera la [OH⎺]=10-7 M . Ordénalas, justificadamente, en función de su acidez.

JUNIO 2018. OPCIÓN B. EJERCICIO A.

3.- El hidróxido de sodio (NaOH), comúnmente conocido como sosa cáustica, se emplea en disoluciones

acuosas a altas concentraciones para desatascar tuberías. Se tiene una disolución comercial de este

compuesto con una densidad a 20ºC de 1,52 g/mL y una riqueza en masa del 50%. Determine,

basándose en las reacciones químicas correspondientes:

a) El volumen necesario de esta disolución comercial para preparar 20 L de una disolución de pH=12.

b) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico (H2SO4) de concentración 0,25 M necesario para

neutralizar 5 mL de la disolución comercial de hidróxido de sodio.

Datos: Masas atómicas relativas Na=23 ; O=16 ; H=1

RESERVA 1-2018. OPCIÓN A. EJERCICIO 5.

4.- Se tienen dos disoluciones acuosas de dos ácidos monopróticos orgánicos del tipo R COOH, una de

ácido etanoico (Ka=1´8·105) y otra de ácido benzoico (Ka=6´5·105). Si la concentración molar de los

dos ácidos es la misma, conteste razonadamente:

a) ¿Cuál de los dos ácidos es más débil?

b) ¿Cuál de los dos ácidos tiene un grado de disociación mayor?

c) ¿Cuál de las dos bases conjugadas es más débil?

RESERVA 1-2018. OPCIÓN B. EJERCICIO 3.

5.- La aspirina es un medicamento cuyo principio activo es el ácido acetilsalicílico (C9H8O4), que es un

ácido débil monoprótico del tipo R COOH. Basándose en la reacción química correspondiente, calcule:


Unidad 8: REACCIONES REDOX

1.- Los electrodos de aluminio y cobre de una pila galvánica se encuentran en contacto con una disolución

de Al+3y Cu+2en una concentración 1 M.

a) Escriba e identifique las semirreacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo.

b) Calcule la f.e.m. de la pila y escriba su notación simplificada

c) Razone si alguno de los dos metales produciría H2(g) al ponerlo en contacto con ácido sulfúrico.

Datos: E0 (Al+3/Al) = 1'67 V; E0 (Cu+2/Cu)= 0'34 V; E0 (H+ /H2 ) =0'00 V

JUNIO 2018. EJERCICIO 3. OPCIÓN A

2.- Para obtener el óxido de aluminio a partir de aluminio metálico se utiliza una disolución de dicromato

de potasio en medio ácido:

Al + K2Cr2O7 + H2SO4 → Al2O3 + Cr2(SO4) + K2SO4 + H2O

a) Ajuste las reacciones iónica y molecular por el método del ión-electrón.

b) Calcule el volumen de disolución de K2Cr2O7 de una riqueza del 20% en masa y densidad 1’124g/mL

que sería necesario para obtener 25 g de Al2O3.

Datos: Masas atómicas relativas: Cr= 52; K= 39; Al= 27; O=16

JUNIO 2018. EJERCICIO 6. OPCIÓN B

3.- Los potenciales normales de reducción de Sn+2/Sn y Cu+2/Cu son -0,14 V y 0,34 V, respectivamente. Si

con ambos electrodos se construye una pila:

a) Escriba e identifique las semirreacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo.

b) Dibuje un esquema de la misma, señalando el sentido en el que se mueven los electrones.

c) Calcule la f.e.m. de la pila.


4.- Una muestra que contiene sulfuro de calcio se trata con ácido nítrico concentrado hasta completar la

reacción, según:

CaS + HNO3 → NO + SO2 + Ca(NO3)2 + H2O

a) Ajuste las reacciones iónica y molecular por el método del ion-electrón.

b) Calcule la riqueza (%) en sulfuro de calcio de la muestra, sabiendo que al añadir ácido nítrico concentrado

a 35 g de muestra se obtienen 18 L de NO, medidos a 20ºC y 700 mmHg.

Datos: R= 0'082 atm L K-1 mol-1. Masas atómicas relativas: Ca = 40; S = 32.

QUÍMICA. 2018 RESERVA 4. EJERCICIO 6. OPCIÓN B

5.- Una moneda antigua de 25,2 g, que contiene Ag e impurezas inertes, se hace reaccionar con un exceso

de HNO3. Teniendo en cuenta que los productos de reacción son AgNO3, NO y H2O:


b) Calcule el porcentaje en masa de Ag en la moneda si en la reacción se desprenden 0,75 L de gas

monóxido de nitrógeno, medido a 20ºC y 750 mmHg.

Datos: R= 0'082 atm L K-1 mol-1. Masa atómica relativa Ag=108



Unidades 9,10 y 11:QUÍMICA ORGÁNICA

1.- Dados los siguientes compuestos: CH3-CH=CH2 y CH3-CH=CH-CH3 elija el más adecuado para cada caso, escribiendo la reacción que tiene lugar: a) El compuesto reacciona con agua en medio ácido para dar otro compuesto que presenta isomeríaóptica. b) La combustión de dos moles de compuesto produce 6 moles de CO2

c) El compuesto reacciona con HBr para dar otro compuesto que no presenta isomería óptica.

QUÍMICA. 2018. JUNIO. EJERCICIO 4. OPCIÓN A

2.- Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: a) El aldehído que es isómero del propen-2-ol (CH2=COH-CH3).b) Un alqueno de 4 átomos de carbono que no presente isomería cis-trans.c) Un compuesto con dos carbonos quirales.


3.- Sean los siguientes compuestos: CH3COOCH3, CH3CH2CONH2, CH3CH(CH3)COCH3 y CH3CH(OH)CHO a) Identifique y nombre los grupos funcionales presentes en cada uno de ellos.b) Justifique si alguno posee actividad óptica.c) ¿Alguno presenta un carbono terciario? Razone la respuesta.


4.- Complete las siguientes reacciones orgánicas, indicando el tipo de reacción:

a) CH3CH2CH3 + Br2 ℎ𝜈→ ……….. + ……….

b) ………….. 𝐻2𝑆𝑂4,∆ → CH3CH=CHCH3 + ……….

c) C6H6 (benceno) + HNO3 𝐻2𝑆𝑂4 → ……. + H2O


5.- Para el compuesto CH2=CH-CH2 -CH2 -CH3 , escriba: a) La reacción ajustada de combustión.b) La reacción con bromuro de hidrógeno (HBr) que da lugar al producto mayoritario.c) Una reacción que produzca un hidrocarburo saturado.


6.- a) Escriba la reacción de adición de bromuro de hidrógeno (HBr) al propeno CH3-CH2=CH2. b) Escriba y ajuste la reacción de combustión del butano (CH3-CH2-CH2-CH3).c) Escriba el compuesto que se obtiene cuando el cloro molecular (Cl2) reacciona con elmetilpropeno, CH2=C(CH3)-CH3, e indique el tipo de reacción que tiene lugar.


7.- Empleando compuestos de 4 átomos de carbono, represente: a) Dos hidrocarburos que sean isómeros de cadena entre sí. b) Dos hidrocarburos que sean isómeros cis-trans. c) Un alcohol que desvíe el plano de la luz polarizada.


8.- Dados los siguientes reactivos HI, I2, H2/ catalizador, NaOH y H2O/H2SO4, ¿cuál de ellos sería el adecuado para obtener CH3CH2CH2CH(OH)CH3 en cada caso? Escriba la reacción correspondiente: a) A partir de CH2=CH CH2CH2CH3 b) A partir de CH3CH2CH2CH(I)CH3 c) A partir de CH3CH=CHCH(OH)CH3

QUIMICA. 2018. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 4. OPCIÓN A

9.- Para el compuesto CH3-CH2-CHOH-CH3 escriba:

a) Un isómero de posición.

b) Un isómero de función.

c) Un isómero de cadena.

QUIMICA. 2018. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 4. OPCIÓN B

10.- Dado el siguiente compuesto CH3-CH2-CHOH-CH3 a) Justifique si presenta o no isomería óptica. b) Escriba la estructura de un isómero de posición y otro de función. c) Escriba el alqueno a partir del cual se obtendría el alcohol inicial mediante una reacción de adición.


11.- a) Formule dos isómeros del CH3-CH2-CH2-CH2-CHO, indicando el tipo de isomería. b) Justifique si el CH3-CHBrCH2-CH3 presenta isomería óptica. c) Justifique si existe isomería geométrica en el compuesto CH3-CHClCCl=CH2


12.- Para el compuesto A de fórmula CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 escriba: a) La reacción de combustión completa de A. b) Un compuesto que por hidrogenación catalítica de lugar a A. c) La reacción fotoquímica de 1 mol de A en presencia de 1 mol de Cl2.


6.- En la reacción entre el permanganato de potasio (KMnO4) y el yoduro de potasio (KI) en presencia de

hidróxido de potasio (KOH) se obtiene manganato de potasio (K2MnO4 ),yodato de potasio (KIO3) y agua.


b) Calcule los gramos de KI necesarios para la reducción de 50 mL de una disolución 0,025 M de KMnO4.

Datos: Masas atómicas relativas I=127; K=39


7.- a) Determine la intensidad de corriente que hay que aplicar a una muestra de 0,1 kg de bauxita que

contiene un 60% de 2 3 Al O para la electrolisis total hasta aluminio en un tiempo de 10 h.

b) ¿Cuántos gramos de aluminio se depositan cuando han transcurrido 30 minutos si la intensidad de

corriente es 10 A?

Datos: F=96500 C/mol . Masas atómicas relativas Al=27; O=16


8.- 100 gramos de bromuro de sodio (NaBr) se tratan con una disolución de ácido nítrico (HNO3)

concentrado de densidad 1,39 g/mL y 70% de riqueza en masa, dando como productos de la reacción Br2,

NO2, NaNO3 y H2O:


b) Calcule el volumen de ácido necesario para completar la reacción.

Datos: Masas atómicas relativas Br= 80, Na=23, O=16, N=14, H=1


9.- El principal método de obtención del aluminio comercial es la electrolisis de las sales de Al+3 fundidas

a) ¿Cuántos culombios deben pasar a través del fundido para depositar 1 kg de aluminio?

b) Si una cuba electrolítica industrial de aluminio opera con una intensidad de corriente de 4·104 A, ¿cuánto

tiempo será necesario para producir 1 kg de aluminio?

Datos: F= 96500 C/mol . Masa atómica relativa Al= 27


10.- Se lleva a cabo la electrolisis de ZnBr2 fundido.

a) Calcule cuánto tiempo tardará en depositarse 1 g de Zn si la corriente es de 10 A.

b) Si se utiliza la misma intensidad de corriente en la electrolisis de una sal fundida de vanadio y se

depositan 3,8 g de este metal en 1 h, ¿cuál será la carga del ion vanadio en esta sal?

Datos: F= 96500 C/mol . Masas atómicas relativas V=50'9; Zn= 65'4

QUÍMICA. 2018. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 6. OPCIÓN A

11.- El permanganato de potasio (KMnO4), en medio ácido sulfúrico (H2SO4), reacciona con el peróxido

de hidrógeno (H2O2) dando lugar a sulfato de manganeso(II) (MnSO4 ), oxígeno (O2), sulfato de potasio

(K2SO4) y agua.


b) ¿Qué volumen de O2 medido a 900 mmHg y 80ºC se obtiene a partir de 100 g de KMnO4 ?

Datos: R= 0'082 atm L K-1 mol-1. Masas atómicas relativas Mn=55 ; K=39 ; O=16

QUÍMICA. 2018. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 6. OPCIÓN B

a) La concentración molar de la disolución obtenida al disolver un comprimido de aspirina que

contiene 500 mg del ácido en 200 mL de agua y su grado de disociación.

b) El pH y la concentración de todas las especies en el equilibrio.

Datos: Ka=3´27·10-4. Masas atómicas relativas H=1 ; C=12 ; O=16


6.- El ácido salicílico (HOC6H4COOH) se emplea en productos farmacológicos para el tratamiento y

cuidado de la piel (acné, verrugas, etc.). A 25°C, una disolución acuosa de 2,24 mg/mL de este ácido

monoprótico alcanza un pH de 2,4 en el equilibrio. Basándose en la reacción química correspondiente,

calcule:

a) La concentración molar de la especie HOC6H4COOH y el grado de disociación del ácido salicílico.

b) El valor de la constante Ka del ácido salicílico y el valor de la constante Kb de su base conjugada.

Datos: Masas atómicas relativas O16 ; C12 ; H1


7.- Aplicando la teoría de Brönsted-Lowry para ácidos y bases, y teniendo en cuenta que el ácido

cloroso (HClO2) es un ácido débil (Ka=1´1·10-2):

a) Escriba la reacción química del agua con el ácido cloroso y la expresión de su constante de acidez.

b) Escriba la reacción química del agua con la base conjugada del ácido y la expresión de su constante

de basicidad.

c) Obtenga el valor de la constante de basicidad de su base conjugada.

RESERVA 3-2018. OPCIÓN B. EJERCICIO 3

8.- La constante de acidez del ácido láctico, ácido orgánico monoprótico, es 1, 38 104. Justifique la

veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) El ácido láctico es un ácido fuerte.

b) La constante Kb de la base conjugada es 7´2 1011

c) En una disolución acuosa del ácido, el pOH es mayor que el pH.

RESERVA 4-2018. OPCIÓN B. EJERCICIO 3

9.- Una disolución acuosa de hidróxido de potasio (KOH) de uso industrial tiene una composición del

40% de riqueza en masa y una densidad de 1,515 g/mL. Determine, basándose en las reacciones

químicas correspondientes:

a) La molaridad de esta disolución y el volumen necesario para preparar 10 L de disolución acuosa

de pH 13.

b) El volumen de una disolución acuosa de ácido perclórico (HClO4) 2 M necesario para neutralizar

50 mL de la disolución de KOH e uso industrial.

Datos: Masas atómicas relativas H1; O16; K39

SEPTIEMBRE 2018. OPCIÓN B. EJERCICIO 5.

b) Kc y Kp a dicha temperatura.


6.- Basándose en las reacciones químicas correspondientes:

a) Calcular la solubilidad en agua del ZnCO3 en mg/L

b) Justifique si precipitará ZnCO3 al mezclar 50 ml de Na2CO3 0´01 M con 200 mL de Zn(NO3)2 0´05 M

Datos: Masas atómicas relativas C=12 ; O=16 ; Zn=65´4 . Ks (ZnCO3) =2´2·10 - 1 1

QUÍMICA. 2018. JUNIO. EJERCICIO 5. OPCIÓN B

7.- Basándose en las reacciones químicas correspondientes, calcule la solubilidad del CaSO4:

a) En agua pura.

b) En una disolución 0,50 M de sulfato de sodio(Na2SO4)

Dato: KS (CaSO4) = 9,110−6


8.-Basándose en las reacciones químicas correspondientes, calcule la concentración de ion fluoruro:

a) En una disolución saturada de fluoruro de calcio (CaF2).

b) Si la disolución es además 0´2 M en cloruro de calcio(CaCl2).

Dato: KS(CaF2) = 3,9·10−11


9.- Se añade el mismo número de moles de CO2 que de H2 en un recipiente cerrado de 2 L que se

encuentra a 1259 K, estableciéndose el siguiente equilibrio: H2(g)+ CO2(g)↔H2O(g)+CO(g)

Una vez alcanzado el equilibrio, la concentración de CO es 0,16 M y el valor de Kc es 1,58. Calcule:

a) Las concentraciones del resto de los gases en el equilibrio.

b) La presión total del sistema en el equilibrio.

Dato: R=0'082 atm· L · mol -1· K -1.

QUIMICA. 2018. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 5. OPCIÓN A

10.-Indique, razonadamente, si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Se puede aumentar la solubilidad del AgCl añadiendo HCl a la disolución.

b) El producto de solubilidad de una sal es independiente de la concentración inicial de la sal que se

disuelve

c) La solubilidad de una sal tiene un valor único

QUIMICA. 2018. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 3. OPCIÓN B

6.- La reacción A+2B+C→D+C, tiene como ecuación de velocidad v= k[A]2[B]

a) ¿Cuáles son los órdenes parciales de la reacción y el orden total?

b) Deduzca las unidades de la constante de velocidad

c) Justifique cuál es el reactivo que se consume más rápidamente

2017. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 4. OPCIÓN A

7.- La velocidad de cierta reacción es v= k[A]2[B]. Razone si es cierto o falso:

a) La unidad de la constante de velocidad es L/mol·s

b) Si se duplican las concentraciones de A y B, en igualdad de condiciones, la velocidad de la

reacción será ocho veces mayor.

c) Si se disminuye el volumen a la mitad, la velocidad de reacción será ocho veces mayor.

2014. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 3. OPCIÓN A

8.- Para la reacción: A(g))↔B(g)+C(g) el valor de la constante de velocidad a una cierta temperatura

es de 1.5·10-3 L/mol·s.

a) ¿Cuál es el orden de la reacción?

b) ¿Cuál es la ecuación de velocidad?

c) A esa misma temperatura, ¿cuál será la velocidad de reacción cuando la concentración de A

sea 0.242 M?

2013. JUNIO. EJERCICIO 3. OPCIÓN B

9.- En la reacción N2(g)+3H2(g)↔2NH3(g), en un determinado momento, el hidrógeno está

reaccionando a la velocidad de 0.09 mol/L·s. Calcula la velocidad a la que está reaccionando el

nitrógeno y la velocidad con la que se está formando el amoníaco.

10.- La combustión del butano se produce según la ecuación:

C4H10(g)+13

2𝑂2(g)

∆→4CO2(g)+5H2O(g)

Si se consumen 4 moles de butano cada 20 min de reacción, ¿cuántos moles de dióxido de carbono

se producirán en 1 hora?

11.- Para la reacción exotérmica A(g)+3B(g)↔2C(g) su orden de reacción es 1.5 respecto de A y 2

respecto de B.

a) Defina velocidad de reacción y aplique ese concepto a cada uno de los compuestos que

figuran en esa reacción

b) Escriba la ecuación de velocidad de esa reacción

c) ¿cómo se modifica la velocidad en caso de que se duplique [A] y se triplique [B]?

12.- En una reacción endotérmica:

a) Dibuja el diagrama entálpico de la reacción

b) ¿Cuál es mayor, La Ea directa o inversa?

c) ¿Cómo afectará al diagrama anterior la adición de un catalizador?

11.- a) Explique, en función de las interacciones moleculares, por qué el NH3 tiene un punto de ebullición más alto que el CH4. b) Explique, en función de las interacciones moleculares, por qué el CH4 tiene un punto de ebullición más bajo que el C2H6. c) Indique cuántos enlaces σ y cuántos Π tienen las moléculas de nitrógeno y oxígeno. 12.- Dados los elementos A, B y C de números atómicos 19, 17 y 12, respectivamente, indique, razonando la respuesta: a) Estructura electrónica de sus respectivos estados fundamentales; b) Tipo de enlace formado cuando se unen A y B y cuando se unen entre sí átomos de C. 13.- Indique razonadamente qué tipo de enlace o fuerza de atracción se rompe al: a) Fundir Bromuro de Litio b) Disolver bromo molecular en tetracloruro de carbono c) Evaporar agua 14.- A) Justifique la polaridad de las siguientes moléculas: H2O y I2 y comente la naturaleza de las fuerzas intermoleculares presentes en ellos. B) Dada la siguiente configuración electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 ¿A qué elemento corresponde? ¿Cuál es su situación en el sistema periódico? Indique los valores de los cuatro números del electrón diferenciador 15.- En función del tipo de enlace explique por qué: a) El NH3 tiene un punto de ebullición más alto que el CH4. b) El KCl tiene un punto de fusión mayor que el Cl2. c) El CH4 es insoluble en agua y el KCl es soluble. 16.- Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) El punto de ebullición del butano es menor que el de 1-butanol b) La molécula CHCl3 posee una geometría tetraédrica con el átomo de carbono ocupando la posición central. c) El etano es más soluble en agua que el etanol. 17.- Comente, razonadamente, la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas: a) Un hilo de cobre. b) Un cristal de Cu(NO3)2. c) Una disolución de Cu(NO3)2. 18.- Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Los metales son buenos conductores de la electricidad. b) Todos los compuestos de carbono presentan hibridación sp3. c) Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica en estado sólido. 19.- a) ¿Por qué el H2 y el I2 no son solubles en agua y el HI sí lo es? b) ¿Por qué la molécula BF3 es apolar, aunque sus enlaces estén polarizados? 20.- Explique, en función del tipo de enlace que presentan, las siguientes afirmaciones: a) El cloruro de sodio es soluble en agua. b) El hierro es conductor de la electricidad. c) El metano tiene bajo punto de fusión.

RELACIÓN ENTRE EL TIPO DE ENLACE Y LAS PROPIEDADES DEL COMPUESTO FORMADO

5.- Dadas las energías reticulares de las siguientes sustancias: Razone cómo varían: a) Sus puntos de fusión b) Su dureza. c) Su solubilidad en agua. 6.- Justifique la veracidad de las siguientes afirmaciones: a) El agua pura es mala conductora de la electricidad. b) El cloruro de sodio, en estado sólido, conduce la electricidad. c) La disolución formada por cloruro de sodio en agua conduce la electricidad. 7.- La tabla que sigue corresponde a los puntos de fusión de distintos sólidos iónicos:

Considerando los valores anteriores: a) Indique cómo variará la energía reticular en este grupo de compuestos. b) Razone cuál es la causa de esa variación. 8.- Cuatro elementos se designan arbitrariamente como A, B, C y D. Sus electronegatividades se muestran en la tabla siguiente:

Elemento A B C D Electronegatividad 3.0 2.8 2.5 2.1

Si se forman las moléculas AB, AC, AD y BD:

a) Clasifíquelas en orden creciente por su carácter covalente. Justifique la respuesta.

b) ¿Cuál será la molécula más polar? Justifique la respuesta.

U (kJ/mol) NaF -914 NaCl -770 NaBr -728

Compuesto Na F NaCl NaBr NaI Punto de fusión ºC 980 801 755 651

unidades 0,1,2 y 3 la química y sus cálculos, “estructura...

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