de
2º de BACHILLERATO
ENUNCIADOS Y SOLUCIONES
DE LOS EJERCICIOS QUE HAN SIDO PROPUESTOS
EN LOS EXÁMENES DE
LAS PRUEBAS DE ACCESO A ESTUDIOS UNIVERSITARIOS
EN LA COMUNIDAD DE MADRID
(1996 − 2016)
DOMINGO A. GARCÍA FERNÁNDEZ
DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA
I.E.S. EMILIO CASTELAR
las PRUEBAS DE ACCESO A ESTUDIOS UNIVERSITARIOS en la Comunidad de Madrid, entre los años 1996 y 2016, junto con sus correspondientes soluciones, de acuerdo a la siguiente distribución según los temas que constituyen el programa:
AÑO Examen
Es truc tura de la m at eri a El e nl ac e qu ím ic o Te rm oqu ím ic a C iné tic a quí m ic a El e qui libr io qu ím ic o Á ci dos y B as es El ec troquí m ic a Quí m ic a de l c arbono C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas
1996 Junio Septiembre 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 1 2 1 2 1
1997 Junio Septiembre 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 1 2
1998 Junio Septiembre 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1
1999 Modelo Junio 1 1 1 1 1 1 1 1 2 1 1 1 2 1 1 1 Septiembre 1 1 1 1 2 1 1 1
2000 Modelo Junio 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Septiembre 1 1 1 1 1 1 1 1 1
2001 Modelo Junio 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 1 Septiembre 1 1 1 1 1 1 1 1 1
2002
Modelo 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Junio 2 1 1 1 1 1 1 1 Septiembre 1 1 1 1 1 2 1 1
2003
Modelo 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Junio 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Septiembre 1 1 2 1 1 1 1 1
AÑO Examen Es truc tura de la m at eri a El e nl ac e qu ím ic o Te rm oqu ím ic a C iné tic a quí m ic a El e qui libr io qu ím ic o Á ci dos y B as es El ec troquí m ic a Quí m ic a de l c arbono C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas C ue st ion es Pr ob lemas 2005
Modelo 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Junio 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Septiembre 2 1 1 1 1 1 1 1
2006
Modelo 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Junio 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Septiembre 1 1 1 1 1 1 1 1 1
2007 Modelo Junio 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 1 1 1 1 1 Septiembre 1 1 1 1 1 1 1 1 1
2008 Modelo Junio 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2 Septiembre 2 1 1 1 2 1 1
2009 Modelo Junio 1 1 1 1 2 1 1 2 2 2 1 1 1 1 Septiembre 1 1 1 1 1 1 1 1 1
2010
Modelo 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Junio (G) 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Junio (E) 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Junio (C) 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Septiembre (G) 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 Septiembre (E) 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1
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AÑO Examen Es truc tura de la m at eri a El e nl ac e qu ím ic o Te rm oq uí m ic a C iné tic a quí m ic a El e qui libr io qu ím ic o Á ci dos y B as es El ec troquí m ic a Quí m ic a de l c arbono Pr eg un ta s Pr eg un ta s Pr eg un ta s Pr eg un ta s Pr eg un ta s Pr eg un ta s Pr eg un ta s Pr eg un ta s 2011
Modelo 1 1 3 2 2 1
Junio 1 1 2 1 2 2 1
Septiembre 1 2 2 2 2 1
2012
Modelo 1 1 2 1 1 1 2 1
Junio 2 1 1 1 2 2 1
Septiembre 1 1 3 3 1 1
2013
Modelo 1 1 3 2 2 1
Junio 2 1 2 2 2 1
Junio (C) 1 1 1 1 2 2 2 Septiembre 1 1 1 2 2 2 1
2014
Modelo 1 1 1 1 3 1 2
Junio 1 2 1 2 1 2 1
Junio (C) 1 1 1 1 1 2 2 1 Septiembre 1 1 1 2 2 2 1
2015
Modelo 1 1 2 2 2 2
Junio 1 2 1 2 1 2 1
Junio (C) 1 2 1 1 2 2 1
Septiembre 2 1 2 2 2 1
2016 Modelo 2 1 2 2 2 1
Total
Cuestiones 24 34 18 20 27 29 33 46 Preguntas 15 16 23 8 33 37 36 22 Problemas 6 37 35 47 44 11 TOTAL 45 50 78 28 94 113 113 79
de
2º de BACHILLERATO
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
ENUNCIADOS Y SOLUCIONES
DE LOS EJERCICIOS
QUE HAN SIDO PROPUESTOS EN LOS EXÁMENES DE
LAS PRUEBAS DE ACCESO A ESTUDIOS UNIVERSITARIOS
EN LA COMUNIDAD DE MADRID
(1996 − 2016)
DOMINGO A. GARCÍA FERNÁNDEZ
EJERCICIOS PROPUESTOS EN LOS EXÁMENES DE
LAS PRUEBAS DE ACCESO A ESTUDIOS UNIVERSITARIOS
EN LA COMUNIDAD DE MADRID
(1996 − 2016)
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
Cuestiones
1 − Conteste breve y razonadamente lo que se plantea en los apartados siguientes: a) ¿Qué son los modelos atómicos y qué utilidad tienen?.
b) Cite dos modelos atómicos que sirvan para indicar la situación energética del electrón.
c) ¿La distribución de todas las partículas que forman parte de los átomos está descrita por los modelos atómicos que ha citado en el apartado b)?.
d) Explique si hay diferencia entre órbita y orbital.
Junio 1999
Solución.− Los modelos atómicos son hipótesis propuestas para entender la situación de las partículas que integran el átomo -de manera primordial los electrones- y así poder determinar su energía, momento angular … y entender las transiciones electrónicas, así como los espectros de emisión y absorción. Ello contribuye, además, a la comprensión del enlace.
Por ejemplo: el modelo de Böhr-Sommerfeld y el mecano-cuántico, que se refieren a los electrones, no a los nucleones.
2 − Dados los elementos de números atómicos: 19, 23 y 48:
a) Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental de estos elementos. b) Explique si el elemento de número atómico 30 pertenece al mismo período y/o
mismo grupo que los elementos anteriores.
c) ¿Qué característica común presentan en su configuración electrónica los elementos de un mismo grupo?.
Septiembre 2000
Solución.− K (Z = 19): 1s2 2 s2 2p6 3s2 3p6 4s1 V (Z = 23): 1s2 2 s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
Cd (Z = 48): 1s2 2 s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 .
El Zn (Z = 30) está en el mismo grupo (12) que el Cd, y en el mismo período (4) que el K y el V.
Los elementos del mismo grupo presentan una configuración electrónica de valencia similar.
3 − Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de los niveles de energía más externos, identifique el grupo de la Tabla Periódica al que pertenecen. Indique el símbolo, el número atómico y el período del primer elemento de dicho grupo.
a) ns2 np4 b) ns2 c) ns2 np1 d) ns2 np5 .
Modelo 2007
Solución.− a) Grupo 16 (anfígenos) , primer elemento: O (Z = 8, período: 2). b) Grupo 2 (alcalinotérreos) , primer elemento: Be (Z = 4, período: 2). c) Grupo 13 (térreos) , primer elemento: B (Z = 5, período: 2). d) Grupo 17 (halógenos) , primer elemento: F (Z = 9, período: 2).
4 − Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de la última capa, identifique cada elemento, determine su número atómico e indique grupo y período al que pertenecen.
a) 2s2 2p4 b) 3s2 c) 3s2 3p1 d) 3s2 3p5 .
Junio 2010 (Materias coincidentes)
Solución.− a) Oxígeno Z = 8 Grupo 16 (anfígenos) Período 2 b) Magnesio Z = 12 Grupo 2 (alcalinotérreos) Período 3
5 − a) Defina los diferentes números cuánticos, indicando con qué letra se representan y los valores que pueden tomar.
b) Enuncie el Principio de Exclusión de Pauli.
c) A partir de los números cuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d.
d) Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes combinaciones de números cuánticos: (1,0,0,½) y (4,1,0,−½).
Modelo 1999
Solución.− Número cuántico principal (n): asociado a la energía del electrón; indica el tamaño del orbital. Valores posibles: 1, 2, 3, 4 …
Número cuántico secundario o azimutal (l): asociado al módulo del momento angular del electrón; indica el tipo de orbital. Valores posibles: 0, 1, 2, 3 … n − 1.
Número cuántico magnético (m): asociado a la orientación del momento angular del electrón; indica la orientación del orbital.
Valores posibles: −l, −l + 1 … −1, 0, 1 … l − 1, l.
Número cuántico de spin (s): asociado al momento angular intrínseco del electrón. Valores posibles: +½ , −½.
Principio de Exclusión de Pauli: Es imposible que en un átomo haya dos o más electrones con sus cuatro números cuánticos iguales.
En los orbitales 3p puede haber seis electrones como máximo. En los orbitales 3d puede haber diez electrones como máximo.
Electrón (1,0,0,½): se halla en el orbital 1s. Electrón (4,1,0,−½): se halla en el orbital 4p.
6 − Para el conjunto de números cuánticos que aparecen en los siguientes apartados, explique si pueden corresponder a un orbital atómico y, en los casos afirmativos, indique de qué orbital se trata:
a) n = 5 , l = 2 , ml = 2 .
b) n = 1 , l = 0 , ml = −½ .
c) n = 2 , l = −1 , ml = 1 .
d) n = 3 , l = 1 , ml = 0 .
Modelo 2010
7 − a) Establezca cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón en un átomo:
b) Diga en qué tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles.
Junio 1996
Solución.− Series imposibles: I, II y IV.
Series posibles: III -orbital 1s-. V -orbital 2p-.
8 − La configuración electrónica del último nivel energético de un elemento es: 4s2 4p3. De acuerdo con este dato:
a) Deduzca la situación de dicho elemento en la Tabla Periódica.
b) Escriba los valores posibles de los números cuánticos para su último electrón. c) Deduzca cuántos protones tiene un átomo de dicho elemento.
d) Deduzca los estados de oxidación más probables de este elemento.
Septiembre 2006
Solución.− a) Elemento: As ; grupo 15 (nitrogenoideos), período 4. b) (4, 1, ±1 ó 0, ±½).
c) 33 protones.
d) 0, ±3, +5.
9 − Considere las configuraciones electrónicas en el estado fundamental: 1ª) 1s2 2s2 2p7
2ª) 1s2 2s3 3ª) 1s2 2s2 2p5 4ª) 1s2 2s2 2p6 3s1 .
a) Razone cuáles cumplen el Principio de Exclusión de Pauli.
b) Deduzca el estado de oxidación más probable de los elementos cuya configuración sea correcta.
Junio 2001
Solución.− a) Solo cumplen el Principio de Exclusión de Pauli las configuraciones 3ª y 4ª. b) Configuración 3ª: elemento: F; estados de oxidación: 0, −1.
Configuración 4ª: elemento: Na; estados de oxidación: 0, +1.
Serie n l m s
I 0 0 0 +½
II 1 1 0 +½
III 1 0 0 −½
IV 2 1 −2 +½
10 − Para cada uno de los elementos con la siguiente configuración electrónica en los niveles de energía más externos:
A = 2s2 2p4 − B = 2s2 − C = 3s2 3p2 − D = 3s2 3p5
a) Identifique el símbolo del elemento, el grupo y el período en la Tabla Periódica. b) Indique los estados de oxidación posibles para cada uno de esos elementos. c) Justifique cuál tendrá mayor radio atómico: A o B.
d) Justifique cuál tendrá mayor electronegatividad: C o D.
Modelo 2008
Solución.− A: O , grupo 16 (anfígenos) − período 2, estados de oxidación: 0, −1, ±2.
B: Be , grupo 2 (alcalinotérreos) − período 2, estados de oxidación: 0, +2.
C: Si , grupo 14 (carbonoideos) − período 2, estados de oxidación: 0, +2, ±4.
D: Cl , grupo 17 (halógenos) − período 3, estados de oxidación: 0,±1,+3,+5,+7.
Radio atómico: B -Be- > A -O- ; Electronegatividad: D -Cl- > C -Si-.
11 − Explique razonadamente por qué se producen los siguientes hechos:
a) El elemento con Z = 25 posee más estados de oxidación estables que el elemento con Z = 19.
b) Los elementos con Z = 10, Z = 18 y Z = 36 forman pocos compuestos. c) El estado de oxidación más estable del elemento Z = 37 es: +1.
d) El estado de oxidación: −2 es menos estable que el: +1 para el elemento Z = 11.
Septiembre 2002
Solución.− a) El Mn (Z = 25) es un elemento de transición, mientras que el K (Z = 19) es un alcalino.
b) Estos elementos: Ne (Z = 10), Ar (Z = 18) y Kr (Z = 36) son gases nobles. c) El Rb (Z = 37) es un metal alcalino.
12 − Las energías de ionización sucesivas para el berilio (Z = 4), dadas en eV, son: E1 = 9,3;
E2 = 18; E3 = 153,4; …
a) Defina “primera energía de ionización” y represente el proceso mediante la ecuación
química correspondiente.
b) Justifique el valor tan alto de la tercera energía de ionización.
Junio 2002
Solución.− Primera energía (primer potencial) de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo -en el estado fundamental, encontrándose el elemento en fase gaseosa- para arrancarle un electrón más externo, y convertirlo así en un ión con carga 1+.
A (g) + E. I. → A+ (g) + e−
La tercera ionización del berilio es muy poco probable y muy costosa energéticamente, al arrancar muchos electrones y partir de una configuración electrónica de gas noble.
13 − Dados los siguientes elementos: F , P , Cl y Na :
a) Indique su posición (período y grupo) en el Sistema Periódico.
b) Determine sus números atómicos y escriba sus configuraciones electrónicas. c) Ordene razonadamente los elementos de menor a mayor radio atómico.
d) Ordene razonadamente los elementos en función de su primera energía de ionización.
Junio 2007
Solución.− F: Z = 9 , grupo 17 (halógenos) , período 2 , c.e.: 1s2 2s2 2p5
P: Z = 15 , grupo 15 (nitrogenoideos) , período 3 , c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Cl: Z = 17 , grupo 17 (halógenos) , período 3 , c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Na: Z = 11 , grupo 1 (alcalinos) , período 3 , c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s1
(c.e.: configuración electrónica, en el estado fundamental) Orden creciente de radio atómico: F < Cl < P < Na
Orden creciente de primera energía de ionización: Na < P < Cl < F.
14 − Considere los elementos: Be (Z = 4), O (Z = 8), Ar (Z = 18) y Zn (Z = 30).
a) Según el Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund, ¿cuántos electrones desapareados presenta cada elemento en la configuración electrónica de su estado fundamental?.
b) En función de sus potenciales de ionización y afinidades electrónicas, indique los iones más estables que pueden formar y escriba sus configuraciones electrónicas.
Modelo 2000
Solución.− Be : ningún electrón desapareado ; Be2+ : c.e.: 1s2
15 − Dados los elementos: Na , C , Si y Ne : a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) ¿Cuántos electrones desapareados presenta cada uno en su estado fundamental?. c) Ordénelos de menor a mayor primer potencial de ionización. Justifique la respuesta. d) Ordénelos de menor a mayor tamaño atómico. Justifique la respuesta.
Junio 2008
Solución.− Na : c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s1 ; un electrón desapareado C : c.e.: 1s2 2s2 2p2 ; dos electrones desapareados Si : c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 ; dos electrones desapareados Ne : c.e.: 1s2 2s2 2p6 ; ningún electrón desapareado.
(c.e.: configuración electrónica, en el estado fundamental) Orden creciente de primer potencial de ionización: Na < Si < C < Ne. Orden creciente de tamaño atómico: Ne < C < Si < Na.
16 − Teniendo en cuenta los elementos: Z = 7, Z = 13 y Z = 15, conteste razonadamente: a) ¿Cuáles pertenecen al mismo período?.
b) ¿Cuáles pertenecen al mismo grupo?.
c) ¿Cuál es el orden decreciente de radio atómico?.
d) De los elementos: Z = 13 y Z = 15, ¿cuál tiene el primer potencial de ionización mayor?.
Septiembre 2001
Solución.− a) Al -Z = 13- y P -Z = 15- b) N -Z = 7- y P -Z = 15-
c) Orden decreciente de radio atómico: Al -Z = 13- > P -Z = 15- > N -Z = 7- d) El P -Z = 15- .
17 − Dado el elemento A (Z = 17), justifique cuál o cuáles de los siguientes elementos:
B (Z = 19), C (Z = 35) y D (Z = 11):
a) Se encuentran en su mismo período. b) Se encuentran en su mismo grupo. c) Son más electronegativos.
d) Tienen menor energía de ionización.
Junio 2003
Solución.− a) El D -Na- b) El C -Br-
c) Ninguno
18− Para el elemento alcalino del tercer período y para el segundo elemento del grupo de los halógenos:
a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) Escriba los cuatro números cuánticos del último electrón de cada elemento.
c) ¿Qué elemento de los dos indicados tendrá la primera energía de ionización menor?. Razone la respuesta.
d) ¿Cuál es el elemento que presenta mayor tendencia a perder electrones?. Razone la respuesta.
Modelo 2006
Solución.− Elemento alcalino del tercer período: Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 − (3,0,0,±½) Segundo elemento de los halógenos: Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 − (3,1,±1 o 0,±½)
(configuraciones electrónicas, en el estado fundamental)
El sodio -elemento alcalino del tercer período- tiene la primera energía de ionización menor y presenta la mayor tendencia a perder electrones.
19 − Considere los elementos con números atómicos: 4, 11, 17 y 33.
a) Escriba la configuración electrónica señalando los electrones de la capa de valencia. b) Indique a qué grupo del Sistema Periódico pertenece cada elemento y si son metales
o no metales.
c) ¿Cuál es el elemento más electronegativo y cuál el menos electronegativo?. d) ¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes para cada elemento?.
Junio 2004
Solución.− Be (Z = 4) c.e.: 1s2 2s2
Na (Z = 11) c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s1 Cl (Z = 17) c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
As (Z = 33) c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
(c.e.: configuración electrónica, en el estado fundamental -subrayado: capa de valencia-).
Be: grupo 2 (alcalinotérreos) − metal − estados de oxidación: 0, +2 Na: grupo 1 (alcalinos) − metal − estados de oxidación: 0, +1
Cl: grupo17 (halógenos) − no metal − estados de oxidación: 0,±1,+3,+5,+7 As: grupo15 (nitrogenoideos) − semimetal − estados de oxidación: 0, ±3, +5
20 − Justifique qué especie de cada una de las parejas (átomos o iones) siguientes tiene mayor volumen:
a) ( Fe , Kr ) b) ( Fe , K ) c) ( Fe , C ) d) ( Fe , Fe3+ ) .
Junio 2000
Solución.− a) Kr
b) K
c) Fe
d) Fe.
21 − a) De las siguientes secuencias de iones, razone cuál se corresponde con la ordenación en función de sus radios iónicos:
I) Be2+ < Li+ < F− < N3− II) Li+ < Be2+ < N3− < F− .
b) Ordene de mayor a menor los radios de los elementos de que proceden.
Junio 1997
Solución.− a) La I)
b) Orden decreciente de radio atómico: Li > Be > N > F.
22 − Considerando los elementos: Na, Mg, Si y Cl:
a) Indique los números cuánticos del electrón más externo del Na.
b) Ordene los elementos por orden creciente de radio atómico y justifique la respuesta. c) Ordene los elementos por orden creciente de su primer potencial de ionización y
justifique la respuesta.
d) Escriba la configuración electrónica de las especies: Na+, Mg2+, Si y Cl−.
Septiembre 2010 (Fase Específica)
Solución.− a) (3 , 0 , 0 , ±½) b) Cl < Si < Mg < Na c) Na < Mg < Si < Cl
23 − La primera y segunda energía de ionización para el átomo A, cuya configuración electrónica es: 1s2 2s1, son: 520 kJ∙mol−1 y 7.300 kJ∙mol−1, respectivamente.
a) Indique qué elemento es A, así como el grupo y período a los que pertenece.
b) Defina el término energía de ionización. Justifique la gran diferencia existente entre los valores de la primera y segunda energía de ionización del átomo A.
c) Ordene las especies A, A+ y A2+ de menor a mayor tamaño. Justifique la respuesta. d) ¿Qué elemento presenta la misma configuración electrónica que la especie
iónica A+?.
Junio 2009
Solución.− a) Es el litio, que se halla en el grupo 1 -alcalinos- y período 2.
b) Primera energía -primer potencial- de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo -en el estado fundamental, encontrándose el elemento en fase gaseosa- para arrancarle un electrón, y convertirlo así en un ión con carga 1+.
La segunda ionización del litio es muy poco probable y muy costosa energéticamente, al partir de una configuración electrónica de gas noble.
c) Orden creciente de tamaño: Li2+ -A2+- < Li+ -A+- < Li -A- d) El átomo de helio.
24 − Indique razonadamente si son ciertas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones: a) Dos iones de carga +1 de los isótopos 23 y 24 del sodio (Z = 11) tienen el mismo
comportamiento químico.
b) El ión de carga −2 del isótopo 16 del oxígeno (Z = 8) presenta la misma reactividad que el ión de carga −1 del isótopo 18 del oxígeno.
c) La masa atómica aproximada del cloro es 35,5, siendo éste un valor promedio ponderado entre las masas de los isótopos 35 y 37, de porcentajes de abundancia: 75 % y 25 %, respectivamente.
d) Los isótopos 16 y 18 del oxígeno se diferencian en el número de electrones que poseen.
Junio 2002
Preguntas
25 − Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada caso su respuesta:
a) La configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 corresponde al estado fundamental de un átomo.
b) La configuración electrónica: 1s2 2s2 2p7 3s1 es imposible.
c) Las configuraciones electrónicas: 1s2 2s2 2p6 3s1 3p1 y 1s2 2s2 2p5 2d1 3s2 corresponden a dos estados posibles del mismo átomo.
d) La configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 corresponde a un elemento alcalinotérreo.
Junio 2011
Solución.− Afirmaciones verdaderas: a) y b). Afirmaciones falsas. c) y d).
26 − Considere las cuatro configuraciones electrónicas siguientes: (A) 1s2 2s2 2p7; (B) 1s2 2s3; (C) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 y (D) 1s2 2s2 2p6 3s2.
a) Razone cuál(es) no cumple(n) el Principio de exclusión de Pauli.
b) Indique el grupo y el período de los elementos a los que pertenecen las configuraciones que sí lo cumplen, e indique su carácter metálico o no metálico. c) Escriba las posibles combinaciones de números cuánticos para un electrón situado en
un orbital 3d.
d) Justifique cuál será el ión más estable del elemento D.
Septiembre 2014
Solución.− a) Las configuraciones (A) y (B)
b) C (Mn): grupo 7 – período 4 – metal
D (Mg): grupo 2 – período 3 – metal c) (3 , 2 , ± 2 o ± 1 o 0 , ± ½)
d) D2+ (Mg2+).
27 − Considerelassiguientesconfiguracioneselectrónicas:(A)1s22s22p63s2; (B)1s22s22p62d1;
(C) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 y (D) 1s2 2s2 2p5. Conteste razonadamente: a) ¿Cuál de ellas es una configuración electrónica imposible?.
b) ¿Cuál de ellas corresponde a un elemento cuyo anión monovalente tiene estructura de gas noble?.
c) ¿Cuál de ellas corresponde a un estado excitado de un átomo?.
d) ¿Cuál de ellas corresponde a un elemento que puede formar enlaces covalentes?.
28 − Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando la respuesta: a) Un fotón con frecuencia: 2.000 s−1 tiene mayor longitud de onda que otro con
frecuencia: 1.000 s−1.
b) De acuerdo al modelo de Böhr, la energía de un electrón de un átomo de hidrógeno en el nivel n = 1 es cuatro veces la energía del nivel n = 2.
c) Cuando un átomo emite radiación sus electrones pasan a un nivel de energía inferior. d) Los números cuánticos: (3,1,1,+½) corresponden a un electrón de la configuración
electrónica fundamental del átomo de carbono.
Modelo 2012
Solución.− Afirmaciones verdaderas: b) y c). Afirmaciones falsas. a) y d).
29 − El uranio es un elemento con Z = 92. En la Naturaleza se encuentra mayoritariamente como
U
238
, con una pequeña cantidad de 235U, que es el que se emplea en reactores nucleares. a) Explique la diferencia entre las configuraciones electrónicas del 238U y el 235U. b) Calcule el número de neutrones en un núcleo de 235U.
c) Escriba la configuración electrónica del 235U.
d) Escriba los números cuánticos posibles para los electrones más externos del 235U.
Modelo 2015
Solución.− a) No hay diferencia.
b) 143 neutrones.
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f3 6d1 -estado fundamental-
d) Nivel más externo:
7s2 − números cuánticos: (7, 0, 0 , ± ½)
Último electrón en situarse -más energético-:
30 − Considere los elementos siguientes: Ti (Z = 22), Mn (Z = 25), Ni (Z = 28) y Zn (Z = 30). a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) Indique el grupo y el período a los que pertenece cada uno de los elementos. c) Justifique si alguno de ellos presenta electrones desapareados.
d) Justifique si alguno de ellos conduce la electricidad en estado sólido.
Junio 2015
Solución.− a) Ti : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 Mn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 Ni : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 Zn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
b) Ti : grupo 4 – período 4
Mn : grupo 7 – período 4
Ni : grupo 10 – período 4
Zn : grupo 12 – período 4
c) Únicamente el Zn no tiene electrones desapareados.
d) Todos conducen la electricidad en estado sólido.
31 − Se tiene el elemento X, de número atómico: 30. a) Diga a qué grupo y a qué período pertenece.
b) Escriba los números cuánticos del electrón más externo del elemento X. c) Justifique cuántos electrones desapareados tiene el ión X2+.
d) Identifique con nombre y símbolo el elemento alcalino situado en el período anterior al del elemento X.
Junio 2013 (Materias coincidentes)
Solución.− a) Grupo 12 – Período 4 . El elemento es el cinc: Zn . b) (4,0,0,±½)
c) Ninguno
32 − Para los elementos: A, B, C y D, de números atómicos: 3, 10, 20 y 35, respectivamente: a) Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos.
b) Indique su situación en la Tabla Periódica (período y grupo).
c) Justifique si los siguientes números cuánticos pueden corresponder a los electrones más externos de alguno de ellos, indicando a cuál: (2,1,0,+½); (3,0,1,+½); (3,2,1,+½); (4,1,1,+½).
d) Justifique cuál de estos elementos tiene la menor reactividad química.
Septiembre 2011
Solución.− A (Li): configuración electrónica (fundamental): 1s2 2s1 grupo 1 -alcalinos- período 2
B (Ne): configuración electrónica (fundamental): 1s2 2s2 2p6 grupo 18 -gases nobles- período 2
Uno de sus electrones más externos puede tener: (2,1,0,+½). Es el de menor reactividad química.
C (Ca): configuración electrónica (fundamental): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 grupo 2 -alcalinotérreos- período 4
D (Br): configuración electrónica (fundamental): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 grupo 17 -halógenos- período 4
Uno de sus electrones más externos puede tener: (4,1,1,+½).
33 − Se tienen los elementos de números atómicos: 12, 17 y 18. Indique, razonadamente: a) La configuración electrónica de cada uno de ellos.
b) Los números cuánticos del último electrón de cada uno de ellos. c) ¿Qué ión es el más estable para cada uno de ellos?; ¿por qué?.
d) Escriba los elementos del enunciado en orden creciente de primer potencial de ionización, justificando su respuesta.
Septiembre 2013
Solución.− Z = 12 (Mg): configuración electrónica (fundamental): 1s2 2s2 2p6 3s2 últimos electrones: (3,0,0,±½)
ión más estable: Mg2+
Z = 17 (Cl): configuración electrónica (fundamental): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 últimos electrones: (3,1,±1 o 0,±½) (cinco electrones)
ión más estable: Cl−
Z = 18 (Ar): configuración electrónica (fundamental): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 últimos electrones: (3,1,±1 o 0,±½)
34 − Cuando una muestra de átomos del elemento con Z = 19 se irradia con luz ultravioleta se produce la emisión de electrones, formándose iones con carga +1.
a) Escriba la configuración electrónica del átomo, indicando su grupo y período.
b) Razone si el segundo potencial de ionización de estos átomos será mayor o menor que el primero.
c) Calculela velocidad de los electrones emitidos si se utiliza radiación con λ = 200 nm, sabiendo que el valor del primer potencial de ionización es 418,8 kJ∙mol−1.
Datos: me = 9,11 10−31 kg ; h = 6,626 10−34 J∙s
c = 3 108 m∙s−1 ; NA = 6,022 1023 mol−1 .
Modelo 2014
Solución.− Z = 19 (K): configuración electrónica (fundamental): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 grupo 1 -alcalinos- período 4
El segundo potencial de ionización es mucho mayor que el primero.
vmáx = 8,09 105 m∙s−1 .
35 − Sean dos átomos: X e Y. Los números cuánticos posibles para el último electrón en cada uno de ellos, en su estado fundamental, son: X = (4,0,0,±½); Y = (3,1,0 o ±1,±½). Justifique: a) El período y los grupos posibles a los que pertenece cada uno de ellos.
b) Cuál de ellos es más electronegativo. c) Cuál tiene menor radio atómico.
d) Si X conduce la electricidad en estado sólido.
Modelo 2013
Solución.− Elemento X: Período 4 − Grupos 1 o 2
Conduce la electricidad en estado sólido.
Elemento Y: Período 3 − Grupos 13, 14, 15, 16, 17 o 18
36 − Paraelsegundoelementoalcalinotérreoyparaeltercerelemento del grupo de los halógenos: a) Escriba su configuración electrónica.
b) Escriba los cuatro números cuánticos de su último electrón.
c) ¿Cuál de los dos elementos tendrá mayor afinidad electrónica, en valor absoluto?. Justifique la respuesta.
d) ¿Cuál de los dos elementos es más oxidante?. Justifique la respuesta.
Modelo 2011
Solución.− Segundo elemento alcalinotérreo:
c.e. -fundamental-: 1s2 2s2 2p6 3s2 ; último electrón: (3,0,0,±½)
Tercer elemento halógeno:
c.e. -fundamental-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 último electrón: (4 , 1 , ±1 o 0 , ±½)
Es el que tiene mayor afinidad electrónica -en valor absoluto- Es el más oxidante.
37 − Considere los siguientes elementos: A es el alcalinotérreo del quinto período, B es el halógeno del cuarto período, C es el elemento de número atómico: 33, D es el kriptón y E es el elemento cuya configuración electrónica de la capa de valencia es: 5s1.
a) Indique el grupo al que pertenece cada uno de los átomos. b) Justifique cuántos electrones con: m = −1 posee el elemento E.
c) Razone cuáles son los iones más estables que forman los elementos B y E. d) Indique razonadamente si el radio del ión A2+ es mayor que el del ión B−.
Modelo 2016
Solución.− a) A: grupo 2 ; B: grupo 17 ; C: grupo 15 ; D: grupo 18 ; E: grupo 1 b) Ocho electrones
c) B − ión B− ; E − ión E+
d) El radio del ión A2+ es menor que el radio del ión B− .
38 − Considere un elemento X del grupo de los alcalinotérreos y un elemento Y del grupo de los halógenos. Conteste razonadamente a las siguientes preguntas:
a) Si X e Y se encuentran en el mismo período, ¿cuál tiene mayor radio atómico?. b) Si X e Y se encuentran en el mismo período, ¿cuál tiene mayor afinidad electrónica?. c) Si X se encuentra en el período siguiente a Y, ¿qué iones de ambos elementos tienen
la misma configuración electrónica?.
d) ¿Cuál de los dos iones del apartado c) tiene mayor radio iónico?.
Junio 2014
Solución.− a) El alcalinotérreo (X)
39 − En la tabla adjunta se recogen las dos primeras energías de ionización (E.I., en kJ∙mol−1) y las electronegatividades (EN) de tres elementos pertenecientes al tercer período: cloro, magnesio y sodio.
a) Defina los conceptos de energía de ionización y de electronegatividad.
b) Escriba las configuraciones electrónicas de los tres elementos mencionados en el enunciado.
c) Utilizando las energías de ionización, justifique cuáles son cada uno de los elementos
X, Y y Z.
d) Justifique los valores de las electronegatividades de la tabla.
Modelo 2016
Solución.− a) Primera energía (primer potencial) de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo -en el estado fundamental, encontrándose el elemento en fase gaseosa- para arrancarle un electrón más externo, y convertirlo así en un ión con carga 1+.
A (g) + E. I. → A+ (g) + e−
Electronegatividad es la tendencia de un átomo a apropiarse del par de electrones que comparte con otro átomo con el que está enlazado.
b) X: 1s2 2s2 2p6 3s1 ; Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 ; Z: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
c) X: sodio ; Y: magnesio ; Z: cloro
d) Sodio: baja electronegatividad (metal alcalino; a la izquierda en el Sistema Periódico)
Magnesio: baja electronegatividad (metal alcalinotérreo; a la izquierda en el Sistema Periódico); mayor que la del sodio.
Cloro: alta electronegatividad (no metal halógeno; a la derecha en el Sistema Periódico).
Elemento 1ª E.I. 2ª E.I. EN
X 495,8 4.562 0,93
Y 737,7 1.451 1,31
Problemas
40 − Sabiendo que la energía que posee el electrón de un átomo de hidrógeno en su estado fundamental es −13,625 eV, calcule:
a) La frecuencia de la radiación necesaria para ionizar el hidrógeno.
b) La longitud de onda, en nm, y la frecuencia de la radiación emitida cuando el electrón pasa del nivel n = 4 al n = 2.
Datos: Constante de Planck: h = 6,63 10−34 J∙s
Valor absoluto de la carga del electrón: e = 1,6 10−19 C Velocidad de la luz en el vacío: c = 3 108 m∙s−1 .
Septiembre 2006
Solución.− a) ν = 3,29 1015 s−1
b) λ = 487 nm = 4,87 10−7 m ; ν = 6,17 1014 s−1.
41 − En el espectro del átomo de hidrógeno hay una línea asociada a 434,05 nm.
a) Calcule ΔE para la transición asociada a esa línea, expresándola en kJ∙mol−1.
b) Si el nivel inferior correspondiente a esa transición es: n = 2, determine cuál será el nivel superior.
Datos: Constante de Planck: h = 6,63 10−34 J∙s
Número de Avogadro: NA = 6,023 1023 mol−1
Velocidad de la luz en el vacío: c = 3 108 m∙s−1
Constante RH = 2,18 10−18 J .
Modelo 2008
Solución.− a) ΔE = −276 kJ∙mol−1 = −2,76 105 J∙mol−1 b) ni = 5.
42 − El espectro visible corresponde a radiaciones de longitud de onda comprendidas entre 450 y 700 nm.
a) Calcule la energía correspondiente a la radiación visible de mayor frecuencia.
b) Razone si es o no posible conseguir la ionización del átomo de litio con dicha radiación.
Datos: Valor absoluto de la carga del electrón: e = 1,6 10−19 C Velocidad de la luz en el vacío: c = 3,0 108 m∙s−1
Constante de Planck: h = 6,63 10−34 J∙s
Primera energía de ionización del litio = 5,40 eV
1 nm = 10−9 m .
Junio 2002
43 − Si la energía de ionización del K gaseoso es de 418 kJ∙mol−1:
a) Calcule la energía mínima que ha de tener un fotón para poder ionizar un átomo de K.
b) Calcule la frecuencia asociada a esta radiación y, a la vista de la tabla, indique a qué región del espectro electromagnético pertenece.
c) ¿Podría ionizarse este átomo con luz de otra región espectral?. Razone la respuesta. En caso afirmativo, indique una zona del espectro que cumpla dicho requisito.
Datos: Constante de Planck: h = 6,63 10−34 J∙s Velocidad de la luz en el vacío: c = 3 108 m∙s−1
Número de Avogadro: NA = 6,023 1023 mol−1 .
λ (m) 10−1 10−3 10−6 410−7 310−9 10−12
Radio Microondas Infrarrojo Visible Ultravioleta Rayos X Rayos γ
Modelo 2005
Solución.− a) Emín = 6,94 10−19 J
b) νmín = 1,05 1015 s−1 -radiación ultravioleta- .
c) También podría ionizarse con rayos X y con rayos γ.
44 − Para ionizar un átomo de rubidio se requiere una radiación luminosa de 4,2 eV. a) Determine la frecuencia de la radiación utilizada.
b) Si se dispone de luz naranja de 600 nm, ¿se podría conseguir la ionización del rubidio con esta luz?.
Datos: Constante de Planck: h = 6,63 10−34 J∙s Velocidad de la luz en el vacío: c = 3,0 108 m∙s−1
1 eV = 1,6 10−19 J
1 nm = 10−9 m .
Modelo 2002
Solución.− a) ν = 1,01 1015 s−1
45 − Un electrón de un átomo de hidrógeno salta desde el estado excitado de un nivel de energía de número cuántico principal n = 3 a otro de n = 1. Calcule:
a) La energía y la frecuencia de la radiación emitida, expresadas en kJ∙mol−1 y en Hz respectivamente.
b) Si la energía de la transición indicada incide sobre un átomo de rubidio y se arranca un electrón que sale con una velocidad de 1.670 km∙s−1, ¿cuál será la energía de ionización del rubidio?.
Datos: Constante RH = 2,18 10−18 J
Número de Avogadro: NA = 6,023 1023 átomos∙mol−1
Constante de Planck: h = 6,63 10−34 J∙s Masa del electrón: me = 9,11 10−31 kg .
Modelo 2004
QUÍMICA
de
2º de BACHILLERATO
EL ENLACE QUÍMICO
ENUNCIADOS Y SOLUCIONES
DE LOS EJERCICIOS
QUE HAN SIDO PROPUESTOS EN LOS EXÁMENES DE
LAS PRUEBAS DE ACCESO A ESTUDIOS UNIVERSITARIOS
EN LA COMUNIDAD DE MADRID
(1996 − 2016)
DOMINGO A. GARCÍA FERNÁNDEZ
EJERCICIOS PROPUESTOS EN LOS EXÁMENES DE
LAS PRUEBAS DE ACCESO A ESTUDIOS UNIVERSITARIOS
EN LA COMUNIDAD DE MADRID
(1996 − 2016)
EL ENLACE QUÍMICO
Cuestiones
1 − La configuración electrónica de un elemento:
a) ¿Permite conocer cuál es su situación en el Sistema Periódico?. b) ¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros elementos?.
c) ¿Es suficiente información para saber si el elemento es sólido, líquido o gas?. d) ¿Sirve para conocer si el elemento es o no molecular?.
Justifique las respuestas.
Septiembre 1998
Solución.− a) Sí. b) Sí.
c) No.
d) No.
2 − Considere los elementos: A (Z = 12) y B (Z = 17). Conteste razonadamente: a) ¿Cuáles son las configuraciones electrónicas de A y de B?.
b) ¿Cuál es el grupo, el período, el nombre y el símbolo de cada uno de los elementos?. c) ¿Cuál tendrá mayor su primera energía de ionización?.
d) ¿Qué tipo de enlace se puede formar entre A y B?. ¿Cuál será la fórmula del compuesto resultante?. ¿Será soluble en agua?.
Septiembre 2009
Solución.− A: magnesio: Mg
c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s2 − grupo 2 -alcalinotérreos- período 3
B: cloro: Cl
c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 − grupo 17 -halógenos- período 3.
El cloro (B) es el que tiene primera energía de ionización mayor.
3 − Considerando el elemento alcalinotérreo del tercer período y el segundo elemento del grupo de los halógenos:
a) Escriba sus configuraciones electrónicas.
b) Escribaloscuatronúmeroscuánticosposiblesparaelúltimoelectróndecadaelemento. c) ¿Qué tipo de enlace corresponde a la unión química de estos dos elementos entre sí?.
Razone su respuesta.
d) Indique los nombres y símbolos de ambos elementos y escriba la fórmula del compuesto que forman.
Septiembre 2010 (Fase General)
Solución.− Elemento alcalinotérreo del tercer período: magnesio: Mg
c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s2 − último electrón: (3 , 0 , 0 , ±½)
Segundo elemento halógeno: cloro: Cl
c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 − último electrón: (3 , 1 , ±1 o 0 , ±½)
(c.e.: configiración electrónica, en el estado fundamental)
Se da enlace iónico, formándose cloruro de magnesio: MgCl2 : Mg2+(Cl−)2 .
4 − El elemento de número atómico 12 se combina fácilmente con el elemento de número atómico 17. Indique:
a) La configuración electrónica de los dos elementos en su estado fundamental. b) El grupo y período al que pertenece cada uno.
c) El nombre y símbolo de dichos elementos y del compuesto que pueden formar. d) El tipo de enlace y dos propiedades del compuesto formado.
Junio 2010 (Fase General)
Solución.− Z = 12: c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s2
magnesio: Mg − grupo 2 -alcalinotérreos- período 3.
Z = 17: c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
cloro: Cl − grupo 17 -halógenos- período 3.
Se da enlace iónico, formándose cloruro de magnesio: MgCl2 : Mg2+(Cl−)2 .
Propiedades:
El cloruro de magnesio es sólido -cristalino- a temperatura ambiente.
Duro y frágil.
Elevados puntos de fusión y ebullición.
Es soluble en agua, pero insoluble en disolventes apolares.
5 − Dados los elementos A, B y C, de números atómicos: 6, 11 y 17, respectivamente, indique: a) La configuración electrónica de cada uno de ellos.
b) Su situación en la Tabla Periódica (grupo y período). c) El orden decreciente de electronegatividad.
d) Las fórmulas de los compuestos formados por C con cada uno de los otros dos:
A y B, y el tipo de enlace que presentan al unirse.
Modelo 2005
Solución.− A (Z = 6): C: grupo 14 (carbonoideos) , período 2 − c.e.: 1s2 2s2 2p2
B (Z = 11): Na: grupo 1 (alcalinos) , período 3 − c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s1
C (Z = 17): Cl: grupo 17 (halógenos) , período 3 − c.e.: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (c.e.: configuración electrónica, en el estado fundamental)
Orden decreciente de electronegatividad: Cl -C- > C -A- > Na -B- Compuestos entre C y A: CCl4, C2Cl6 … enlace covalente
Compuesto entre C y B: NaCl -Na+Cl−- enlace iónico.
6 − Cuatro elementos diferentes: A, B, C y D tienen número atómico: 6, 9, 13 y 19, respectivamente. Se desea saber:
a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su clasificación en metales y no metales.
c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con los demás, ordenándolos del más iónico al más covalente.
Septiembre 1997
Solución.− A (Z = 6) : C − cuatro electrones de valencia − no metal
B (Z = 9) : F − siete electrones de valencia − no metal
C (Z = 13) : Al − tres electrones de valencia − semimetal
D (Z = 19) : K − un electrón de valencia − metal.
7 − Sabiendo que las temperaturas: 3.550 ºC, 650 ºC, −107 ºC y −196 ºC corresponden a las temperaturas de fusión de las sustancias: nitrógeno, aluminio, diamante y tricloruro de boro:
a) Asigne a cada sustancia el valor que le corresponde a su temperatura de fusión y justifique esta asignación.
b) Justifique los tipos de enlace y/o fuerzas intermoleculares que están presentes en cada una de las sustancias cuando se encuentran en estado sólido.
Septiembre 2003
Solución.− Tf = 3.550 ºC : Diamante − Red cristalina atómica covalente
Tf = 650 ºC : Aluminio − Enlace metálico
Tf = −107 ºC : Tricloruro de boro − Enlace covalente y fuerzas de Van der Waals
Te = −196 ºC : Nitrógeno − Enlace covalente y fuerzas de Van der Waals
Nota: La temperatura de −196 ºC corresponde a la ebullición del nitrógeno, no a su fusión.
8 − Dados los siguientes elementos: flúor, helio, sodio, calcio y oxígeno:
a) Justifique en función de los posibles enlaces entre átomos cuáles forman moléculas homonucleares y cuáles no, así como su estado de agregación en condiciones normales de presión y temperatura.
b) Formule cuatro de los compuestos diatómicos que puedan formar entre sí, indicando la naturaleza del enlace formado.
Septiembre 1999
Solución.− Pueden formar moléculas homonucleares el flúor: F2 y el oxígeno: O2, los dos con
enlace covalente y gaseosos en condiciones normales.
Compuestos binarios: NaF -Na+F−- enlace iónico
CaF2 -Ca2+(F−)2- enlace iónico
OF2 enlace covalente
Na2O -(Na+)2O2−- enlace iónico
9 − Explique:
a) Si las estructuras de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se debe determinar experimentalmente para poder proponer la representación correcta.
b) Si cada molécula se representa en todos los casos por una única fórmula estructural. c) Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H2O y NO3− .
d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la estabilidad de las mismas?.
Junio 1997
Solución.− Las estructuras de Lewis no justifican la geometría de las moléculas, la cual debe determinarse experimentalmente.
No siempre existe una sola fórmula estructural para cada molécula. Cuando se da el fenómeno de resonancia existen estructuras diferentes y equivalentes para representar la molécula, siendo ésta un híbrido de resonancia entre aquellas.
Estructura de Lewis del agua: H− O −H
Estructuras de Lewis del ión nitrato:
O =N+− O |− −| O −N+− O |− −| O −N+= O
| ↔ || ↔ |
|O|− |O| |O|−
Las estructuras de Lewis no justifican la estabilidad de moléculas e iones. Sin embargo, la existencia de estructuras de resonancia equivalentes -como sucede en el ión nitrato- sí contribuye a incrementar la estabilidad de la especie.
10 − Dadas las moléculas: HCl , KF y CH2Cl2:
a) Razone el tipo de enlace presente en cada una de ellas utilizando los datos de electronegatividad.
b) Escriba la estructura de Lewis y justifique la geometría de las moléculas que tienen enlaces covalentes.
Datos: Valores de electronegatividad: K = 0,8 , H = 2,1 , C = 2,5 , Cl = 3,0 , F = 4,0 .
Junio 2004
Solución.− HCl : enlace covalente − H− Cl | − molécula lineal. KF : enlace iónico.
11 − a) Ordene según polaridad creciente, basándose en los valores de las electronegati-vidades de la tabla adjunta, los enlaces siguientes: H−F , H−O , H−N , H−C , C−O y C−Cl.
Elemento F O Cl N C S H
Electronegatividad 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1
b) La polaridad de la molécula de CH4, ¿será igual o distinta que la del CCl4?.
Junio 1998
Solución.− Orden creciente de polaridad: H−C < C−Cl < H−N < C−O < H−O < H−F.
Las dos moléculas son apolares.
12 − Considere los compuestos: BaO , HBr , MgF2 y CCl4 .
a) Indique su nombre.
b) Razone el tipo de enlace que posee cada uno. c) Explique la geometría de la molécula CCl4 .
d) Justifique la solubilidad en agua de los compuestos que tienen enlace covalente.
Septiembre 2005
Solución.− BaO : óxido de bario − enlace iónico.
HBr : bromuro de hidrógeno − enlace covalente − soluble en agua.
MgF2 : fluoruro de magnesio − enlace iónico.
CCl4 : tetracloruro de carbono − enlace covalente − insoluble en agua.
13 − Considere las sustancias: cloruro de potasio, agua, cloro y sodio. a) Indique el tipo de enlace que presenta cada una de ellas.
b) Escriba las configuraciones de Lewis de aquellas que sean covalentes. c) Justifique la polaridad del enlace en las moléculas covalentes.
d) Justifique la geometría y el momento dipolar de la molécula de agua.
Septiembre 2010 (Fase Específica)
Solución.− Cloruro de potasio: Enlace iónico.
Agua: Enlace covalente.
Enlace H−O polar − Molécula angular y polar.
Estructura de Lewis: H− O −H
Cloro: Enlace covalente.
Enlace Cl −Cl apolar − Molécula lineal y apolar.
Estructura de Lewis: | Cl − Cl |
Sodio: Enlace metálico.
14 − Considerando las sustancias: Br2 , SiO2 , Fe , HF y NaBr , justifique en función de
sus enlaces:
a) si son o no solubles en agua;
b) si conducen la corriente eléctrica a temperatura ambiente.
Junio 1999
Solución.− Br2 : insoluble en agua − no conductor.
SiO2 : insoluble en agua − no conductor.
Fe : insoluble en agua − conductor. HF : soluble en agua − no conductor.
15 − Para las siguientes especies: Br2 , NaCl , H2O y Fe:
a) Razone el tipo de enlace presente en cada caso.
b) Indique el tipo de interacción que debe romperse al fundir cada compuesto. c) ¿Cuál tendrá un menor punto de fusión?.
d) Razone qué compuesto(s) conducirá(n) la corriente en estado sólido, cuál(es) lo hará(n) en estado fundido y cuál(es) no conducirá(n) la corriente eléctrica en ningún caso.
Septiembre 2006
Solución.− Br2 : Enlace covalente − No conductor.
Para fundirlo hay que vencer las fuerzas de London. Es quien tiene menor punto de fusión.
NaCl : Enlace iónico − Conductor fundido o disuelto. Para fundirlo hay que romper el enlace iónico.
H2O : Enlace covalente − No conductora.
Para fundirla hay que vencer el enlace de hidrógeno.
Fe : Enlace metálico − Conductor en estado sólido Para fundirlo hay que romper el enlace metálico.
16 − Dados los siguientes compuestos: NaH , CH4 , H2O , CaH2 y HF, conteste razonadamente:
a) ¿Cuáles tienen enlace iónico y cuáles enlace covalente?.
b) ¿Cuáles de las moléculas covalentes son polares y cuáles no polares?. c) ¿Cuáles presentan enlace de hidrógeno?.
d) Atendiendo únicamente a la diferencia de electronegatividad, ¿cuál presenta la mayor acidez?.
Modelo 2007
Solución.− a) Enlace iónico: NaH y CaH2 .
Enlace covalente: CH4 , H2O y HF .
b) Moléculas covalentes polares: H2O y HF .
Molécula covalente apolar: CH4 .
c) Se da enlace de hidrogeno en: H2O y HF .
17 − Teniendo en cuenta la estructura y el tipo de enlace, justifique:
a) El cloruro de sodio tiene un punto de fusión mayor que el bromuro de sodio. b) El carbono (diamante) es un sólido muy duro.
c) El nitrógeno molecular presenta una gran estabilidad química. d) El amoniaco es una sustancia polar.
Modelo 2002
Solución.− a) En valor absoluto, la energía reticular del cloruro de sodio es mayor que la del bromuro de sodio
b) El diamante es una red atómica cristalina covalente.
c) Los dos átomos que integran la molécula de nitrógeno están unidos por un triple enlace covalente, siendo muy alto el valor absoluto de la energía de este enlace.
d) Debido a la forma piramidal triangular de su molécula y al par de electrones no compartido del nitrógeno, el vector momento dipolar resultante del amoniaco es distinto de cero.
18 − A las siguientes especies: X−, Y y Z+, les corresponden los números atómicos: 17, 18 y 19, respectivamente.
a) Escriba la configuración electrónica de cada una de ellas.
b) Ordene, razonadamente, de menor a mayor, las diferentes especies según su tamaño y su energía de ionización.
c) ¿Qué especies son X− e Y?.
d) ¿Qué tipo de enlace presenta ZX?. Describa brevemente las características de este enlace.
Septiembre 2008
Solución.− a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 para las tres especies -en el estado fundamental-.
b) Orden creciente de tamaño: K+ -Z+- < Ar -Y- < Cl− -X−- Orden creciente de primera energía de ionización: Cl− -X−- < Ar -Y- < K+ -Z+-
c) X− : ión cloruro: Cl− − Y : átomo de argón: Ar.
19 − a) Diseñe un ciclo de Born-Haber para el MgCl2.
b) Defina el menos cuatro de los siguientes conceptos: - Energía de ionización.
- Energía de disociación. - Afinidad electrónica. - Energía reticular. - Calor de formación. - Calor de sublimación.
Septiembre 1996
Solución.−
Calor de sublimación [Mg (s)]
+ Primera energía de ionización [Mg (g)]
+ Segunda energía de ionización [Mg (g) -Mg+ (g)-]
+ Energía de disociación [Cl2 (g)]
+ 2 Afinidad electrónica [Cl (g)]
+ Energía reticular
_______________________________________________________________ Mg (s) + Cl2 (g)
Calor de sublimación
Energía de disociación
Mg (g) 2 Cl (g)
Primera energía de ionización
Mg+ (g)
Segunda energía de ionización
Afinidad electrónica
2
MgCl2 (s)
Mg2+ (g) + 2 Cl− (g)
19 − Solución.− (Continuación)
Energía (primera -primer potencial-) de ionización: es la energía que hay que dar al átomo -de magnesio- en fase gaseosa para arrancarle el primer electrón, y convertirlo así en un catión con carga 1+.
Energía de disociación: es la energía que hay que dar -al gas cloro- para romper el enlace covalente Cl−Cl y separar los átomos.
Afinidad electrónica: es la energía implicada en la captación de un electrón por el átomo -de cloro-, en fase gaseosa.
Energía reticular: es la energía desprendida al formarse el sólido iónico cristalino a partir de los iones en estado gaseoso.
Calor de formación: es la energía implicada en la síntesis del compuesto a partir de sus elementos en sus estados de agregación más estables a la temperatura y presión dadas. A presión constante es la entalpía de formación.
20 − A partir del esquema del ciclo de Born-Haber para el fluoruro de sodio: a) Nombre las energías implicadas
en los procesos 1, 2 y 3.
b) Nombre las energías implicadas en los procesos 4, 5 y 6.
c) Justifique si son positivas o negativas las energías implicadas en los procesos 1, 2, 3, 4 y 5. d) En función del tamaño de
los iones justifique si la energía reticular del fluoruro de sodio será mayor o menor, en valor absoluto, que la del cloruro de sodio. Justifique la respuesta.
Septiembre 2005
Solución.− 1 − Calor -entalpía- de sublimación (del sodio) (+) 2 − Energía de disociación (del flúor) (+) 3 − Primera energía de ionización (del sodio) (+)
4 − Afinidad electrónica (del flúor) (−)
5 − Energía reticular (del fluoruro de sodio) (−) 6 − Calor -entalpía- de formación (del fluoruro de sodio).
En valor absoluto, la energía reticular del fluoruro de sodio es mayor que la del cloruro de sodio.
21 − Sabiendo que: NaCl , NaBr y NaI adoptan en estado sólido la estructura tipo NaCl, explique razonadamente:
a) Si la constante de Madelung influye en que los valores de energía reticular de estos tres compuestos sean diferentes.
b) Si la variación de la energía reticular depende de la distancia de equilibrio entre los iones en la red cristalina.
c) ¿La energía reticular del MgCl2 será mayor, menor o igual que la del NaCl?.
Datos: Energías reticulares: NaCl = 769 kJ∙mol−1
NaBr = 736 kJ∙mol−1
NaI = 688 kJ∙mol−1 .
Modelo 2001
Solución.− La constante de Madelung no influye en que los valores de la energía reticular de estos tres compuestos sean diferentes.
En valor absoluto, la energía reticular es inversamente proporcional a Na (s) +
2 1
F2 (g) NaF (s)
6
Na (g) F (g)
1 2
Na+ (g) + F− (g)
5
22 − Sabiendo que el boro es el primer elemento del grupo 13 del Sistema Periódico, conteste razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) La energía de ionización es la energía que desprende un átomo, en estado gaseoso, cuando se convierte en un ión positivo.
b) Las energía de ionización del boro es superior a la del litio (Z = 3).
c) La configuración electrónica del boro le permite establecer tres enlaces covalentes. d) El átomo de boro en el BH3 tiene un par de electrones de valencia.
Junio 2006
Solución.− Afirmaciones verdaderas: b) y c) Afirmaciones falsas: a) y d).
23 − Dadas las siguientes sustancias: CS2 (lineal), HCN (lineal), NH3 (piramidal) y
H2O (angular):
a) Escriba sus estructuras de Lewis. b) Justifique su polaridad.
Junio 2000
Solución.− Disulfuro de carbono: S =C= S Apolar
Ácido cianhídrico: H−C≡N| Polar
Amoniaco: H−N−H Polar
| H
Agua: H− O −H Polar.
24 − Considere las siguientes moléculas: H2O , HF , H2 , CH4 y NH3 .
Conteste justificadamente a cada una de las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál o cuáles son polares?.
b) ¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución iónica?. c) ¿Cuál presenta el enlace con mayor contribución covalente?. d) ¿Cuál o cuáles pueden presentar enlace de hidrógeno?.
Septiembre 2004
Solución.− a) Polares: H2O , HF y NH3 .
b) El HF presenta el enlace con mayor contribución iónica. c) El H2 presenta el enlace con mayor contribución covalente.
25 − Dadas las moléculas: H2O , CH4 , BF3 y HCl:
a) Escriba sus estructuras de Lewis.
b) Indique razonadamente cuáles presentan enlaces de hidrógeno. c) Justifique cuáles son moléculas polares.
d) Justifique cuál de las moléculas: H2O , CH4 y HCl presenta mayor carácter
covalente en el enlace y cuál menor.
Datos: Electronegatividades de Pauling: O = 3,5 , H = 2,1 , C = 2,5 , Cl = 3,0 .
Modelo 2003
Solución.− Agua: H− O −H Presenta enlace de hidrógeno Polar.
H |
Metano H−C−H Sin enlace de hidrógeno Apolar.
| H
Trifluoruro de boro: | F −B− F | Apolar.
| |F|
Cloruro de hidrógeno: H− Cl | Sin enlace de hidrógeno Polar.
Mayor carácter covalente: CH4
26 − Dadas las siguientes moléculas: PH3 , H2S , CH3OH y BeI2:
a) Escriba sus estructuras de Lewis.
b) Razone si forman o no enlaces de hidrógeno.
c) Deduzca su geometría aplicando la teoría de hibridación. d) Explique si estas moléculas son polares o apolares.
Septiembre 2007
Solución.− Fosfina: H−P−H Sin enlace de hidrógeno Trihidruro de fósforo |
H
Molécula piramidal triangular (hibridación sp3 del P) − Polar.
Sulfuro de hidrógeno: H−S −H Sin enlace de hidrógeno
Molécula angular (hibridación sp3 del S) − Polar.
H |
Metanol: H−C− O −H Presenta enlace de hidrógeno.
| H
Molécula tetraédrica asimétrica (hibridación sp3 del C) − Polar.
Yoduro de berilio: | I −Be− I |
27 − Responda a las siguientes cuestiones referidas al CCl4, razonando las respuestas:
a) Escriba su estructura de Lewis.
b) ¿Qué geometría cabe esperar para sus moléculas?.
c) ¿Por qué la molécula es apolar, a pesar de que los enlaces C−Cl son polares?. d) ¿Por qué, a temperatura ordinaria, el CCl4 es líquido y, en cambio, el CI4 es sólido?.
Septiembre 2002
|Cl| |
Solución.− | Cl −C− Cl | Molécula tetraédrica. |
|Cl|
Es apolar por ser una molécula totalmente simétrica.
A temperatura ordinaria el CI4 es sólido, al ser menos débiles las fuerzas de
28 − Considere las moléculas: OF2 , BI3 , CCl4 y C2H2 .
a) Escriba sus representaciones de Lewis.
b) Indique razonadamente sus geometrías moleculares utilizando la teoría de hibridación de orbitales o bien la teoría de la repulsión de pares electrónicos.
c) Justifique cuáles son moléculas polares. d) ¿Qué moléculas presentan enlaces múltiples?.
Modelo 2004
Solución.− Fluoruro de oxígeno: | F − O − F | Sin enlaces múltiples
Molécula angular (hibridación sp3 del O) − Polar.
Triyoduro de boro: |I −B− I | Sin enlaces múltiples |
| I |
Molécula triangular plana (hibridación sp2 del B) − Apolar.
|Cl| |
Tetracloruro de carbono: | Cl −C− Cl | Sin enlaces múltiples |
|Cl|
Molécula tetraédrica (hibridación sp3 del C) − Apolar.
Etino: H−C≡C−H En la única con enlace múltiple
29 − Considere las moléculas de amoniaco y sulfuro de hidrógeno. a) Escriba sus estructuras de Lewis.
b) Justifique por qué el ángulo HNH es mayor que el ángulo HSH. c) Justifique cuál o cuáles son polares.
d) Justifique cuál de las dos moléculas puede formar enlaces de hidrógeno.
Junio 2010 (Materias coincidentes)
Solución.− Amoniaco: H−N−H Molécula polar.
| Presenta enlace de hidrógeno. H
Sulfuro de hidrogeno: H−S −H Molécula polar.
No presenta enlace de hidrogeno.
El ángulo HNH es mayor que el ángulo HSH debido a la presencia en el N de un solo par de electrones no compartido, frente a dos pares en el S.
30 − Dadas las siguientes moléculas: CH4 , NH3 , H2S y BH3:
a) Justifique sus geometrías moleculares en función de la hibridación del átomo central. b) Razone qué moléculas serán polares y cuáles apolares.
c) ¿De qué tipo serán las fuerzas intermoleculares en el CH4?.
d) Indique, razonadamente, por qué el NH3 es el compuesto que tiene mayor
temperatura de ebullición.
Septiembre 2008
Solución.− CH4 : Molécula tetraédrica (hibridación sp3 del C) − Apolar.
Fuerzas intermoleculares de Van der Waals -dispersión de London-.
NH3 : Molécula piramidal triangular (hibridación sp3 del N) − Polar.
Es el único que presente enlace de hidrógeno entre sus moléculas.
H2S : Molécula angular (hibridación sp3 del S) − Polar.
31 − Dadas las siguientes moléculas: BeCl2 , Cl2CO , NH3 y CH4:
a) Escriba sus estructuras de Lewis.
b) Determine sus geometrías (puede emplear la teoría de repulsión de pares electrónicos o la de hibridación).
c) Razone si alguna de las moléculas puede formar enlaces de hidrógeno. d) Justifique si las moléculas BeCl2 y NH3 son polares o no polares.
Datos: Números atómicos (Z): H = 1 , Be = 4 , C = 6 , N = 7 , O = 8 , Cl = 17 .
Junio 2005
Solución.− Cloruro de berilio: | Cl −Be− Cl |
Molécula lineal (hibridación sp del Be) − Apolar.
Fosgeno: | Cl −C− Cl |
Cloruro de carbonilo || |O|
Molécula triangular plana (hibridación sp2 del C)
Amoniaco: H−N−H Presenta enlace de hidrógeno.
| H
Molécula piramidal triangular (hibridación sp3 del N) − Polar.
H |
Metano H−C−H Sin enlace de hidrógeno.
| H
