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EXAMEN DE QUÍMICA DEL 9 DE DICIEMBRE DE 2008
Nombre y Apellidos: EXAMEN RESUELTO
OPCIÓN A
1. Formula o nombra los siguientes compuestos: a) Sulfato de cadmio, b) Cloruro plúmbico, c)
NH
(1,5p)
Neopentano, d) BaClClO3 , e) CHCl3, f) HOOC
2
2. Justifica la variación periódica de la afinidad electrónica y el potencial de ionización en
función del radio atómico. (1,5p)
3. Justifica, según el modelo VSEPR, la geometría molecular de las siguientes moléculas: PCl3,
CO2 y PCl5.
(1,5p)
4. Calcula la frecuencia de la radiación emitida por un átomo cuyo electrón se relaja desde el
quinto nivel energético según la serie de Lyman. (1,5p)
5. Se mezclan 15 g de una muestra de carbonato de sodio con 25 mL de una disolución de ácido
sulfúrico 0,1 N. ¿Qué cantidad de sulfato de sodio se obtendrá? ¿Sobrará algún reactivo? ¿En
qué cantidad? (2p)
6. Dibuja el esquema de orbitales moleculares de las moléculas HC≡CH y Cl2O, indicando el tipo
de orbital que se da entre cada uno de los átomos. (2p)
OPCIÓN B
1. Formula o nombra los siguientes compuestos químicos: a) Sulfito doble de litio y sodio, b)
Peróxido de calcio, c) 2-etoxibutanal, d) SbH3, e) K2MnO4, f)
(1,5p)
O
Cl
2. Sabiendo que los pesos atómicos del potasio, bromo y oxígeno son 39, 80 y 16, calcula: a)
¿cuánto pesan 110 átomos de potasio?; b) ¿cuántas moléculas hay en 4,7 g de bromuro de
potasio?; c) ¿cuántos átomos de oxígeno hay en 34 g de bromato de potasio?
(2p)
3. Los números atómicos de los átomos A, B y C son 55, 17 y 47 respectivamente. Deduce qué
tipo de enlace formaran entre sí.
(1,5p)
4. Dibuja, según la teoría de la hibridación, la molécula CH3Cl y razona si será o no polar la
molécula. ¿Qué tipo de fuerzas intermoleculares se podrán dar entre ellas?
(1,5p)
5. Sabiendo que la longitud de onda de una radiación roja es de 682 nm y que la de otra azul es de
478 nm, ¿se producirá efecto fotoeléctrico en ambos casos si las aplicamos sobre una superficie
metálica cuya frecuencia umbral es de 5,15·1014 Hz?
(1,5p)
6. Se disuelven 35 mL de H2SO4 al 35% en 215 mL de agua. Calcula la concentración molar de la
mezcla. ¿Qué volumen de agua debemos añadir si queremos que su concentración sea 1,5 N?
La densidad del ácido es de 1,22 g/mL. (2p)
DATOS: Na = 23 ; C = 12 ; O = 16 ; H = 1 ; S = 32
h = 6,626·10-34 J·s ; R = 1,0968·107 m-1 ; c = 3·108 m/s
OPCIÓN A
CH3
1. a) CdSO4 ; b) PbCl4 ; c)
H3C
C
CH3
; d) Cloruro-trioxoclorato (V) de bario ;
CH3
e) Triclorometano ; f) Ácido 3-aminobenzoico.
2. La afinidad electrónica aumenta, en los grupos, hacia arriba y, en los periodos, hacia
la derecha. Como es la energía que se desprende al “acomodar” un átomo un nuevo electrón
en su capa de valencia, es lógico pensar que esa energía de estabilización será mayor cuanto
más cerca al núcleo esté la capa de valencia, ya que la interacción electrostática será más
significativa. El radio atómico disminuye, en los grupos, hacia arriba y, en los periodos, hacia
la derecha.
El potencial de ionización varía del mismo modo que lo hace la afinidad electrónica.
Como se define como la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo en estado
gaseoso, es lógico que sean mayores valores de energía cuanto más cerca al núcleo está el
electrón que va a extraerse, ya que su estabilización por interacción electrostática es mayor.
3. PCl3: El átomo central pertenece al grupo 15 por lo que su configuración electrónica
externa es 3s23p3, es decir, tendrá que distribuir en el espacio 4 pares
de electrones, uno de ellos sin compartir. La manera de hacerlo es
colocar cada par de electrones en los vértices de un tetraedro. La
geometría de la molécula será, por lo tanto, de pirámide trigonal.
CO2: El carbono, que es el átomo central, tiene cuatro electrones en su última capa (2s22p2).
La estructura de Lewis de este compuesto es O
C
O de donde
podemos deducir que se trata una molécula lineal al tener dos enlaces
dobles contiguos.
PCl5: En esta molécula, los cinco electrones de la capa de valencia del
fósforo formarán enlace. La forma de colocar los cinco pares de electrones en
el espacio es en los vértices de una bipirámide trigonal.
4. Si la serie es la de Lyman el electrón llega al primer nivel energético, es decir, n1 = 1.
Aplicando la Ley de Rydberg:
 1
1
1
1
1
1
1
= R ⋅ 2 - 2  ;
= 1,0968 ⋅ 107 m-1  2 - 2  ;
= 1,053 ⋅ 107 m-1
λ
n
n
λ
1
5
λ


2 
 1
ν =
c
m
= 3 ⋅ 108
⋅ 1,053 ⋅ 107 m-1 = 3,159 ⋅ 1015 s-1
λ
s
5. Conocemos la cantidad de cada reactivo de los que participan. Es necesario conocer
cuál de ellos es el REACTIVO LIMITANTE. Debemos convertir los datos en moles y comparar
ambas cantidades según la estequiometría de la reacción:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O
25 mL ⋅

0,1 eq 1 mol
25 ⋅ 0,1
-3
=
mol
=
1,25
10
mol
⋅
⋅

2 ⋅ 103
103 mL 2 eq

 El reactivo limitante es el ácido
1 mol

= 0,14 moles Na2CO3
15 g ⋅

106 g

Los cálculos hay que referirlos sólo al ácido que reacciona. Si reaccionan 1,25—10-3
moles de ácido sulfúrico, se formarán 1,25—10-3 moles de sulfato de sodio:
1,25 ⋅10-3 moles ⋅
142 g Na2SO 4
= 0,18 g Na2SO4
1 mol
Sólo reaccionan 1,25—10-3 moles del carbonato por lo que sobran 0,139 moles:
0,139 moles ⋅
σsp-s
106 g Na2 CO3
= 14,7 g Na2CO3
1 mol
σsp-sp
6.
Para que se pueda ver mejor el diagrama se han obviado los
lóbulos de antienlace de dos de los orbitales “p” atómicos.
σsp-s
πp-p
πp-p
3
En esta otra molécula se ha optado por dibujar los enlaces entre el sp
átomo de oxígeno y los de cloro y sólo indicar los orbitales híbridos
para los pares de electrones solitarios.
Cl
O
σsp3-p
Cl
OPCIÓN B
CHO
1. a) LiNaSO3 ; b) CaO2 ; c)
; d) Estibina ; e) Manganato de potasio
O
; f) 2-cloro-4-metil-3-pentanona
2. a) 110 át ⋅
1 mol
6,023 ⋅10
23
39 g
= 7,12 ⋅10-21 g
át 1 mol
⋅
1 mol
6,0231023 moléculas
⋅
= 2,38 ⋅1022 moléculas
b) 4,7 g KBr ⋅
119 g KBr
1 mol
c) 34 g KBrO3 ⋅
1 mol
6,0231023 moléc 3 át O
⋅
⋅
= 3,68 ⋅1023 át O
167 g KBrO3
1 mol
1 moléc
3. La configuración electrónica externa de cada uno de los átomos será: A = 6s1 ; B =
3s 3p5 ; C = 4d9 5s1. A la vista de estas configuraciones podemos afirmar que A es un
alcalino, B es un halógeno y C es un metal de transición. A podrá formar enlace metálico con
otros átomos de A y enlace iónico con B. C podrá formar enlace metálico con otros átomos
2
de C y también podrá formar enlace iónico con B (debemos tener en cuenta que la
configuración 4d10 5s1 es aún más estable que la que hemos obtenido según el diagrama de
Möeller). Por último, B también podrá formar enlace covalente con otro átomo de B para
formar una molécula covalente apolar.
4. En el caso de esta molécula el átomo central ha de formar
cuatro enlaces con los átomos de H y Cl. Está claro, pues que debe
formar cuatro orbitales híbridos “sp3” para poder dar esos cuatro
enlaces. La distribución espacial de esos orbitales híbridos será la
de un tetraedro. La presencia del átomo de cloro, más voluminoso,
hace que se altere la distancia de enlace y con ello la simetría de la
molécula. El enlace C-Cl tiene mayor polaridad que los enlaces C-H y la suma de los
momentos dipolares de los cuatro enlaces no es cero. Se trata, por tanto, de una molécula
polar. Las fuerzas intermoleculares que se pueden dar son del tipo puente de hidrógeno, por
tener hidrógeno y cloro en su composición.
5. La mejor manera de abordar este problema es calcular la frecuencia asociada a cada
una de las radicaciones que se hacen incidir sobre la placa metálica. Sólo aquellas
radiaciones que tengan una frecuencia mayor que la frecuencia umbral del metal serán las
que produzcan efecto fotoeléctrico.
3 ⋅10 8 ms
c

10-9 m
ν roja =
= 4,4 ⋅1014 Hz
=
λ roja = 682 nm ⋅
= 682 ⋅10-9 m 
-9
λ
682
⋅
10
m
1 nm

roja
→
-9
10 m
3 ⋅108 ms
λ azul = 478 nm ⋅
= 478 ⋅10-9 m ν azul = c =
= 6,28 ⋅1014 Hz
-9

1 nm
λ azul 478 ⋅10 m

Como se puede ver sólo la luz azul tiene una frecuencia mayor que la frecuencia
umbral, por lo que la azul es la única radiación que produce efecto fotoeléctrico.
6. Este ejercicio está puesto con la intención de que los alumnos sean capaces de darse
cuenta de que no es posible responder a la segunda pregunta del enunciado. La forma de
deducir esto es un ejercicio de lógica que se basa en los conceptos de mol y equivalente
químico. Empecemos por calcular la molaridad de la disolución que dice el enunciado:
35 mL D ⋅1,22
g
35
1 mol
= 42,7 g D
= 14,945 g H2SO 4 ⋅
= 0,1525 moles H2SO 4
100
mL
98 g
M=
0,1525 moles
= 0,61 M
( 0,215 + 0,025 ) L
Se define la masa equivalente de un ácido como el cociente entre la masa molecular y
la cantidad de protones que posee, es decir, la masa equivalente del H2SO4 será la mitad de
la masa molecular. Siguiendo el mismo razonamiento podemos deducir que habrá el doble
de equivalentes químicos que de moles, por lo que la normalidad de la disolución de partida
será justo el doble de la calculada: 0,61—2 = 1,22 N. Parece claro que no es posible añadir
más agua para concentrar la disolución, es decir, aumentar su normalidad.