S Quimica 2012 1

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(1)Química Tema P. PREGUNTA N.o 21. Respuesta. Dadas las siguientes proposiciones referidas a la nanotecnología: I. Los nanotubos de carbono son mucho más fuertes que el acero y mucho más ligeros que este. II. La nanotecnología ha creado materiales más útiles con propiedades únicas. III. Los nanotubos de carbono pueden usarse para almacenar hidrógeno. Son correctas:. I, II y III. A) solo I B) solo II D) II y III . C) solo III E) I, II y III. Resolución Tema: Química aplicada La nanotecnología es el estudio, la manipulación, creación y aplicación de materiales, aparatos y sistemas funcionales a través del control de la materia a nano escala. Los nanotubos de carbono son estructuras nanoscópicas tubulares que se obtienen a partir del grafito. Son una forma alotrópica artificial del carbono.. Análisis y procedimiento Correcta Los nanotubos de carbono son 100 veces más resistentes que el acero y 6 veces más ligeros que aquel. II. Correcta Cuando se manipula la materia a nano escala, demuestra propiedades totalmente nuevas; por ello la nanotecnología se usa para crear materiales, aparatos y sistemas novedosos y poco costosos con propiedades únicas. III. Correcta La gran superficie y estructura tubular de los nanotubos de carbono hacen que puedan ser útiles para el almacenamiento de hidrógeno. I.. Alternativa. E. PREGUNTA N.o 22 Identifique el caso que corresponde a una sustancia elemental. A) B) C) D) E). cemento agua de mar bronce diamante ácido muriático. Resolución Tema: Materia Una sustancia simple o elemental es aquella que está formada por una sola clase de átomos. El oxígeno normal (O2) y el ozono (O3) son sustancias elementales, ya que sus moléculas están formadas solo por átomos de oxígeno.. Análisis y procedimiento Al analizar cada alternativa tenemos: A) Cemento: Mezcla de arcilla molida y materiales calcáreos en polvo que en contacto con el agua se endurece. B) Agua de mar: Solución acuosa en la que se encuentran disueltas sales, gases, etc. C) Bronce: Solución formada principalmente por cobre y estaño. D) Diamante: Forma alotrópica del carbono (sustancia elemental). E) Ácido muriático: Solución acuosa de cloruro de hidrógeno.. 1.

(2) UNI. Química. Respuesta. Respuesta. diamante. CH2OHCH2OH(). Alternativa. D. Alternativa. E. PREGUNTA N.o 23 Considerando solamente las fuerzas intermoleculares indique que sustancia líquida presenta mayor viscosidad: A) B) C) D) E). CH3OH() CH4() H2C=O() (CH3)2C=O() CH2OHCH2OH(). Resolución Tema: Propiedades de líquidos La viscosidad es la medida de la resistencia que ofrece cierta capa de un fluido (en este caso líquidos) para que otra capa adyacente fluya o se deslice sobre ella. La viscosidad de los líquidos depende de las fuerzas de cohesión o intermoleculares, forma y tamaño molecular.. Análisis y procedimiento Considerando solamente las fuerzas intermoleculares, el orden en la intensidad es PH: puente de hidrógeno F. L: fuerzas de London o de dispersión D - D: fuerzas dipolo - dipolo EPH > F.L > D - D. Analizando cada sustancia respecto a sus fuerzas intermoleculares tenemos A) B) C) D) E). CH3OH: PH y F. L CH4: solo F. L H2C=O: D - D y F. L (CH3)2C=0: D - D y F. L CH2OHCH2OH: PH y F. L. El CH2OHCH2OH forma mayor número de puentes de hidrógeno que el CH3OH, además, es una molécula de mayor tamaño, por ello presenta mayor viscosidad.. PREGUNTA N.o 24 Comparando los elementos químicos Mg, K y Ca, señale la alternativa que presenta la secuencia correcta, después de determinar si las proposiciones siguientes son verdaderas (V) o falsas (F). I. El orden decreciente de la primera energía de ionización (EI) es: EICa > EIK > EIMg II. El orden decreciente del radio atómico (r) es: rMg > rK > rCa III. El magnesio, Mg, tiene la mayor electronegatividad. Números atómicos: Ca, calcio=20, K, potasio=19, Mg, magnesio=12 A) VVF. B) VFF. C) FFV. D) FVF . E) VVV. Resolución Tema: Propiedades periódicas atómicas Análisis y procedimiento A partir de sus números atómicos, se obtiene la configuración electrónica de cada elemento y su ubicación en la tabla periódica.. Elemento. Configuración electrónica. Periodo. Grupo. 12Mg. [10Ne] 3s2. 3. IIA. 1. 4. IA. 2. 4. IIA. 19K 20Ca. [18Ar] 4s [18Ar] 4s. 2.

(3) UNI. Química. En la tabla periódica. Resolución. Tema: Estructura atómica. IA IIA. RA: Radio atómico 3 4. Mg K. Ca. aumenta RA. EI: Energía de ionización EN: Electronegatividad. disminuye EI y EN. Analizando cada proposición I.. Dentro del contexto de la mecánica cuántica, el átomo es un sistema dinámico en equilibrio. Los electrones se encuentran en ciertos estados de energía cuantizados: nivel, subnivel y orbital, que son descritos por los números cuánticos (n, , m, ms). Los valores permitidos son n=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, .... Falsa Orden decreciente de la primera energía de ionización EIMg > EICa > EIK. II. Falsa. m=0, 1, 2, , . K L MN O P Q. =0, 1, 2, 3, ..., (n – 1). mS=1/2. s p d f. Orden decreciente del radio atómico (r) rK > rCa > rMg. Análisis y procedimiento. III. Verdadera Orden decreciente de la electronegatividad. Sabemos que n → define el nivel principal de energía n y  → definen a un subnivel de energía n,  y m → definen a un orbital atómico n, , m y ms → definen a un electrón. Mg > Ca > K. Respuesta FFV. Alternativa. C. PREGUNTA N.o 25 Respecto a los números cuánticos (n, , m, ms) que identifican a un electrón en un átomo, indique cuáles de las siguientes proposiciones son verdaderas: I. El conjunto (2, 1, 1, +1/2) es inaceptable. II. El conjunto (3, 0, 0, –1/2) describe un electrón con orbitales p. III. El número total de orbitales posibles para n=3 y =2 es 5. A) I y II B) II y III D) solo II . C) I y III E) solo III. Analicemos cada proposición I. Falsa n=2 → =0,1, m=0, ±1; ms=±1/2 Por lo tanto, n=2, =1, m=1 y ms=+1/2 describen correctamente a un electrón. II. Falsa n=3 → =0, 1,2; m=0, ±1, ±2; ms=±1/2 Luego n=3; =0(s); m=0 y ms=–1/2 definen a un electrón en orbital s. III. Verdadera n=3 y =2 definen a un subnivel 3d que posee 5 orbitales (m=– 2, –1, 0, +1 y +2).. Respuesta solo III. Alternativa. E. 3.

(4) UNI. Química. PREGUNTA N.o 26. Problemas ambientales. Los problemas ambientales, y en general la contami-. I.. a. óxidos de azufre (SOx) y de nitrógeno (NOx). II. Efecto invernadero. c. dióxido de carbono (CO 2 ), vapor de H2O, etc.. III. Agujero en la capa de ozono. b. Clorofluorocarbonos (freones). nación, se presentan por la introducción de sustancias. dañinas al ecosistema. En la columna izquierda se mencionan 3 problemas ambientales y en la columna derecha 3 posibles contaminantes. Determine la relación correcta problema ambiental-contaminante: I.. Lluvia ácida . a.. SOx, NOx. II.. Efecto invernadero. b.. cloro-. Respuesta. . fluorocarbonos. I-a, II-c, III-b. III. Agujero en la capa. CO2, H2O. c.. Contaminantes. Lluvia ácida. Alternativa. E. de ozono. A) I-a, II-b, III-c B) I-b, II-a, III-c. PREGUNTA N.o 27. C) I-c, II-a, III-b. Identifique el nombre correctamente escrito, según. D) I-c, II-b, III-a. las normas de la nomenclatura IUPAC.. E) I-a, II-c, III-b A) 2,6,6 - trimetilheptano B) 3 - metil - 3 - buteno. Resolución. C) 3 - etil - 6,6 - dimetilheptano. Tema: Contaminación ambiental. D) 3 - pentino. Los problemas de contaminación ambiental o impac-. E) 3 - metil - 2 - pentanol. to ambiental se originan cuando los contaminantes físicos, químicos o biológicos se encuentran en el ecosistema (aire, agua o suelo) en concentraciones mayores a lo permisible y afectan negativamente la vida en nuestro planeta.. Resolución Tema: Nomenclatura de compuestos orgánicos Según la IUPAC, al nombrar un compuesto orgánico primero se debe identificar la cadena principal; luego,. Análisis y procedimiento. esta se numera a partir del extremo más cercano a alguno de los siguientes criterios, según prioridad:. Relacionemos convenientemente los problemas. 1.. Grupos funcionales: OH > C = C > C ≡ C. ambientales y los contaminantes que los producen.. 2.. Grupos alquilo (R). 4.

(5) UNI. Química. Análisis y procedimiento Alternativa. Nombre propuesto. Estructura. Nombre correcto. CH3. A. CH3. CH3 – CH – CH2 – CH2 – CH2 – C – CH3. 2,6,6 - trimetilheptano. 7. 6. 5. 4. 2. 3. 1. 2,2,6 - trimetilheptano. CH3. CH3 B. 3 - metil - 3 - buteno. 4. 3. 2. 1. C2H5 C. 2 - metil - 1- buteno. CH3 – CH2 – C – CH2 CH3. 3 - etil - 6,6 - dimetilheptano CH3 – CH2 – CH – CH2 – CH2 – C – CH3 2,2 - dimetil - 5 - etilheptano 7. D. 3 - pentino. E. 3 - metil - 2 - pentanol. 6. 5. 4. CH3 – CH2 – C 5. 4. OH. 2. 3. 3. 1. CH3. C – CH3 2. 1. CH3. CH3 – CH – CH – CH2 – CH3 1. 2. 2 - pentino. 3. 4. 3 - metil - 2 - pentanol. 5. Respuesta 3 - metil - 2 - pentanol. Alternativa. E. PREGUNTA N.o 28. Resolución. Se electroliza una disolución acuosa que contiene. Tema: Electrólisis. K2SO4 al 10% en masa, empleando una corriente de. La electrólisis es un proceso electroquímico no espon-. 8 amperios y durante 6 horas. Calcule la cantidad de agua descompuesta, en gramos.. táneo que requiere energía eléctrica (circulación de corriente continua) para la realización de la reacción. Masas atómicas: H=1, O=16. química redox.. Constante de Faraday=96 500 coulomb En la electrólisis de la solución acuosa de sulfato A) 48,34. B) 96,68. D) 108,42 . C) 99,34. de potasio, K2SO4(ac), la sustancia participante que. E) 124,34. reacciona en ambos electrodos es el agua, H2O.. 5.

(6) UNI. Química. Análisis y procedimiento. Esquematicemos el proceso electrolítico. ánodo. cátodo. K+. H2O SO42 –. K+. Ley de Ohm Carga eléctrica (Q) = intensidad (I) × tiempo (t) coulomb (C) amperio (A) segundo (s) Además 1 faraday=1mol e –=96 500 C descompone. 2mol e  → 1 mol H 2O 2(96 500 C). Q=I×t. (8×6×3600) C. 18 g × 8 × 6 × 3600 C = 16,12 g 2 × 96 500 C. Entonces mH2O(total)=mH2O(ánodo)+mH2O(cátodo) = 16,12 g+32,22 g mH2O(total) =48,34 g. Respuesta 48,34. Alternativa. mH2O. A. 18 g × 8 × 6 × 3600 C = 16,12 g 2 × 96 500 C ¡No hay respuesta!. Observación Considerando de forma AISLADA la realización del fenómeno en cada electrodo y despreciando la regeneración de agua en el desarrollo del proceso electrolítico, se tiene que. Cátodo 4H2O+4e – → 2H2+4OH – 4 mol H2O 4 mol e – 1 mol H2O 1 mol e – 18 g H2O mH2O mH 2O =. 2(96 500) C. 18 g. 8×6×3600 C mH 2O =. 18 g H2O mH2O mH 2O =. H2O. −. Ánodo 2H2O → O2+4H++4e – 2 mol H2O 4 mol e – 1 mol H2O 2 mol e –. 96 500 C Q=I×t. PREGUNTA N.o 29 Calcule el pH después de la adición de 49 mL de solución de NaOH 0,10 M a 50 mL de una solución de HCl 0,10 M durante una titulación ácido-base. NaOH(ac)+HCl(ac) → NaCl(ac)+H2O() A) 4. B) 3. C) 2. D) 1 . E) 0. Resolución Tema: Ácido - Base (pH). (8×6×3600) C. Según la ecuación química de neutralización tenemos. 18 g × 8 × 6 × 3600 C = 32, 22 g 96 500 C. 1NaOH(ac)+1HCl(ac) → NaCl(ac)+H2O(). 6.

(7) UNI. Química. El número de moles del NaOH y del HCl deben ser iguales para que se neutralicen totalmente, el reactivo que sobra (exceso) define la acidez o basicidad de la mezcla resultante.. I.. II. Tiene geometría tetraédrica.. III. El azufre ha expandido su capa de valencia.. Análisis y procedimiento NaOH. A) solo I. HCl. +. →. B) solo II. C) solo III. D) II y III . mezcla resultante. E) I, II y III. Resolución. Vfinal=49 mL+50 mL Vfinal ≈ 100 mL pH=?. V2=50 mL M2=0,1M. V1=49 mL M=0,1 M. Es estable debido al gran número de formas. resonantes que posee.. n(NaOH)=M1V1 n(HCl)=M2V2 n(NaOH)=4,9 mmol n(HCl)=5 mmol. Tema: Geometría molecular y resonancia Análisis y procedimiento I.. Correcto El átomo de azufre, elemento del tercer periodo, puede expandir su octeto, lo cual permite la. Según la reacción tenemos. deslocalización de electrones pi (resonancia). Esto hace que sea una especie química estable.. 1NaOH(ac)+1HCl(ac) moles consumidas. 4,9 mmol. 4,9 mmol. moles sobrantes. cero. 0,1 mmol. II. Correcto La geometría molecular del ion sulfato, SO 42−, es tetraédrica.. −3 [HCl ]exceso = nHCl = 0,1 mmol = 10 mol. Vfinal. +. → [H ]=10. –3. 100 m L. L. O. M. +. 2–. O. n(HCl) exceso=0,1 mmol. S. O. O –3. pH=– log[H ]=– log(10 )=3. Respuesta 3. Alternativa. B. III. Correcto En la estructura más estable del ion sulfato, SO 42− , el azufre expande su capa de valencia, para así formar seis pares de electrones enlazantes. 2– O Una de las estructuras O S O resonantes del ion sulfato es O el azufre tiene 12 electrones de valencia. PREGUNTA N.o 30 El ion sulfato, SO 42−, es una especie muy estable. ¿Qué puede afirmarse correctamente acerca de esta especie química? Números atómicos: O=8; S=16. Respuesta I, II y III. Alternativa. E. 7.

(8) UNI. Química. PREGUNTA N.o 31. Si en la molécula de H3PO4 los átomos de hidrógeno están unidos a los átomos de oxígeno, determine el número de enlaces tipo sigma (σ) que presenta la molécula. Números atómicos: H=1; O=8; P=15 Electronegatividades: H=2,1; O=3,5; P=2,1 A) 8 B) 7 D) 5 . C) 6 E) 4. A) 5,82 B) 11,63 D) 17,45 . Resolución. Tema: Unidades de concentración. La molalidad (m) es una unidad química de concentración que relaciona la cantidad de moles de soluto que hay disuelto por cada kilogramo de solvente.. Resolución. m=. Tema: Enlace covalente. nsto mste.  mol   kg . Análisis y procedimiento. Análisis y procedimiento. Para realizar la estructura Lewis de una molécula, se considera lo siguiente: 1. El átomo central corresponde al elemento con menor cantidad de átomos en la molécula. 2. Luego, los átomos de oxígeno rodean al átomo central. 3. Finalmente, se colocan los átomos de hidrógeno. Analicemos la estructura Lewis del H3PO4. O. Dato mol kg Como la molalidad (m) no depende de la masa (propiedad intensiva) se asume que mH2O: 1 kg < > 1000 g → nsto=15,4 mol m=15,4. M 36, 5. σ. g mol. HCl. H σO σ Pσ O σ H σ. H2O. O. σ. H En la molécula del H3PO4 están presentes siete enlaces sigma.. 7. Alternativa. B. 1562,1 g. msol = Dsol 1,18 g /mL. =1323,8 mL < > 1,3238 L Por último, aplicando. PREGUNTA N.o 32 Una fábrica de reactivos químicos vende ácido clorhídrico concentrado HCl(ac), con las siguientes especificaciones: molalidad=15,4 mol/kg densidad=1,18 g/mL Ya que es un producto controlado, la policía necesita saber cuál es su concentración, pero expresado como normalidad (eq/L). ¿Qué valor de normalidad le corresponde a este ácido? Masa molar=HCl 36,5 g/mol. m 562,1 g 1000 g msol=1562,1 g. HCl(ac). Luego Vsol =. Respuesta. C) 15,62 E) 23,26. N=M × θ =. nsto ×θ Vsol. Reemplazando los datos 15,4×1 eq-g N= = 11, 63 1,3238 L. Respuesta 11,63. Alternativa. B. 8.

(9) UNI. Química. PREGUNTA N.o 33. Los estados de oxidación del circonio en Zr O(NO3)2 y del mercurio en Hg2(NO2)2 son respectivamente: A) +2, +1 B) +2, +2 D) +1, +1 . C) +4, +2 E) +4, +1. molar del IF5 en el matraz al final de la reacción, si la temperatura llegó a los 125 ºC? I2(s)+5F2(g) → 2IF5(g) Masas molares (g/mol): I2=253, F2=38 A) 0,54 B) 0,47 D) 0,24 . Resolución. Resolución. Tema: Nomenclatura inorgánica Para determinar el estado de oxidación en una especie poliatómica. ∑ E.O.=Carga neta total de la especie química Donde E.O.: estado de oxidación Notamos que se trata de especies químicas neutras ∴ ∑EO=O. Tema: Estequiometría Reactivo limitante (RL): Es aquel reactivo que se consume por completo por estar en menor proporción estequiométrica que los demás reactivos. Para identificar a un reactivo limitante se aplica la siguiente proporción. cantidad dato del reactivo cantidad estequiométrica del reacctivo. Análisis y procedimiento Especies. Cálculo del E.O.. Teniendo en cuenta. neutras Zr O(NO3)2. Análisis y procedimiento. (∑E.O.=0). E.O. (O)=– 2,. x –2. O – 2<>ion óxido. Zr O(NO3) 2 x – 2 – 2=0 → x=+4. NO–31 <>ion nitrato. –1. Ecuación química 1I2(s)+5F2(g) → 2IF5(g). –1. NO–21<> ion nitrito. Hg2(NO2)2. Hg2x (NO2) 2. 2x – 2=0 → x=+1. Observación El Hg puede actuar con E.O. +1 y +2. Cuando presenta EO=+1, la especie química monoatómica Hg+1 es inestable, debido a ello se dimeriza de la siguiente manera. E.O.:+1. +1. +1. Hg +Hg. →. (Hg)+2 2. C) 0,27 E) 0,13. 253 g. 190 g. 2 mol. 11 g. 11 g. n=?. (Dato). RL. Identificamos al RL 11 g I 2: = 0, 0435 → menor (RL ) 253 g 11 g = 0, 0579 → mayor (RE ) 190 g La cantidad de producto se calcula a partir del RL. F2 :. dímero. Respuesta. 253 g 11 g. +4, +1. Alternativa. RE. E. PREGUNTA N.o 34 Se sintetiza pentafluoruro de yodo, IF5, en un matraz de 5,00 L, por reacción entre 11 g de I2(s) y 11 g de F2(g). Si la reacción procede hasta que uno de los reactantes se consume totalmente, ¿cuál es la fracción. 2 mol nIF5 → nIF5=0,0869 moles. La masa del reactivo, F2, que se consume se calcula de la siguiente forma. 253 g 190 g 11 g x → x=8,261 g La masa que no se consume de F2 es 11 g – 8,261 g=2,739 g nF2=2,739 g=0,072 mol 38 g /mol. 9.

(10) UNI. Química. Calculamos el número de moles totales.. nmezcla =. nT=nIF5+nF2 (exceso) =0,0869 moles+0,072 moles=0,1589 moles La fracción molar del IF5 será y IF5 =. nIF5 nT. =. 0, 0869 moles ≈ 0, 54 0,1589 moles. (total). PV 15 × 10 150 = = moles RT RT RT. PT=1 atm. 1L. N2 He. nmezcla = (globo). PV 1 × 1 1 = = · moles RT RT RT. Respuesta T. 0,54. Alternativa. A. PREGUNTA N.o 35 Un recipiente de 10 L contiene una mezcla equimolar de gas nitrógeno (N2) y helio (He) a una presión de 15 atm. ¿Cuántos globos se pueden llenar con esta mezcla de gases a 1 atm de presión, si la capacidad de cada globo es de 1 L? Considere que la temperatura en ambos sistemas es la misma. A) 10 B) 15 D) 125 . C) 75 E) 150. Resolución Tema: Estado gaseoso La cantidad total de la mezcla gaseosa que hay en el recipiente pasará a los x globos que se van a inflar bajo las condiciones del problema. nmezcla=x · nmezcla (total). (1 globo). El número de moles se calculará con la ecuación universal de los gases.. Análisis y procedimiento PT=15 atm. Finalmente 150 1 =x· RT RT x=150 globos. Respuesta 150. Alternativa. E. PREGUNTA N.o 36 Un quemador utiliza gas propano (C3H8) como combustible y aire como oxidante. Si se conoce que el quemador necesita un 20% de extra de oxígeno (O2), para un trabajo adecuado, calcule el volumen de aire (en L), medido a iguales condiciones de presión y temperatura, que requiere la combustión de 20 L de propano en dicho quemador. Considere que el aire contiene 21% de oxígeno (O2) y 79% de nitrógeno (N2) en volumen. Reacción C3H8(g)+O2(g) → CO2(g)+H2O(g) (sin balancear) Masas atómicas: H=1; C=12; O=16 A) 100 B) 120 D) 476 . C) 298 E) 571. Resolución 10 L. N2 He T. Tema: Estequiometría Ley de las relaciones sencillas en condiciones de Avogadro (a la misma presión y temperatura): Los volúmenes de las sustancias gaseosas son proporcionales al número de moles (coeficientes estequiométricos).. 10.

(11) UNI. Química. Análisis y procedimiento. Tenemos la ecuación química balanceada. 1C3H8(g)+5O2(g) → 3CO2(g)+4H2O(g) 1L. 5L. 20 L. VO2. Debido a que las especies químicas participantes se encuentran en solución acuosa, planteamos las ecuaciones de sus respectivas reacciones de protólisis.. VO2=100 L. 20 Luego VO (consumido)= 100 L + (100 L)=120 L 2 100 Finalmente, según la composición del aire. H. H2S + H2O ↔ HS1 – + H3O1+. ácido. 120 L 21% Vaire 100% Vaire ≅ 571 L. ∴. +. base. base ácido conjugada conjugado. par conjugado H. +. 2– 1+ HCO1– 3 + H2O ↔ CO3 + H3O. Respuesta. ácido. 571. Alternativa. base. E. base ácido conjugada conjugado. par conjugado. Respuesta. PREGUNTA N.o 37 Indique las bases conjugadas de las especies químicas H2S y HCO–3 en solución acuosa, respectivamente. A) B) C) D) E). S2 – y CO3– HS– y CO2– 3 – OH y H3O+ S2– y H2CO3 H3S+ y H2CO3. La teoría de Johannes Brönsted y Thomas Lowry es aplicable para sistemas donde el solvente es protónico. Un ácido y una base desarrollan la reacción de protólisis (transferencia de protón). Base. Dona un protón (H ). B. La solubilidad de una sustancia en un líquido depende de la naturaleza del soluto, del solvente, de la temperatura y de la presión. Al respecto, marque la alternativa correcta.. Tema: Ácidos y Bases. +. Alternativa. PREGUNTA N.o 38. Resolución. Ácido. HS – y CO23 –. Acepta un protón (H+). Par conjugado: Ácido / Base conjugada Base / Ácido conjugado • Se diferencian por un protón. • Tienen propiedades químicas diferentes. • No se neutralizan entre sí.. A) La solubilidad de los gases en los líquidos varía inversamente con la presión parcial del gas que se disuelve. B) La solubilidad de NaCl en agua aumenta conforme aumenta la temperatura. C) La solubilidad del CO2(g) disminuye con el aumento de su presión sobre el líquido en el cual se disuelve. D) Los cuerpos que al disolverse desarrollan calor son menos solubles en frío que en caliente. E) Las variaciones de la presión atmosférica producen grandes cambios en la solubilidad de los sólidos en los líquidos.. 11.

(12) UNI. Química. Resolución Tema: Soluciones. Solubilidad. Es la propiedad física que relaciona la máxima cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solvente o solución a una temperatura específica. De forma general Tº Ssto =. máxima cantidad de soluto disuelto 100 gramos de solvente generalmente agua. La presión es un factor externo que influye en la solubilidad de sustancias gaseosas, pero es despreciable para sólidos y líquidos. P1. (menor). P2. (mayor). soluto gaseoso no disuelto solvente líquido. Se cumple que. Variación de relación solubilidad presión directa. En el caso general de sólidos y líquidos tenemos. Análisis y procedimiento. calor soluto sólido. agitación. De acuerdo a la sustentación anterior y evaluando las proposiciones. A) Incorrecta C) Incorrecta E) Incorrecta. solvente. B) Correcta D) Incorrecta. soluto+solvente+calor → solución. Respuesta. mayor mayor → mayor cantidad → más → solubilidad de soluto disuelto temperatura calor. La solubilidad de NaCl en agua aumenta conforme aumenta la temperatura.. Alternativa. Variación de relación temperatura directa solubilidad. B. En el caso de sustancias gaseosas tenemos calor. soluto gaseoso. PREGUNTA N.o 39 Para la siguiente reacción en equilibrio: 1 NO2(g)  NO(g)+ O 2(g ) 2 señale la alternativa correcta.. CO2 solvente. soluto+solvente → solución+calor menos → menor → mayor cantidad → mayor calor solubilidad de soluto a temperatura disolver. Variación de relación temperatura inversa solubilidad. A) K p = K c / RT B) K p = K c (RT )3/2 C) K p = K c / (RT )3 D) K p = K c RT E) K p = K c / RT. 12.

(13) UNI. Química. Resolución. III. El potencial estándar de la reacción − 2Cu+ (ac) + 2e → 2Cu(s) es 0,52 V.. Tema: Equilibrio químico. A) I y II B) I y III D) solo II . Análisis y procedimiento. La reacción en equilibrio está balanceada, corresponde a un sistema homogéneo gaseoso a cierta temperatura (T). 1NO2(g). . coeficiente de reactante =1. 1 1NO(g)+ O2(g) 2. C) II y III E) solo III. Resolución Tema: Celda galvánica Análisis y procedimiento I.. coeficientes de 1 productos =1+ 2. Dn=variación algebraica de la suma de los coeficientes de la ecuación estequiométrica. Falsa Al comparar el Eºred, de dos o más especies químicas en las mismas condiciones, se puede establecer la relación de facilidad para reducirse. Comparando Cu+2 y Cu+1.. Dn=(1+1/2) – 1=1/2. Cu(2ac+ ) + 2e −. →. Cu(s) Eºred = +0, 34 V. La relación de la constante de equilibrio Kc y Kp es. Cu(+ac) + 1e −. →. Cu(s) E º red = +0, 52 V. Kp=Kc(RT). Dn. Cuanto más positivo sea el Eºred, una especie química se reduce con mayor facilidad. orden: Cu+ > Cu2+. Reemplazando Kp=Kc(RT)1/2 También Kp=Kc RT. II. Verdadera Se plantea la obtención de la reacción neta indicada. Si resulta con D Eº > 0, será espontánea.. Respuesta K p = K c RT. Alternativa. D. – 2 Cu+ → Cu(s) (ac)+1e 2+ +2e– Cu(s) → Cu (ac) 2+ 2Cu+ (ac) → Cu (ac) +Cu(s). Eored=+0,52 V Eoox=– 0,34 V ∆Eo=+0,18 V. reacción espontánea. PREGUNTA. N.o 40. Dados los siguientes valores de potenciales estándares de reducción a 25 ºC: Cu(+ac) + e −. → Cu(s). 0, 52 V. 2+ Cu(ac) + 2e −. → Cu(s). 0, 34 V. Indique cuáles de las siguientes proposiciones son verdaderas: I. El Cu+ se oxida con mayor facilidad que el Cu2+. 2+ II. La reacción 2Cu+ (ac) → Cu(ac ) + Cu(s) es espontánea a 25 ºC.. III. Verdadera El potencial estándar de una especie química es una propiedad intensiva. 2×. Cu(+ac) + 1e −. → Cu(s) E ºred = +0, 52 V. 2Cu(+ac) + 2e −. → 2Cu(s) E ºred = +0, 52 V. Respuesta II y III. Alternativa. C. 13.

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