EXAMEN DE QUÍMICA PRIMER PARCIAL Todas las respuestas deben estar debidamente justificadas o razonadas.
1º) El modelo de Rutherford conducía a un átomo inestable ¿Por qué? ¿Cómo evitó Bohr en su modelo este problema? (2 ptos.)
2º) la energía del electrón del hidrógeno en su nivel 1s es -13,6eV y la del nivel 2s es -3,4eV. Encuentra la energía y frecuencia del fotón que debe absorber el hidrógeno en su estado fundamental para que se verifique la transición al estado excitado 2s1.
Datos: 1eV=1,6 10-19 J h=6,63 10-34 Js
(2 pto.)
4º) Enuncia el Principio de Exclusión de Pauli. (1 pto.) 5º) Dados los elementos Z=39 y Z=80:
a) Encuentra la configuración electrónica de sus átomos en el estado fundamental.
b) Indica el grupo y periodo al que pertenecen cada uno, así como de qué elemento se trata. c) Encuentra la configuración del ión divalente (2+) del elemento Z=80. Indica si a tu juicio será un ión “estable”.
(3 ptos.)
6º) Define potencial de ionización. Justifica razonadamente como debe variar esta magnitud a lo largo de un periodo y de acuerdo a ello, ordena de mayor a menor potencial de ionización los siguientes elementos I, Sr, Sn y Rb.
(2 ptos.)
2º PARCIAL DE QUÍMICA. EL ENLACE QUÍMICO Los números atómicos de los elementos que aparecen son:
O=8, S=16, B=5, C=6, N=7
1º) ¿En qué consiste el enlace químico? (2 pto.)
2º) Justifica las valencias covalentes 2,4,6 del azufre, según la teoría del enlace de valencia. Justifica asimismo porqué el oxígeno solo actúa con valencia covalente 2, teniendo similar configuración electrónica en su capa de valencia. (1+1 ptos.)
3º) Establece (justificando) las estructuas de Lewis de las moléculas: HNO3 , NH3, C2H2 , N2
indicando en cada caso la estructura de enlaces sigma o pi formados, así como los orbitales atómicos que intevienen para formar los enlaces.
Sabiendo que la molécula NH3 tiene momento dipolar, propón una hibridación para el átomo de
nitrógeno, indicando claramente que orbitales atómicos entran ene la hibridación y cual es la geometría de la molécula.
Nota: Deberán constar las configuraciones de la capa de valencia de los átomos involucrados sean excitadas o no en cada caso
(2+1 ptos.)
4º) Es una sustancia sólida, no conduce la electricidad, se disuelve en agua pero tiene un punto de fusión bajo ¿Qué tipo de enlace debe poseer? Justificar la respuesta (1 pto.)
5º) ¿Por qué una sustancia iónica es siempre sólida? Justificar la respuesta (1 pto.)
6º) De la serie de halogenuros de hidrógeno HF, HCl, HBr, HI ¿Cuál debe tener el punto de ebullición más alto? Indica claramente el razonamiento en el que te basas. ( 1pto.)
EXAMEN DE QUÍMICA 2º DE BACHILLERATO. CALCULOS EN QUÍMICA. TERMOQUÏMICA
1º) Queremos fabricar 250 mL de una disolución de un ácido sulfúrico de concentración 1,5M. Disponemos para fabricarla de una disolución de ese ácido al 30% en peso y densidad 1,6 g/mL. ¿Cuál es el volumen que necesitaremos de ella?¿Qué volumen de agua tendremos que añadir? S=32, O=16 (2 ptos.)
100g de ese hidrocarburo ¿Qué masa podemos obtener de dióxido de carbono?. (1 ptos)
3º) Partiendo de 500 ml de una disolución de concentración desconocida de ácido clorhídrico, obtuve al hacerlo reaccionar con carbonato de calcio, 141 g de cloruro de calcio y además, agua y dióxido de carbono. Encuentra la concentración del ácido (mol/L) y el volumen que ocupará el dióxido de carbono obtenido a una temperatura de 27ºC y 5 atm de presión.
Cl=35,5, O=16, Ca=40 , C=12 (2 ptos.)
4º)- Enuncia el 2º Principio de la Termodinámica.
-En qué condiciones una reacción que transcurre con disminución de entropía puede ser espontánea. (1+1 ptos.)
5º) Escribir las ecuaciones termoquímicas necesarias y calcular el calor de combustión del butano sabiendo que los calores de formación de dióxido de carbono, agua (líquida) y butano son, respectivamente, -393,0; -242,0 y -125,0 kJ/mol. Si se parte de 100 L de butano en condiciones normales ¿Qué calor obtendremos por la combustión total de esa cantidad de butano? Hay que hacerlo obligatoriamente por la ley de Hess (2+1 ptos.)
4º PARCIAL DE QUÍMICA 2º DE BACHILLERATO. VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO.
1º) Para la reacción genérica aA + bB --->cC + dD escribe la expresión de su velocidad en función de uno de los reactivos. (1 pto.)
2º) ¿Cuál es efecto de un catalizador sobre una reacción química? (1 pto.)
3º) El amoniaco(gas) se obtiene industrialmente a partir de nitrógeno e hidrógeno. Es un proceso reversible que alcanza el equilibrio y en el que ΔH = −92 KJ . Contestar razonadamente a las siguientes preguntas:
a) ¿Por qué se alcanza el equilibrio?.
b) Explique las razones (principio de Le Chatelier) por las que en esta síntesis se utilizan presiones elevadas y temperatura lo más baja posible para mejorar el rendimiento.
(1+1 pto.)
4º) En un recipiente de 5 L se introducen 3,2 g de COCl2 a 300 K. Cuando se alcanza el equilibrio:
COCl2 (g) <---> CO(g) + Cl2 (g)
la presión total es de 0,24 atm . Calcula:
a) Las concentraciones en el equilibrio de todas las especies presentes. b) El valor de kc
c) Las presiones parciales de COCl2, CO y Cl2 en el equilibrio.
d) Las constante de equilibrio kp.
Datos: R = 0,082 atm∙L∙mol−1∙K−1 , C= 12 , O = 16 , Cl = 35,5. (1+0,5+1+0,5 ptos.)
5º) Para el equilibrio en fase gaseosa N2O4 <---> 2NO2 1ue se efectúa en un recipiente de 1L de
volumen, calcula:
a) kc, si partiendo de una cierta cantidad de tetróxido de dinitrógeno las concentraciones en el
equilibrio son: [N2O4 ] = 0,0219 mol/L, [NO2 ] =0,0456 mol/L
b) El grado de disociación en % del N2O4 .
c) Las nuevas concentraciones, una vez restaurado el equilibrio, si abrimos el recipiente e introducimos 0,01 mol de dióxido de nitrógeno. (0,5+0,5+1 ptos.)
5º PARCIAL: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE Y PRECIPITACIÓN
1º) Teoría ácido-base de Brönsted-Lowry: Los conceptos de ácido y de base según esta teoría. ¿Por qué esta teoría mejora la de Arrhenius(2 ptos.)
2º) Una disolución acuosa de un ácido débil AH tiene una concentración de 0,2 mol/L: Se sabe que el ácido está disociado al 20%. Encuentra:
-La concentración de todas las especies en la disolución. -La constante de acidez.
-El pH y el pOH. (1+0,5+0,5=2 ptos.)
3º) Una disolución de amoniaco tiene un pH=11,3. sabiendo que kb=1,810‐5 responde a estas
cuestiones:
a) Escribe el equilibrio en disolución acuosa, indicando los pares ácido-base que existen en esa disolución.
b) Calcula la concentración de la disolución.
c) Si añadimos (NH4)2SO4 a la disolución ¿Qué ocurrirá con el pH? Justifica tu respuesta.
Datos: N=14, S=32, O=16 (1+0,5+0,5=2 ptos.)
4º) El hipoclorito sódico es una sal de ácido débil (el ácido hipocloroso). Si tenemos una disolución 0,1M de esta sal ¿Cuál será su pH?
Datos: ka = 3. 10-8 kw=10-14
(2 ptos.)
5º) El carbonato de calcio tiene una solubilidad de 9.10-5 mol/L. Si a un litro de agua le añadimos
0,1 g de esa sal:
a) ¿Qué masa quedará sin disolver?
b) ¿Cuáles serán las concentraciones de los iones a los que da lugar esa sal? c) Calcula el producto de solubilidad.
d) Indica qué reactivo se te ocurriría añadir a la disolución para disolver todo el precipitado. Justifica tu respuesta.
Datos: Ca=40, C=12, O=16 (2 ptos.)
EXAMEN DE 2º BACHILLERATO. ELECTROQUÍMICA 1º Dadas las siguientes reacciones:
a) C + 2 H2 → CH4
b) HCl + NaOH → NaCl + H2O
c) 2 H2S + SO2 → 3 S + 2 H2O
d) Cu SO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 +Na2SO4
deducir si son redox o no, y, en caso afirmativo, indicar qué elementos se oxidan y cuáles se reducen, quién es la sustancia (el compuesto) oxidante y cual la sustancia reductora.
(2 ptos.)
2º) Ajustar por el método del ión-electrón la siguiente reacción redox, escribiendo todos los pasos: I2 + HNO3 → HIO3 + NO2 + H2O
Indicación: ¡ojo con os H+ ! hay ácido a la izquierda y a la derecha.
(2 ptos.)
3º) Suponiendo una pila galvánica formada por un electrodo de Mg (s) sumergido en una disolución de Mg(NO3)2 y un electrodo de Cu (s) sumergido en una disolución de Cu(NO3)2, razonar:
a) Qué electrodo actuará de ánodo y la reacción que tendrá lugar en el ánodo. b) Qué electrodo actuará de cátodo y la reacción que tendrá lugar en el cátodo. c) La reacción global debidamente ajustada.
d) La fuerza electromotriz de la pila.
Datos: E0 (Mg2+/ Mg) = −2,37 V ; E0 (Cu2+ / Cu) = 0,34 V.
4º) Una célula electrolítica contiene un litro de una disolución de sulfato de cobre(II). Se hace pasar una corriente de 2 A durante 10 horas, al cabo de las cuales se deposita completamente todo el cobre en el cátodo de la cuba. Escribe la reacción de reducción que tiene lugar y calcula concentración molar de la disolución inicial. F= 96485C, S=32, O=16, Cu= 63,5
(3 ptos.)
EXAMEN DE QUÍMICA ORGÁNICA. 7º PARCIAL. NOMBRE:... APELLIDOS:...
1º) Indica y justifica la hibridación que presentan los carbonos en el compuesto siguiente: CH3–CO–CH2–C ≡ CH
2º) Dada la fórmula molecular C5H10O2 encuentra y nombra:
-Dos isómeros de cadena. -Dos isómeros de posicion. -Dos isómeros de función. (3 ptos.)
3º)Al reaccionar 2-metil-2-pentanol en un medio fuertemente ácido se produce una mezcla de 2 alquenos. Escribe las dos posibles reacciones, nombra los productos e indica que tipo de reacción es. justifica la respuesta (1 pto.)
4º) Los ácidos orgánicos con los alcoholes producen ésteres . Escribe y competa la reacción entre el ácido butanoico y el etanol. ¿Cómo se llama el éster que se forma? Indica que tipo de reacción es. Suponiendo un rendimiento del 65% encontrar las masas de ácido y alcohol que necesitamos para obtener 100g de éster. C=12,O=16, H=1
(0,5+0,25+0,25+1)ptos.
5º) La reacción siguiente se verifica en presencia de un catalizador de paladio. Comprueba que es una redox indicando la sustancia que se oxida, la que se reduce, el oxidante y el reductor. Nombra las sustancias que aparecen en la reacción.
CH3–CO–CO–CH3 + 2H2 ---> CH3–CHOH–CHOH–CH3
