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OLIMPIADA DE QUÍMICA
FASE LOCAL
2 MARZO 2002
Nombre y Apellidos.....................................................................................................................
Centro....................................................................
INSTRUCCIONES
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
La duración de la prueba será de 2 horas.
Sólo hay que señalar una respuesta por pregunta.
Cada pregunta correctamente respondida se valorará con 1 punto.
Cada pregunta incorrectamente respondida se calificará negativamente con 0,25 puntos.
No se permite la utilización de ningún tipo de texto ni de la Tabla Periódica.
Se autoriza el empleo de calculadora no programable.
Para poder optar a algún premio debe alcanzarse una puntuación mínima de 20 puntos netos.
PREGUNTAS
1.- Si un ácido débil tiene una constante Ka = 1,0x10-5
a) Su base conjugada es una base fuerte.
b) Su base conjugada es una base débil.
c) En disolución se comporta como un electrolito neutro.
d) No tiene base conjugada.
2.- El pH de una disolución 1,0x10-9 M de un ácido débil (Ka = 1,0x10-6) es:
a) 6,0
b) 9,0
c) 8,0
d) Aproximadamente 7.
3.- Si una disolución 0,01 M de un ácido débil se diluye cien veces, la nueva disolución así obtenida
tiene:
a) El mismo pH que la inicial.
b) Un grado de disociación menor que el inicial.
c) El mismo grado de disociación que el inicial.
d) Un grado de disociación mayor que el inicial.
4.- Se hacen reaccionar 25 mL de ácido acético 0,01 M (Ka = 1,1x10-5) con 25 mL de hidróxido
sódico 0,01 M. El pH de la disolución resultante será:
a) Menor que 7.
b) Igual a 7.
c) Mayor que 7.
d) No se puede calcular.
5.- ¿Puede una disolución de una base débil (Kb = 1,0x10-4) comportarse prácticamente como base
fuerte, en lo que se refiere a su disociación?
a) Sí, si la concentración de la base es muy alta.
b) Sí, si la disolución de la base está muy diluida.
c) No, pues su grado de disociación será siempre menor que 0,1.
d) No, sea cual sea la concentración de la base débil en la disolución.
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6.- Un compuesto orgánico tiene de fórmula molecular C3H6O2. Indique cuál de las siguientes
sustancias puede ser dicho compuesto:
a) Acetona.
b) Ácido propanoico.
c) Propanotriol.
d) Propanodial.
7.- Dadas las siguientes sustancias químicas: monóxido de carbono, dióxido de carbono, tetracloruro
de carbono y oxígeno. Indique cuál de ellas es polar:
a) Monóxido de carbono.
b) Dióxido de carbono.
c) Tetracloruro de carbono.
d) Oxígeno.
8.- Los isótopos del oxígeno 16O y 18O presentan las propiedades siguientes:
a) Tienen el mismo número másico.
b) Tienen el mismo número de electrones.
c) Tienen el mismo número de neutrones.
d) Tienen distinto número de protones.
9.- Dado el equilibrio químico siguiente:
2 SO2(g) + O2(g) 
 2 SO3(g)
ΔH < 0
La producción de SO3 se verá aumentada en el caso siguiente:
a) Si aumenta la temperatura.
b) Si se añade un catalizador.
c) Si aumenta la presión del reactor.
d) Si disminuye la presión del reactor.
10.- Dada la reacción en fase gaseosa ideal: A + 2B → Productos,
cuya ecuación cinética es:
vr = k [A]2
Señale cuál de las siguientes expresiones es correcta.
a) Al disminuir el volumen del sistema a la mitad, a temperatura constante, la velocidad de
reacción se hace cuatro veces mayor.
b) Al expandir el sistema hasta dos veces su volumen inicial a temperatura constante, la
velocidad de reacción se hace cuatro veces más pequeña.
c) Esa expresión de ecuación cinética es incompatible con la estequiometría de la reacción.
d) Las unidades de k son (tiempo-1).
11.- En el siguiente proceso, indique hacia dónde se desplazaría el equilibrio si disminuimos la
presión exterior, a temperatura constante, sobre el sistema: Cl2(g) + H2(g) 
 2 HCl(g)
a) Aumentaría la cantidad de cloruro de hidrógeno.
b) Aumentaría la cantidad de cloro.
c) No influiría en el sistema.
d) Aumentaría la cantidad de cloro e hidrógeno.
12.- Se sabe para una determinada reacción que es espontánea a bajas temperaturas y no espontánea
a temperaturas altas. Esta información permite saber que:
a) Este proceso será exotérmico.
b) No hay información suficiente para saber si será endotérmica o exotérmica.
c) Este proceso será endotérmico.
d) La información que se da es incorrecta porque una reacción siempre es espontánea a
cualquier temperatura.
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13.- El xenón, a temperatura de 4 K, es un sólido:
a) Metálico.
b) Covalente.
c) Molecular.
d) Iónico.
14.- Un catalizador en una reacción química:
a) Modifica la entalpía de la reacción.
b) Modifica la velocidad de la reacción.
c) Convierte una reacción no espontánea en espontánea.
d) Altera el equilibrio de la reacción.
15.- ¿Cuál es el nombre sistemático del compuesto orgánico: HOOC–CH=CH–COOH?
a) Ácido butenodioico.
b) Ácido butanodioico.
c) 2-butendial.
d) 2-butendiol.
16.- El compuesto orgánico denominado fenol corresponde a:
a) Un alcohol alifático.
b) Un anillo de benceno con un grupo hidroxi.
c) Un anillo de ciclohexano con un grupo hidroxi.
d) Una estructura de hidrocarburo saturado con un anillo benceno.
17.- ¿Qué configuración electrónica corresponde al ión Ca2+?
a) 1s2 2s2
b) 1s2 2s2 2p6 3s2
c) 1s2 2s2 2p6
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
18.- Para los compuestos H2O, H2S, H2Se, H2Te los puntos de fusión son respectivamente:
a) 100,0 ºC; -67,7 ºC; -41,5 ºC; -1,8 ºC
b) 0,0 ºC; -85,6 ºC; -60,4 ºC; -51,0 ºC
c) 0,0 ºC; 5,0 ºC; 7,8 ºC; 10,4 ºC
d) 0,0 ºC; -5,1 ºC; -60,4 ºC; -85,6 ºC
19.- En la reacción de combustión del gas propano ¿Cuántos moles de O2 se necesitan por mol de
CO2 producido?
a) 5 moles.
b) 3 moles.
c) 1,67 moles.
d) 0,67 moles.
20.- ¿Cuál de las siguientes moléculas es la más polar?
a) H2
b) HI
c) O2
d) HCl
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21.- Un elemento X tiene dos electrones en su último nivel de energía y otro elemento Y tiene siete
electrones, también en su último nivel. ¿Cuál será la fórmula más probable para un compuesto entre
X e Y?
a) X2Y
b) XY2
c) X2Y7
d) X7Y2
22.- El salto de un electrón de un átomo produce una radiación emitida de longitud de onda
1,54x10-10 m. Sabiendo que la constante de Planck es 6,62x10-34 J·s y que la velocidad de la luz es
3,0x108 m ¿Cuál es el valor de la energía liberada?
a) 1,20x10-12 J
b) 1,29x10-15 J
c) 2,30x1010 J
d) 3,00x10-10 J
23.- El equilibrio de un sistema químico reaccionante, a P y T constantes, significa termodinámicamente que:
a) T ·ΔH = 0
b) ΔH = 0
c) ΔG = 0
d) T = 0
24.- Entre los siguientes compuestos, cuál presenta isomería geométrica.
a) CH3 – CH = CH – CH3
b) CBr2 = CBr2
c) CH2 = CH2
d) CHCl = CCl2
25.- El compuesto CH3 – CHOH – COOH:
a) Tiene un átomo de carbono asimétrico.
b) Tiene dos átomos de carbono asimétricos.
c) Presenta isomería geométrica.
d) No presenta isomería óptica.
26.- Para una determinada disolución son conocidas las masas de soluto y de disolvente con que se
ha preparado y las masas moleculares de cada uno de ellos, ¿cuál de las siguientes formas de
expresar la concentración no es calculable?
a) Porcentaje en peso.
b) Molaridad.
c) Molalidad.
d) Fracción molar.
27.- El nitrógeno es un gas diatómico muy poco reactivo cuya fórmula es N2 ¿Cuál es la afirmación
correcta?
a) El símbolo que aparece en la tabla periódica para el nitrógeno es N2.
b) En las mismas condiciones de P y T, el volumen que ocupa 1 mol de N2 será el doble que el
que ocupa 1 mol de argón (que es monoatómico).
c) La configuración electrónica del elemento N es como la de un gas noble, por eso la
molécula es poco reactiva.
d) La molécula N2 se mantiene mediante un triple enlace entre los dos átomos.
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28.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones acerca de la ley de conservación de la masa es correcta?
a) En realidad en una reacción química lo que se conserva no es la masa sino la cantidad de
sustancia por eso el número de moles es constante.
b) La ley de conservación de la masa no es del todo exacta ya que en toda reacción exotérmica
la masa aumenta un poco y se convierte en energía.
c) En una reacción química no cambian los átomos presentes solo los enlaces entre ellos, por
eso la masa total no cambia.
d) Esta ley se cumple solo cuando no hay cambio en el número de oxidación de los elementos.
29.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones acerca del enlace químico es correcta?
a) Dos elementos con electronegatividades parecidas tienden a formar enlaces iónicos.
b) En una molécula como el H2O los enlaces son muy polares y por tanto es un ejemplo de
enlace iónico.
c) Cuando se tiene cobre metálico, aunque se escriba Cu, no se tienen átomos aislados sino
unidos mediante enlace metálico.
d) La regla del octeto se llama cuando el núcleo de un elemento está rodeado de un número de
electrones múltiplo de 8.
30.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones acerca de la tabla periódica es correcta?
a) En un grupo los elementos tienen propiedades muy distintas ya que el valor de n es distinto.
b) A lo largo de cualquier un período todos los elementos llenan orbitales con el mismo valor
de n y l..
c) El estado de oxidación de un elemento está relacionada con el grupo en que se encuentra
dicho elemento.
d) El tamaño de los átomos aumenta regularmente hacia abajo y a la derecha en la tabla.
31.- ¿Cuál de los siguientes nombres es el correcto para CH3–CH(CH3)–CH2–CHO?
a) Pentano.
b) Óxido de metil butano.
c) 3-Metil butanal.
d) Aldehído pentanoico.
32.- Un recipiente cerrado contiene una mezcla gaseosa inerte compuesta por 3,0x1023 moléculas de
A y 1,5x1024 moléculas de B. Si la presión total es de 1,2 atm, las presiones parciales de A y B
serán, respectivamente:
a) 0,2 y 1 atm.
b) 0,8 y 0,4 atm.
c) 0,264 y 0,936 atm.
d) No se puede saber, porque no hay datos de la temperatura.
33.- Los isótopos más comunes de los elementos X e Y tienen un número másico de 40. Ello quiere
decir que:
a) Son isótopos de un mismo elemento.
b) X e Y tienen el mismo número de protones.
c) Las masas atómicas de X e Y tienen que ser muy parecidas.
d) X e Y son isoelectrónicos.
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34.- ¿Cuál de los siguientes puede ser el conjunto válido de números cuánticos para el electrón de
mayor energía del carbono en estado fundamental?
a) n = 1; l = 0; ml = 1; ms = +1/2
b) n = 2; l = 2; ml = -1; ms = -1/2
c) n = 3; l = 1; ml = -1; ms = +1/2
d) n = 2; l = 1; ml = 0; ms = -1/2
35.- Para cualquier valor permitido del número cuántico l, el número de orbitales será:
a) 2n2
b) 2·l + 1
c) n – 1
d) (l – 1)2 + 1
36.- ¿Cuál de las siguientes moléculas es no polar, a pesar de presentar enlaces polares?
a) CO2
b) NH3
c) H2O
d) HF
37.- ¿Cuál de las siguientes acciones no modificaría el pH de una disolución de 1 mol de NaOH en
100 mL de agua?
a) Añadir otros 100 ml de agua.
b) Añadir otro mol de NaOH y 100 mL de agua.
c) Añadir un mol de HCl y 100 mL de agua.
d) Evaporar la disolución hasta conseguir reducir el volumen a la mitad.
38.- ¿Cuáles de los siguientes compuestos orgánicos no formarán enlaces de hidrógeno entre
moléculas de su especie en estado líquido?
a) Alcoholes.
b) Ésteres.
c) Ácidos.
d) Aminas.
39.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?
a) Un átomo A y su ión A- tienen el mismo radio.
b) Un átomo X tiene mayor radio que un anión X-.
c) El primer potencial de ionización del átomo de oxígeno es menor que el del carbono.
d) El catión Na+ tiene menor radio que el Na metálico.
40.- Según la ecuación de estado de los gases ideales ¿Cuál es la afirmación correcta?
a) Dos masas iguales de gases distintos a la misma presión y temperatura ocupan el mismo
volumen.
b) Si un gas se calienta en un recipiente de volumen constante la presión puede aumentar o
disminuir según el valor de R.
c) Si se aumenta el volumen que ocupa un gas a temperatura constante, la presión aumenta en
la misma proporción.
d) La presión que ejerce cada gas en una mezcla de gases es proporcional al número de moles
de cada gas.
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