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PROBLEMAS DE QUÍMICA DE 2º DE BACHILLERATO
Nota preliminar.- Los problemas señalados por * han sido propuestos en pruebas de acceso a la
Universidad.
FÓRMULAS Y COMPOSICIÓN CENTESIMAL
- Conocidas la fórmula del carbonato de sodio y las masas atómicas correspondientes. Determinar
la masa molar de esta sustancia, la composición centesimal de cada elemento en ese compuesto y
los gramos de cada uno de los elementos que existen en 500 g de compuesto puro. Masas atómicas:
C = 12; O = 16; Na = 23.
Sol: MM(Na 2 CO 3 ) = 106 g.mol
- ; 43,4% de Na, 11,3 % de C y 45,3% de Oxígeno, 217 g de Na,
56,5 g de C y 226,5 g de Oxígeno.
2.- (Sobre composición centesimal). Calcular la composición centesimal de las siguientes
sustancias: a) Na 2
O; b) NaOH. Masas atómicas: Na = 22,990; O = 16,000; H = 1,008.
Sol: a) 74,18 % de Na y 25,82 % de O; b) 57,48 % de Na, 2,52 % de H y 40,00 % de O.
- Calcular la masa de Calcio que habrá en 400 g de CaO. Masas atómicas: 0 = 16,00; Ca = 40,
Sol.: 285,88 g.
4.- * Al analizar un hidrato de carbono hemos obtenido la siguiente composición centesimal: 40 %
de Carbono, 6,71 % de Hidrógeno y 53,29 % de Oxígeno. Por otro lado, averiguamos que su masa
molecular es 180. Calcular la fórmula empírica y molecular. Masas atómicas: C = 12; O = 16; H =1.
Sol: CH 2
O y C 6
H
O
5.- Un hidrocarburo gaseoso contiene un 80 % de C. Sabemos que 1,342 g de dicho hidrocarburo
ocupan un volumen de 1 litro, medido en condiciones normales. Calcular su fórmula empírica y
molecular. Masas atómicas: C = 12; H = 1.
Sol: CH 3
; C
H
6.- Un hidrocarburo contiene un 85,7 % de C, siendo su densidad 1,875 g/l, en C.N. Hallar su
fórmula empírica y molecular. Masas atómicas: C=12; H = 1.
Sol.: CH 2
; C
H
7.- Una sustancia gaseosa tiene una densidad de 1,11 g/L, medida a 740 mmHg y 27ºC. Calcular su
masa molecular.
Sol: 28,06 g. mol
8.- Un hidrocarburo contiene un 80 % de C. Calcular su fórmula empírica y molecular, sabiendo
que 8 g de esa sustancia contienen 1,606. 10
moléculas. Masas atómicas: C = 12; H = 1.
Sol: CH 3
; C
H
9.- El Sulfato de Cobre (II) cristaliza acompañada la molécula de un cierto número de moléculas de
agua. Al deshidratar el compuesto hidratado observamos que el agua de cristalización supone un
36,07 %. Calcular el número de moléculas de agua de cristalización que contiene.
Masas atómicas: Cu = 63,5; S = 32; O = 16; H = 1.
Sol: 5 moléculas de agua.
10.- Un mineral contiene un 50 % de Sulfuro de cinc. ¿ Qué porcentaje de Zn hay en el mineral?.
Masas atómicas; Zn = 65,4; S = 32.
Sol: 33,6 %.
11.- * (Sep. 94). La combustión de 2,573 g de un compuesto orgánico dio 5,143 g de CO 2 y 0,
g de H 2 O. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto, si sólo contenía C, H y O?.
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.
Sol: C 7 H 6 O 4.
12.- *(Jun. 95). El análisis de un compuesto da la siguiente composición centesimal: 4,79% de
hidrógeno, 38,1% de azufre y 57,1% de carbono. Sabiendo que la cantidad de moléculas existentes
en 5 g del compuesto es 1,8.
22 , determinar la fórmula molecular del mismo.
Masas atómicas: C = 12; S = 32; H = 1.
Sol: C 8 H 8 S 2.
13.- *(Sept. 96). ¿Cuál es la composición porcentual de un latón rojo, que contiene únicamente Cu,
Pb, y Zn, si una muestra que pesa 1,528 g produce 0,0120 g de PbSO 4 y 0,2206 g de Zn 2 P 2 O 7 ?.
Masas atómicas: Pb = 207,2; Zn = 65,38; P = 30,97; S = 32; O = 16.
Sol: 0,53% de Pb, 6,17% de Zn y 93,3% de Cu.
14.- *( Sept. 97). Una muestra de 0,596 g de un compuesto, formado sólo por Boro e Hidrógeno,
ocupa 484 mL, a 273 K y 1 atm. Cuando esa muestra se quema en presencia de Oxígeno, se obtiene
1,17 g de agua. Calcular la fórmula molecular del compuesto.
Masas atómicas: B = 11; H = 1; O = 16.
Sol: B 2 H 6.
15.- Un compuesto orgánico contiene C, H y O. La combustión de 1,275 g de sustancia produce
1,869 g de dióxido de carbono y 0,765 g de agua. Se sabe que a 80ºC y 745 mmHg, 0,641 g de
sustancia ocupan 316 cm
3
. Calcular su fórmula empírica y molecular.
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.
Sol.: CH 2
O; C
H
O
16.- El ácido cítrico está compuesto por C, O y H. Una muestra de 1,000 g de este compuesto da por
combustión 1,3742 g de CO 2 y 0,3748 g de agua. Si su masa molecular es 192 g.mol
su fórmula molecular.
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.
Sol: C 6 H 8 O 7.
17.- En la combustión total de 3,525 g de un compuesto, que contiene C, H y O, se obtuvieron
7,755 g de CO 2 y 4,23 g de agua. Esos gramos de muestra, en forma de vapor, ocupan 658 mL,
medidos en c.n. Determinar la fórmula molecular del compuesto.
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.
Sol: C 6 H 16 O 2.
17 (I). - (Extremadura, 1999). 1,00 g de una sustancia orgánica gaseosa dio por oxidación 1,45 g de
CO 2 y 0,600 g de H 2 O. El compuesto orgánico ocupa, en condiciones normales, un volumen molar
de 747 cm
3
. Calcular: a) su fórmula empírica; b) su fórmula molecular y el nombre del compuesto.
Masas atómicas en u.m.a. H = 1; C = 12; O = 16. R = 0,082 at.L.mol
GASES
18.- La densidad del aire en c.n. es 1,293 g/L. Calcular la densidad que tendrá si duplicamos la
presión sin variar la temperatura.
Sol: 2,586 g.L
19.- El aire contenido en la cubierta de un automóvil se encuentra a una temperatura de 25ºC y 2 at
de presión. Calcular la presión que soportará el neumático si debido al rozamiento la temperatura se
eleva a 50ºC.
Sol: 2,168 at.
20.- Disponemos de 1 L de un gas, medido en c.n. Calcular el volumen que ocupará el gas a una
presión de 780 mmHg y 27ºC.
Sol: 1,07 at.
21.- ¿Cuál es la densidad del CO 2 en c.n.?. ¿Cuál será a 100ºC y 1,5 at?.
Masas atómicas: C = 12; O = 16.
Sol: 1,96 g/L y 2,16 g/l
22.- Un recipiente de los usados como pulverizador, de 250 mL de volumen, contiene cierto gas
propelente. Calcular los moles de este gas que quedan residuales dentro del recipiente cuando este
se agote y justificar la sabiduría del consejo de no arrojar estos recipientes agotados al fuego.
Considerar una presión atmosférica de 770 mmHg y una temperatura de 30ºC.
Sol: 0,01 moles.
23.- Una botella de acero contiene 6,83 Kg de gas nitrógeno, a 27ºC y 4 at de presión. Mediante un
inyector se introducen en la botella 3,91 Kg de gas oxígeno. Calcular la presión total en la botella.
Masa atómica del nitrógeno = 14.
Sol: 6 atm.
24.- 100 L de aire, con una humedad relativa del 60 %, se encuentran a 25ºC y 1,25 at. Hallar el
volumen que ocupará ese aire seco, a 50ºC y 1 at. La presión de vapor H 2 O a 25ºC es 23,76 mmHg.
Sol: 159,2 L.
25.- Una mezcla gaseosa, compuesta por un 2% de hidrógeno, 64% de oxígeno y el resto nitrógeno,
se encuentra en c.n. Calcular la presión parcial de cada gas y la densidad de la mezcla.
Masas atómicas: H = 1; O = 16; N = 14.
Sol: PH2 = 0,237 at; PO2 = 0,475 at; PN2 = 0,288 at; d = 1,06 g/L.
26.- A 4ºC, tenemos una mezcla de 32 g de metano (CH 4 ) y 44 g de dióxido de carbono (CO 2 )
encerrados en un recipiente en el que la presión es de 740 mmHg. Calcular las presiones parciales
de cada gas, el volumen del recipiente y el número total de moléculas encerradas en el recipiente.
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.
Sol: P(CH 4 ) = 493,33 mmHg; P(CO 2 ) = 246,67 mmHg; 70 L; 1,8066.
24 moléculas.
*27 (I). - (Extremadura, 2000). En un reactor de 10 L se introducen 2,0 g de hidrógeno (H 2 ), 8,4 g
de nitrógeno (N 2 ) y 4,8 g de metano (CH 4 ) y se lleva la temperatura hasta 100 ºC. Los gases no
reaccionan entre sí en estas condiciones. ¿Cuál es la presión parcial de cada uno de los gases?. ¿Qué
presión total se alcanza en el reactor si la temperatura se eleva hasta 175 ºC?.
Sol.:
*27 (II). - (Extremadura, 2003). Considere una muestra de 158 g de trióxido de azufre a 25 ºC (gas
ideal) en un recipiente de 10 L de capacidad. ¿Qué presión ejerce el gas?. ¿Cuántas moléculas de
oxígeno harían falta para ejercer la misma presión?. ¿Qué masa de dióxido de azufre puede
obtenerse de la descomposición de la muestra de trióxido de azufre, si el rendimiento es del 85 %?.
Masas atómicas: S = 32,1; O = 16,0.
Sol.:
DISOLUCIONES
28.- Queremos preparar una disolución de una sal en agua cuya concentración sea del 30%, para
ello disolvemos 30 g de soluto en 100 mL de agua. ¿ Qué error cometemos?.
Sol: Error del 23,1 % por defecto.
29.- * El grado alcohólico de una bebida expresa la concentración centesimal en volumen de
alcohol. Sabiendo que la densidad del etanol es 0,8 g/cm
. Calcular el volumen y los gramos de
alcohol contenidos en 1 litro de bebida de 20º.
Sol. 200 mL y 160 g de alcohol por cada litro de bebida.
30.- Se disuelven 20 g de ácido sulfúrico puro en 0,1 l de agua y la disolución alcanza un volumen
de 0,111 litros. Calcular la concentración de la disolución expresada en: a) % masa; b) Molaridad;
c) Normalidad. Masas atómicas: S = 32; O = 16; H = 1.
Sol: a) 16,67 %; b) 1,84 M; c) 3,68 N.
31.- En un matraz aforado de 250 mL preparamos una disolución con 4 g de NaOH y agua hasta
enrasar. Calcular : a) la molaridad de la disolución; b) la molaridad de una nueva disolución
preparada tomando 100 mL de la disolución anterior y añadiendo agua hasta completar 250 mL.
Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1.
Sol: a) 0,4 moles/l; b) 0,16 moles/l.
32.- Mezclamos 50 cm
de una disolución 0,2 M de ácido nítrico con otros 50 cm
de otra
disolución 0,4 M del mismo ácido. Calcular la molaridad de la disolución resultante.
Sol: 0,3 mol. L
33.- *Una disolución acuosa de ácido perclórico al 40 % en peso tiene una densidad de 1,2 g/cm
Calcular : a) la molaridad ; b) la normalidad; c) la molalidad.
Masas atómicas: Cl = 35,5; O = 16; H = 1.
Sol: a) 4,776 moles/l; b) 4,776 eq./l; c) 6,63 molal.
34.- *Una disolución acuosa de ácido sulfúrico del 20 % de pureza tiene una densidad de 1,
g/mL. Calcular : a) molaridad; b) normalidad; c) molalidad; d) la fracción molar de ácido sulfúrico.
Masas atómicas: S = 32; O = 16 ; H = 1.
Sol: a) 2,33 mol. l
; b) 4,66 eq. l
; c) 2,55 molal ; d) 0,.
35.- *Una disolución de ácido clorhídrico concentrado de densidad 1,19 g/ cm
contiene un 37 %
de ácido. Calcular : a) la fracción molar de soluto; b) la molaridad; c) los cm
3 de disolución
necesarios para valorar (neutralizar) 600 cm
3 de disolución de 0,12 N de NaOH. Masas atómicas:
Cl= 35,5; H = 1.
Sol: a) 0,225; b) 12,06 M; c) 5.97 mL.
45.- *Calcular la masa molecular de una sustancia, tal que al disolver 50 g de ella en 1 litro de agua
se consigue una disolución con un punto de ebullición de 100,6ºC. Constante ebulloscópica del
agua = 0,52 ºC.Kg.mol
Sol: 43,3 g/mol.
46.- * (Sept. 96). Se dispone de un ácido nítrico de riqueza del 25% en masa y densidad 1,40 g/cm
3 .
¿ Cuál es la molaridad de este ácido?. ¿ Cuántos mL deben tomarse para preparar 5 L de disolución
0,001 M?.
Masas atómicas: H = 1; O = 16; N = 14.
Sol: 5,55 M; 9 mL.
47.- * (Sept. 96). Se quiere preparar 1 L de disolución de hidróxido de sodio 0,1 M a partir del
sólido correspondiente. Indicar el procedimiento a seguir en el laboratorio para su preparación. Si a
la disolución preparada se le añaden 100 mL de agua, ¿Cuál será la molaridad de esta nueva
disolución?.
Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1.
Sol: Se realizará en el laboratorio. La nueva molaridad será 0,09.
*47 (I). - (Extremadura, 1998). Se prepara una disolución disolviendo 180 g de hidróxido de sodio
en 400 g de agua. La disolución resultante es 1,340 g/cm
3
. Calcular: a) la molaridad de la
disolución; b) los gramos de hidróxido de sodio necesarios para neutralizar 1 L de disolución 0,1 M
de HCl. Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1.
Sol.:
*47 (II).- (Extremadura, 1999). Disponemos de un ácido clrhídrico comercial (riqueza 36 % en peso
y densidad 1,18 g/cm
3 ) y deseamos preparar 500 cm
3 de una disolución de ácido clorhídrico 2,32 M.
Explica detalladamente el procedimiento, material adecuado y cálculos correspondientes. Masas
atómicas: Cl = 35,5; H = 1.
Sol.:
*47 (III). - (Extremadura, 2001). Calcule la fracción molar de agua y etanol en una disolución
preparada añadiendo 50 g de etanol y 100 g de agua. Calcule el % en volumen de etanol en la
disolución anterior. La densidad del agua es 1,00 g/ cm
3 y la del etanol 0,79 g/ cm
3
. Masa atómicas:
C = 12,0; O = 16,0; H = 1,0.
Sol.:
*47 (IV). - (Extremadura, 2001). Se desea preparar 500 mL de una disolución de HCl 0,1 M a partir
de ácido clorhídrico comercial, del 36 % de riqueza en peso y densidad 1,2 g/ cm
3
. Explique
detalladamente los cálculos, material y procedimientos necesarios para completar esta operación.
Masas atómicas; Cl = 35,5; H = 1.
Sol.:
47 (V). - (Extremadura, 2002). Una disolución, cuya densidad es 0,990 g/cm
3 , contiene 20 g de
acetona por cada 250 mL de disolución. Calcule la molalidad y la fracción molar de acetona en la
disolución. ¿Qué volumen d disolución contiene un mol de acetona?. Masas atómicas: C =12; O =
16; H = 1.
Sol.:
*47 (VI). - (Extremadura, 2004). De una botella de ácido sulfúrico concentrado del 96 % en peso y
densidad 1,79 g/cm
3 , se toma 1 mL y se lleva hasta un volumen final de 500 mL con agua destilada.
Determinar su molaridad. ¿Cuál será el pH de la disolución resultante?, si consideramos al ácido
fuerte en sus dos disociaciones. Masas atómicas : S = 322,1; O = 16,0; H = 1,0.
Sol.: Masas atómicas: C = 12,0; O = 16,0; H = 1,0.
ÁTOMOS Y SISTEMA PERIÓDICO
48.- *En el establecimiento de la estructura atómica fueron de importancia histórica trascendental
las experiencias con descarga de gases a baja presión. Contestar razonadamente a las siguientes
cuestiones: a)¿Por qué la masa de las partículas de los rayos catódicos no depende del gas residual
y, sin embargo, sí depende de éste la masa de las partículas que componen los rayos positivos?. b)
¿Qué gas residual permitió a J. J. Thomson descubrir al protón?. c)¿Cuál es la razón de que, aún con
un solo gas residual en el tubo, haya, a veces, partículas de diferente masa?.
Sol: a)Estas partículas son electrones; b)El Hidrógeno, los rayos positivos son iones del átomo del
gas residual formados al perder electrones; c)La presencia de isótopos.
49.- Una onda electromagnética tiene una longitud de onda 4000 Angström. Calcular su frecuencia,
el número de onda y su energía.
Sol: 7,5.
s
m
J.
50.- *Cuando un electrón cae desde un orbital 2p al 1s emite una radiación cuya longitud de onda es
de 1,54 Angström. ¿ Cuál será la diferencia de energía entre ambos orbitales?.
Sol: 1,29.
51.- *Calcular la longitud de onda, la frecuencia y la energía de la radiación emitida cuando en el
átomo de Hidrógeno se produce una transición electrónica desde el nivel 3 al 1. Constante de
Ridberg = 1,097.
7 m
Sol: 1,025. 10
m; 2,925.
s
J.
52.- Calcular la longitud de onda y la frecuencia de la segunda línea de la serie de Balmer.
Constante de Ridberg = 1,097.
7 m
Sol: 4,8617.
14 Hz.
53.- Indicar, razonando la respuesta, si un electrón puede venir representado por los números
cuánticos siguientes: ( 4,2,0,+1 ) ; ( 3,3,-3,-1/2 ) ; ( 2,0,1,1/2); ( 4,3,0,1/2); ( 3,2,-2,-1/2 ).
Sol: Permitidos (4,3,0,1/2) y (3,2,-2,-1/2).
54.- Teniendo en cuenta las combinaciones permitidas en el ejercicio anterior. ¿ Qué tipo de orbital
representan?.
Sol: 4 f y 3 d.
55.- Teniendo en cuenta la clasificación periódica, señalar las proposiciones correctas, justificando
la respuesta: a) los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número atómico; b) Los
elementos de un mismo período tienen fórmulas análogas para sus compuestos; c)Los elementos de
un mismo grupo tienen fórmulas análogas para sus compuestos; d) Las propiedades químicas del Ca
(Z=20) serán más parecidas a las del K(Z=19) que a las del Sr (Z=38); e) los períodos 4º y 5ºestán
formados por 32 elementos cada uno; f) El período1º está formado por 2 elementos, el 2º por 8 y el
3º por 18.
Sol: correcta la proposición c).
64.- *(Jun. 96). ¿ Qué es un nivel de energía?. Explicar la diferencia entre estado fundamental y
excitado. A partir de las configuraciones electrónicas correspondientes, explicar la valencia +1 del
sodio, +2 del magnesio y +3 del hierro.
Sol: Los átomos pierden o ganan electrones para alcanzar estructuras más estables ( nivel completo
o semilleno).
65.- *(Sep. 98). Justifique razonadamente: a) Si es mayor o menor la segunda energía de ionización
para el átomo de magnesio. B) Si en mayor la primera o la segunda afinidad electrónica del
oxígeno.
Sol: La segunda energía de ionización es mayor, ya que el electrón a arrancar está más atraído por
tener la misma carga nuclear y un electrón menos. La primera afinidad es mayor que la segunda,
debido a que al entrar el segundo electrón debe vencer la repulsión del anterior.
*65 (I). - (Extremadura, 1998). Dados cuatro elementos de números atómicos 9, 12, 15 y 24,
determinar: a) sus configuraciones electrónicas; b) Explicar las valencias que los elementos de Z =
9 y Z = 12 tendrán frente al hidrógeno; c) Explicar las valencias que el elemento de Z = 15 tendrá
frente al oxígeno; d) razonar la valencia +6 que el elemento de Z = 24 tiene frente al oxígeno.
Sol.:
*65 (II). - (Extremadura, 1998). Justifique razonadamente: a) Si es mayor la primera o la segunda
energía de ionización para el átomo de Mg; b) Si es mayor la primera o la segunda afinidad
electrónica del oxígeno.
Sol.:
*65 (III).- (Extremadura, 1998). ¿Qué se quiere decir cuando se expresa que un átomo está
excitado?. ¿Este átomo pierde o gana energía?. Explicar en que consiste el efecto Zeeman. ¿Qué
número cuántico es necesario introducir para explicar este efecto?.
Sol.:
*65 (IV). - (Extremadura, 1999). Dadas las siguientes configuraciones: a) 1s
2 2s
2 2p
5 ; b) 1s
2 2s
2 2p
6
3s
1 ; c) 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2
. Ordénalos de manera que aumente gradualmente el valor del primer potencial
de ionización e indicar cual es el elemento más electronegativo.
Sol.:
*65 (V). - (Extremadura, 1999). ¿Qué entiendes por principio de Aufbau o de construcción?.
Enunciar los tres principios en que se basa y explícalos brevemente.
Sol.: En la teoría.
*65 (VI). (Extremadura, 1999). Analogías y diferencias entre los modelos atómicos de Rutherford y
Bohr
Sol.: en la teoría.
*65 (VII).- (Extremadura, 1999). Explique brevemente: a) el concepto de orbital atómico; b) el
significado de espectro de emisión de un elemento químico.
Sol.: en la teoría.
*65 (VIII).- (Extremadura, 2000). ¿Qué se entiende por afinidad electrónica de un elemento?.
¿Cómo evoluciona en el sistema periódico?.
Sol.: en la teoría.
*65 (IX). - (Extremadura, 2001). Enuncie los postulados en los que se basa el modelo atómico de
Bohr. ¿Qué se entiende por electrones de valencia y electrones internos?. ¿Cómo afectan unos y
otros al comportamiento de un átomo?.
Sol.: en la teoría.
*65 (X). - (Extremadura, 2001). A dos elementos químicos les corresponden los números atómicos
17 y 55; a ) escriba sus configuraciones electrónicas; b) justifique su carácter metálico o no
metálico; c) razone cuál es más electronegativo; d) Razone cuál tiene mayor volumen atómico.
Sol.:
*65 (XI). - (Extremadura, 2001). Explique qué son los números cuánticos, qué valores pueden
tomar y qué significan estos valores respecto al estado de un electrón en la corteza atómica.
Sol.: en la teoría
*65 (XII). - (Extremadura, 2002). Explique brevemente las diferencias entre órbita y orbital y la
diferencia entre un orbital "s" y un orbital "p".
Sol.: en la teoría.
*65 (XIII). - (Extremadura, 2004). Sea el elemento de Z = 20. Explique de manera razonada: a) su
configuración electrónica, nombre y el tipo de elemento que es; b) su situación en el sistema
periódico y cite otro elemento de su mismo grupo; c) las valencias más probables que puede
presentar; d) Cuáles son los números cuánticos de su electrón diferenciador.
Sol.:
*65 (XIV). - (Extremadura, 2004). Dados los elementos de números atómicos 19, 23 y 48: a)
escriba la configuración electrónica del estado fundamental de estos elementos; b) explique si el
elemento de Z = 30 pertenece al mismo periodo y/o al mismo grupo que los elementos anteriores.
Sol.:
*65 (XV). - (Extremadura, 2004). Definir radio atómico y radio iónico. De las siguientes
secuencias, razonar cuál se corresponde con la ordenación correcta de sus radios iónicos: a) Be
2+ <
Li
< F
3- ; b) Li
< Be
2+ < N
3- < F
Sol.:
*65 (XVI). -(Extremadura, 2005). Considere las siguientes configuraciones electrónicas en estasdo
fundamental: 1º) 1s
2 2s
2 2p
7 ; 2º) 1s
2 2s
3 ; 3º) 1s
2 2s
2 2p
5 ; 4º) 1s
2 2s
2 2p
6 3s
1
. Razone cuales cumplen
el principio de exclusión de Pauli y deduzca el estado de oxidación más probable de los elementos
cuya configuración sea correcta.
Sol.:
*65 (XVII). - (Extremadura, 2004). Escribir la configuración electrónica de Ca, Cd, Fe y Ag y
razonar cuál será el estado de oxidación más estable de los elementos anteriores. Números
atómicos: Ca = 20; Cd = 48; Fe = 26; Ag = 47.
ENLACE QUÍMICO
66.- * De las siguientes moléculas: F 2
; Cl 2
; ClF ; HCl ; NaCl ; CsF ; H 2
S ; SiH 4
; indique
razonadamente: a) cuales tendrán enlaces covalentes puros; b) cuales tendrán enlace
predominantemente covalente; c) predominantemente iónico; d) ordenar los enlaces H-Cl ; H-S ; H-
P; H-Si en orden creciente de polaridad.
Sol.: a) F 2
; Cl 2
; b) ClF ; HCl ; H 2
S ; SiH 4
; c) NaCl ; CsF ; d) P-H<Si-H<S-H<H-Cl.
75.- *(Jun. 95). Señale las características esenciales del método de repulsión de pares de electrones
(R.P.E.C.V.). Indique la geometría, utilizando la citada teoría, de las siguientes especies: BH 3 ; H 2 O;
SiH 4 y ZnCl 2.
Sol: En clase.
76.- *(Sept. 95). ¿A qué se llaman iones isoelectrónicos?. De estos: 8 O
; 12 Mg
2+ y 15 P
3- ,
¿quiénes lo son?. Enumera las propiedades de los sólidos iónicos, covalentes y metálicos.
Sol: Aquellos que tienen el mismo número de electrones, en este caso 10, 18, 10 y 18.
77.- *(Jun. 96). Definir afinidad electrónica. ¿Cómo varía en el Sistema Periódico?. Indica el tipo de
hibridación que existe en el metano, benceno y etino.
Sol: en clase.
- *(Sep. 96). Representar las estructuras de Lewis para el NH 3 y S 2
2-
. Razona, teniendo en cuenta
la configuración electrónica, por qué el radio atómico del 20 Ca es mayor que el del 12 Mg.
Sol: en clase.
79.- *(Sept. 94). Explicar por qué el diamante no conduce la electricidad y el grafito sí. ¿Por qué
los cristales metálicos son dúctiles y maleables y los iónicos no?.
Sol: en clase.
80.- *(Jun. 97). De la configuración electrónica del Sc: 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 3d
1 4s
2 , deducir el número
atómico, periodo en que se encuentra, valencia iónica, número de protones y a qué grupo de metales
pertenece. B) Explicar qué entiendes por índice de coordinación en un cristal e indica cuanto vale
éste en una de las estructuras cúbicas.
Sol: Z = 21; cuarto periodo; 3+; 21 protones; al primer grupo de metales de transición (grupo 3º del
S.P.); en la red cúbica centrada en las caras, 6; en la centrada en el cuerpo, 8.
*80 (I).- (Extremadura, 1998). Características de las sustancias metálicas.
Sol.: en el libro.
*80 (II). - (Extremadura, 1998). Relacione las propiedades más características de los compuestos
iónicos y covalentes con su tipo de enlace.
Sol.: en el libro.
*80 (III). - (Extremadura, 1999). Explicar la hibridación sp
2 del carbono e ilústrela con un ejemplo.
Sol.: en la teoría.
*80 (IV). - (Extremadura, 2000). Explicar el enlace covalente coordinado. Dibujar la estructura de
Lewis para el NH 4 Cl. Números atómicos: H = 1; N = 7; Cl = 17.
Sol.: En clase.
*80 (V). - (Extremadura, 2000). ¿Qué es la energía reticular de un compuesto iónico?. ¿De qué
factores depende?. ¿Por qué el cloruro sódico es soluble en agua?. ¿Conduce la electricidad el
cloruro sódico sólido?. ¿Y disuelto en agua?. Razone las respuestas.
Sol.: en clase.
*80 (VI). - (Extremadura, 2000). A partir de las teorías que describen el enlace metálico, explique
las siguientes propiedades: a) conductividad eléctrica; b) Ductilidad y maleabilidad.
Sol.: en el libro.
*80 (VII). - (Extremadura, 2001). Explique el concepto de hibridación y aplíquelo al caso del
carbono en el CH 4 y el C 2 H 4.
Sol.: en la teoría.
*80 (VIII). - (Extremadura, 2002). Conteste razonadamente: a) Qué tipo de enlace N-H existe en el
amoniaco?. ¿Y entre los átomos de potasio sólido?; b) ¿Qué fuerzas hay que romper para fundir el
bromuro potásico sólido?. ¿Y para fundir el sólido?. ¿Y para fundir el yodo (I 2 ) sólido?,
Sol.: en el libro.
*80 (IX). - (Extremadura, 2002). Defina enlace sigma ( ) y enlace pi ( ). Dibuje la estructura
del eteno (etileno) y explique razonadamente el tipo de enlace existente en cada unión entre los
átomos de H y C, y los que hay entre los dos átomos de C.
Sol.: en clase.
*80 (X). - (Extremadura, 2003). Discuta si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a)
Todos los enlaces covalentes tienen bajos puntos de fusión y de ebullición; b) Todas las moléculas
que contienen hidrógeno pueden unirse a través de enlaces de hidrógeno intermoleculares.
Sol.: en la teoría.
*80 (XI). - (Extremadura, 2003). Escriba las estructuras de Lewis de las siguientes sustancias BeF 2 ;
N 2 ; CCl 4 y C 2 H 2. Razone si la reacción entre un metal y un no metal puede dar lugar a un enlace
fuertemente covalente.
Sol.: en clase.
*80 (XII). - (Extremadura, 2004). Para las siguientes especies: F 2 ; NaCl; CsF; H 2 S; AsH 3 ; SiH 4 ;
explique razonadamente: a) Cuáles tendrán enlaces covalentes puros; b)Cuáles tendrán enlaces
covalentes polares; c) Cuáles tendrán enlaces iónicos; d) Cuál será el enlace3 con mayor carácter
iónico. DATOS. - Electronegatividades de Pauling: F = 4,0; Na = 0,9; Cl = 3,0; Cs= 0,7; H = 2,1; S
= 2,5; As = 2,0; Si = 1,8.
Sol.:
*80 (XIII).- (Extremadura, 2004). Considere la molécula de acetileno C 2 H 2 y conteste
razonadamente: ¿Qué tipo de hibridación presenta el átomo de C en este compuesto?. ¿Cuántos
enlaces de tipo y de tipo presenta la molécula.
Sol.: hibridación sp. Los enlaces C-H son tipo y el enlace es tipo .
*80 (XIV).- (Extremadura, 2005). Dadas las siguientes sustancias: CS 2 (lineal), HCN (lineal), NH 3
(piramidal) y H 2 O ( angular): a) escriba sus estructuras de Lewis; b) justifique su polaridad.
Sol.: en clase.
*80 (XV). - (Extremadura, 2000). Razonar las siguientes proposiciones: a) el cloruro de sodio funde
a 800 ºC mientras que el Cl 2 es gaseoso a temperatura ambiente; el diamante no conduce la
electricidad mientras que el Ni sí.
Sol.: Ciertas las dos. Se justifican por el tipo de enlace que se da en cada sustancia.
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS
81.- Veamos una aplicación de la ley de las proporciones definidas de Proust. Sabiendo que las
masas atómicas del Nitrógeno y del Hidrógeno son, respectivamente, 14,0067 y 1,0080; calcular la
Sol: 150,84 m
3 ; 88 Kg de CO 2.
91.- Hacemos reaccionar 400 g de caliza, de una pureza del 40 % en CaCO 3 , con HCl en exceso.
Calcular: a) el volumen de dióxido de carbono que se desprenderá, medido en c.n.; b) la masa de
cloruro de calcio que se obtendrá; c) el volumen de dióxido de carbono, medido a 27ºC y 1,5 at; d)
la cantidad de caliza necesaria para producir 0,5 litros de CO 2
, medidos en c.n. Masas atómicas:
C=12 ; Ca= 40 ; Cl = 35,5 ; H = 1 ; O = 16.
Sol.: a) 35,84 l de CO 2
; b) 177,6 g de CaCl 2
; c) 26,26 l de CO 2
; d) 5,58 g de caliza.
92.- Sobre 3,10 g de disolución de ácido sulfúrico del 98 % de pureza se agregan 2,56 g de Cinc
puro. Calcular : a) la cantidad de uno de los reactivos que queda sin reaccionar; b) el volumen de
gas Hidrógeno que se desprende en la reacción, medido a 27ºC y 740 mmHg. Masas atómicas:
S=32; O = 16; H = 1; Zn = 65,4.
Sol: a) 0,52 g de Zn ; b) 0,784 l de Hidrógeno.
93.- El ácido nítrico reacciona con el cobre metálico produciendo nitrato de cobre (II), agua y
dióxido de nitrógeno. Calcular : a) cuantos mililitros de disolución de ácido nítrico, del 95 % de
pureza y densidad 1,5 g/cm
se necesitan para que reaccionen totalmente 3,4 g de cobre ; b) ¿ Qué
volumen de dióxido de nitrógeno, medido a 30ºC y 748 mmHg, se formará con esa cantidad de
cobre ?. Masas atómicas: N = 14; O = 16; H= 1; Cu = 63,5.
Sol: a) 9,5 mL; b) 2,71 litros.
94.- La blenda es un mineral que contiene Sulfuro de Cinc. Por tostación (reacción con el Oxígeno)
de 13 g de este mineral se producen 2,5 L de gas SO 2 , medidos a 1 at y 27ºC y ZnO. Averiguar la
pureza en sulfuro de cinc de la blenda utilizada. Masas atómicas: S = 32; O = 16; Zn = 65,4.
Sol: 75 %.
95.- Una forma de preparar ácido clorhídrico consiste en calentar cloruro de sodio con ácido
sulfúrico concentrado, formándose como subproducto sulfato de sodio. ¿Qué masa de ácido
sulfúrico del 90% se necesita para obtener 1 Kg de disolución de ácido clorhídrico del 42%. Masas
atómicas: S = 32; Cl = 35,5; O = 16; H = 1.
Sol: 626,5 g.
96.- Para determinar la pureza de una muestra de Zn, se toman 80 g y se tratan con una disolución
de HCl del 35% y densidad 1,18 g/mL, consumiéndose 173 mL de disolución. Determínese la
pureza de la muestra. Masas atómicas: Cl = 35,5; Zn = 65,4; H = 1.
Sol: 80%.
97.- ¿ Qué volumen mínimo de disolución de HCl del 35% y densidad 1,18 g/mL será necesario
para que reaccione totalmente con una muestra de 40,0 g de Zn puro?. ¿Y si la muestra tuviese una
pureza del 60% en Zn y es resto materia inerte?. Masas atómicas: Cl = 35,5; Zn = 65,4; H = 1.
Sol: 108,0 mL; 64,8 mL.
98.- En la síntesis de Haber para la obtención de amoniaco a partir de sus elementos, se introducen
en el reactor 40,0 g de hidrógeno y 2000 g de nitrógeno, obteniéndose 96,4 g de amoniaco. Deducir
el rendimiento del proceso. Masas atómicas: N = 14; H = 1.
Sol: 42,5%.
99.- Tenemos una caliza con una pureza del 60 % en CaCO 3. Calcular los litros de gas CO 2 , en c.n.,
que podremos obtener a partir de 1 Kg de caliza, si el rendimiento del proceso es del 70%.Masas
atómicas: Ca = 40; C = 12; O = 16; H = 1.
Sol: 100,8 L.
100.- El ácido sulfúrico reacciona con el hidróxido de sodio para dar la sal correspondiente y agua.
Mezclamos 350 mL de ácido sulfúrico del 20% y densidad 1,14 g/cm
3 con 66,7 g de hidróxido de
sodio del 90 % de pureza. Calcular los gramos de sal obtenidos. Na = 23; S = 32; H = 1; O = 16.
Sol: 106,5 g.
101.- El ácido sulfúrico se puede obtener a partir de la pirita (FeS 2 ) según el siguiente proceso:
4 FeS 2 + 11 O 2 8 SO 2 + 2 Fe 2 O 3
2 SO 2 + O 2 2 SO 3
SO 3 + H 2 O H 2 SO 4
Determinar la masa de ácido sulfúrico que podemos obtener a partir de 100 Kg de pirita de una
riqueza del 73,3 % en FeS 2. Masas atómicas: Fe = 55,8; S = 32; O = 16; H = 1.
Sol: 120 Kg.
102.- En el proceso Ostwald, el HNO 3 se prepara a partir del amoniaco, según el siguiente proceso:
4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g) 4 NO(g) + 6 H 2 O(g)
2 NO(g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g)
3 NO 2 (g) + H 2 O(l) 2 HNO 3 (ac) + NO(g)
¿Qué masa de HNO 3 se puede obtener a partir de 5,5 Kg de amoniaco?. ¿ Cuántos litros de
disolución de HNO3 del 70% y densidad 1,42 g/mL podremos obtener?. N = 14; O = 16; H=1.
Sol: 13,6 Kg; 13,68 L.
- Un proceso para la obtención de clorato de potasio se lleva a cabo en las dos etapas
siguientes:
1ªetapa: 2 permanganato de potasio + 16 ácido clorhídrico 2 cloruro de potasio + 2 cloruro
de manganeso (II) + 5 cloro gaseoso + 8 agua.
2ª etapa: 3 cloro gaseoso + 6 hidróxido de potasio clorato de potasio + 5 cloruro de potasio
Queremos obtener 1 L de disolución 0,1 M de clorato de potasio. Calcular el volumen de
disolución de ácido clorhídrico 1 M y los gramos de mineral, con un 40 % de permanganato de
potasio que necesitaremos, como mínimo, si suponemos un rendimiento del 100 %.
Masas atómicas: Manganeso = 55; Potasio=39,1; Cloro=35,5; Oxígeno=16; Hidrógeno=1.
Sol: 32,9 g de KMnO 4 y 10,4 mL de HCl 1 M.
- Una muestra de 1,500 g contiene exclusivamente Zn y Al. Al tratar la muestra con suficiente
ácido sulfúrico se obtuvieron 1386,4 mL de gas hidrógeno, medidos en c.n. Calcular la composición
centesimal de la muestra. Masas atómicas: Al = 27; Zn = 65,4.
Sol: 35,5% de Zn y 64,5% de Al.
- En la combustión de 102 g de una mezcla de butano y propano se produjeron 156,8 L de CO 2 ,
medidos en c.n. Calcular la composición centesimal de la mezcla y el volumen mínimo de aire (con
un 20 % de O 2 en volumen), medido en c.n., que se necesitará. C = 12; O = 16; H = 1.
Sol: 60% de butano y 40% de propano. 1287 L de aire.
106.- Calcular el volumen mínimo de oxígeno, medido en c.n., necesario para la combustión total
de 1 Kg de una mezcla compuesta por un 80 % de butano y 20% de propano. C = 12; O = 16; H = 1.
descomposición de 148 g de una muestra que contiene el 87 % en peso de clorato de potasio?. B)
¿Cuántas moléculas de oxígeno se formarán?. Masas atómicas : Cl = 35,5; K = 39,1; O = 16.
Sol.:
*107 (VIII). - (Extremadura, 2003). Considere una muestra de 158 g de trióxido de azufre a 25 ºC
(gas ideal) en un recipiente de 10 L de capacidad. A) ¿Qué presión ejerce el gas?. ¿Cuántas
moléculas de oxígeno harían falta para ejercer la misma presión?. B) ¿Qué masa de dióxido de
azufre puede obtenerse de la descomposición de la muestra de trióxido de azufre, si el rendimiento
es del 85 %?.Masas atómicas: S = 32,1; O = 16.
Sol.:
*107 (IX).- (Extremadura, 2003). Una fábrica produce cal (óxido de calcio) a partir de calcita,
mediante la reacción: CaCO 3 CaO + CO 2. Calcule la producción diaria de óxido de calcio, si
la fábrica consume 50 Tm de calcita del 85 % de pureza en carbonato de calcio, y el rendimiento de
las reacción es dl 95 %. Masas atómicas; Ca = 40; C = 12; O = 16.
Sol.:
*107 (X). - (Extremadura, 2004). Una reacción para obtener bromobenceno es la siguiente: C 6 H 6 +
Br 2 C 6 H 5 Br + HBr. Cuando se hacen reaccionar 29 mL de benceno líquido con un exceso
de bromo, se obtienen 25 g de bromobenceno, ¿Ccuál es el rendimiento de la reacción?. Masas
atómicas: Br = 79,9; C = 12,0; H = 1,0.
Sol.:
107 (XI). - (Extremadura, 2004). El carbonato de calcio reacciona con el ácido clorhídrico,
produciéndose dióxido de carbono y agua. Calcule qué cantidad de caliza, cuya riqueza en
carbonato de calcio es del 83,5 % en peso, se necesita para obtener, por reacción con exceso de
ácido clorhídrico, 10 L de dióxido de carbono, medidos a 18 ºC y 752 mmHg. Masas atómicas: Ca
= 40; C = 1º2; O = 16.
107 XII). -(Extremadura, 2005). El cobre reacciona con ácido sulfúrico, formando Cu SO 4 , SO 2 (g) y
agua. A) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico del 98 % de riqueza y 1,84 g/mL de densidad es
necesario para obtener 100 L de SO 2 en condiciones normales?. B) ¿Cuántos gramos de cobre, del
90 % de pureza, se necesitarían para obtener esos litros de SO 2 ?. Masas atómicas: Cu = 63,5; S =
32,0; O = 16,0.
Sol.:
TERMOQUÍMICA
108.- Utilizando las tablas de entalpías de formación, expresar las ecuaciones termoquímicas para la
formación del metano, agua, monóxido de carbono, dióxido de carbono, amoniaco, metanol y
benceno.
109.- Sabiendo que las entalpías normales de formación del metano, dióxido de carbono y del agua
líquida son, respectivamente, - 74,9; - 393,5 y - 285,5 KJ/mol. Calcular : a) la entalpía
correspondiente a la reacción de combustión del metano, en esas mismas condiciones; b) el calor
desprendido en la combustión de 40 litros de metano, medidos a 1 at de presión y 25ºC; c) el calor
desprendido en la combustión de 2 Kg de metano. Masas atómicas: C = 12; H = 1.
Sol: a) - 890,2 KJ/mol; b) - 1459,9 KJ; c) 1,11.
KJ.
110.- Si la reacción anterior se llevase a cabo en una bomba calorimétrica ( a Volumen constante).
¿Cuál sería el calor desprendido en la combustión de 1 mol de metano, en esas condiciones?.
Sol: - 885,2 KJ/mol.
111.- Suponiendo que no dispusiésemos de tablas, calcular la entalpía de formación del metano,
sabiendo que las entalpías normales de combustión del carbono, hidrógeno y metano son,
respectivamente, - 393,5; - 285,5 y - 890,2 KJ/mol.
Sol: - 74,9 KJ/mol.
112.- Utilizando las entalpías normales de formación del dióxido de carbono y del agua líquida, que
aparecen en tablas y sabiendo que la entalpía normal de combustión del ácido acético es - 870,
KJ/mol. Calcular : a) la entalpía normal de formación del ácido acético; b) la variación de energía
interna que se producirá en la combustión de 1 mol del ácido.
Sol.: a) - 487,9 KJ.mol
; b) -870,7 KJ. mol
113.- Sabiendo que las entalpías de combustión de la glucosa y del etanol son, respectivamente, -
2814 y - 1367 KJ/mol. Calcular el calor desprendido cuando se producen 48,3 g de etanol por
fermentación de la glucosa.
Sol: 42 KJ.
114.- El calor de reacción de combustión del carbono, para dar dióxido de carbono, se puede medir
perfectamente en el laboratorio, resultando un valor de - 393,1 KJ/mol. Igualmente, se puede medir
el calor de combustión del monóxido de carbono a dióxido de carbono, siendo de - 283,1 KJ/mol.
Pero, al no poderse controlar la reacción, resulta imposible medir el calor de combustión parcial del
carbono hasta monóxido. Representar en un diagrama entálpico las tres reacciones y utilizarlo para
calcular el calor de combustión no medible directamente.
Sol.: - 110 KJ.
115 *.- Dado el diagrama entálpico siguiente, se desea saber :
H
( Kcal )
3 C(s)+ 4 H2(g) + 5 O2(g)
H
8(g)
+ 5 O
2(g)
(III)
(II)
- 555,2 3 CO
2(g)
+ 4 H
O
(l)
a) ¿ Cuáles de los procesos I , II o III representan, respectivamente, la combustión del propano y la
formación del propano a partir de sus elementos ?.
b) ¿ Cuánto vale el calor de formación a presión constante ( entalpía de formación ) del propano.
c) Conociendo que la combustión de 1 mol de hidrógeno gas, para dar agua líquida, desprende 68,
Kcal. ¿ Cuánto vale la entalpía de formación del dióxido de carbono a partir de sus elementos ?.
¿ Es un proceso endotérmico o exotérmico ?.
Sol.: a) la combustión del propano viene representada por el proceso II ; la formación del propano
es el proceso I ; b) - 24,6 Kcal/mol ; c) - 94 Kcal/mol.
